AULA 3 - MAIO - Cálculo estequiométrico - Relação massa-volume ( 2º PERIODO)

 Cálculo de volumes

1 - Assista a video aula, para você entender melhor a relação mol, massa e volume.

 2 -  Veja alguma resolução de questões resolvida abaixo.

Para esse tipo de cálculo estequiométrico, os dados do problema são apresentados em massa e a quantidade é pedida em volume ou vice-versa; dados e perguntas são apresentados em volumes gasosos.

Nas CNTP, a pressão-padrão é de 101325 Pa, o que equivale a 1 atm, e a temperatura-padrão é de 273,15 K. Nessas condições, o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás é ≈ 22,4L.

Exemplo: Determine a massa de amônia produzida pela reação completa de 134,4 L de nitrogênio nas CNTP com suficiente quantidade de hidrogênio. (Massas atômicas: H = 1; N = 14)
1. Escrever a equação:
N₂ (g) + H₂ (g) → NH₃ (g)
2. Balancear:
1 N₂ (g) + 3 H₂ (g) → 2 NH₃ (g)
3. Relacionar:
1 mol N₂ ocupa 22,4 L (CNTP).
1 mol NH₃ = 17 g → 2 mols NH₃ = 2 · 17 = 34 g
1 N₂(g) + 3 H₂(g)  → 2 NH₃(g)
1 mol N₂                    2 mols NH₃
22,4 L                         34 g
134,4 L                       m
4. Usar a regra de três para resolver o problema.
22,4 L N₂ ———   34 g NH₃
134,4 L N₂ ———  x
x = 204 g NH₃

Exercícios resolvidos

1. A fermentação da glicose ocorre segundo a equação:
C₆H₁₂O₆  →  C₂H₅OH  +  CO₂ (equação não balanceada)
Glicose       Álcool etílico
Calcule o número de mols de álcool etílico que serão produzidos de 5 mols de glicose.
Resolução:
1 C₆H₁₂O₆  →  2 C₂H₅OH  +  2 CO₂
1 mol de glicose ——— 2 mol de álcool etílico
5 mol de glicose ——— x
x = 10 mol de álcool etílico

2. A queima de 2,5 mols de carvão puro ocorre conforme a equação: C + O₂ → CO₂.  Calcule a massa de dióxido de carbono (CO₂) liberada na atmosfera. (Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol)
Resolução
1 C + 1 O₂  →  1 CO₂
1 C                    1 CO₂
1 mol               1 mol
m = ? kg de CO₂
1 mol CO₂ ——— 1 · 44 g
1 mol
 2,5mol ———x
1 mol ——— 44 g
2,5mol ———x
m = 110 g de CO₂

3. Dada a equação: N₂ + H₂ → NH₃. Determine a massa, em gramas, de amônia, NH₃, obtida quando reagem totalmente 180 g de hidrogênio (H₂).
Resolução
1 N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
3 H₂
       2 NH₃
3 mols  
 2 mols
m= ? g de NH₃
3 · 2 g ——— 2 · 17 g
180 g ——— x
6 g ——— 34 g
180 g ——— x
x = 1 020 g de NH₃

_{3 - No dia 03 de Junho estará disponível atividade 2 no google sala aula da turmas. Qualquer dúvida entre em contato com o professor} 

_{BONS ESTUDOS!} 

AULA 2 - MAIO - Cálculo estequiométrico ( 2º PERIODO)

Continuação da aula anterior

Cálculo estequiométrico (Aula 1)

Cálculo estequiométrico (Aula 2)

Cálculo estequiométrico (Aula 3)

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AULA 1 - MAIO - ESTEQUIOMETRIA (2º PERIODO)

A estequiometria é o assunto da química que calcula as quantidades de substâncias (reagentes e produtos) encontrados em uma reação química. Assim é possível quantificar o número de reagentes que deve ser utilizado para formar determinada quantidade de produto através das equações químicas.

O cálculo estequiométrico só pode ser feito a partir de uma equação balanceada. Mas o que isso significa? Que o número de átomos deve ser igual nos dois lados da equação.

Antes de começar o cálculo estequiométrico:

1. Preste a atenção ao texto da questão e identifique as substâncias envolvidas e os dados fornecidos;
2. Saiba que você precisará converter mol em outras unidades numéricas.

Cálculo estequiométrico passo a passo:

Para conseguir resolver cálculos estequiométricos é recomendável seguir alguns passos:
1. Escrever a equação química balanceada 
Exemplo:

2. Escrever a proporção em mol (coeficientes estequiométricos);

3. Deixar um espaço para arrumar as grandezas (retângulo);

4. Anotar as informações e perguntas do problema;

5. Preencher o espaço (mesma grandeza); 

6. Por fim, resolver a proporção

As bases do cálculo estequiométrico: Leis Ponderais

Antoine Laurent de Lavoisier e Joseph Louis Proust se destacaram por suas teorias no surgimento da química como ciência. Tais princípios são a base de qualquer reação química e são chamados de Leis Ponderais. Conheça-os a seguir

1. Lei de Lavoisier:

É a lei da conservação das massas ou lei da natureza: Já ouviu esta frase: “Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.”? Vem desta lei. Através de experimentos próprios, Lavoisier verificou que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria em um sistema fechado. Assim, a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos.

2. Lei de Proust:

É a lei das proporções constantes ou lei das proporções definidas. Através de experimentos realizados com substâncias puras, concluiu-se que a composição das massas é constante independente do processo escolhido para obtê-las. Ou seja, as massas dos reagentes e dos produtos participantes de uma reação mantêm proporção constante.

Qual é a relação entre as leis ponderais e a estequiometria?

No cálculo estequiométrico, o número de átomos permanece igual antes e depois da reação. Além disso, as equações precisam estar balanceadas de acordo com a proporção de reagentes e produtos.

Termos de química comuns no cálculo estequiométrico

Se você está iniciando os estudos nessa matéria e está um pouco perdido, resumimos alguns termos que irão te ajudar. Veja os mais relevantes:

Massa atômica:
(MA), é usada para medir o peso dos átomos. Ela equivale a 1/12 do carbono.
Massa molecular:
(MM) é um termo que se refere à soma dos átomos de uma molécula.
Massa molar:
(M) consiste na medição em gramas da massa molecular.
Mol:
Serve para mensurar a matéria microscópica, seja ela átomo, próton, nêutron ou elétron.
Elemento químico:
(Z) Corresponde ao número de prótons que o átomo possui no núcleo. Assim os elementos se diferenciam pela quantidade  de prótons que os átomos possuem.

Exercícios de estequiometria resolvidos

1. A neutralização completa do ácido sulfúrico (H₂SO₄) com hidróxido de sódio (NaOH) produz sulfato de sódio (Na₂SO₄) e água. Assinale a alternativa que indica a massa de hidróxido de sódio necessária para neutralizar 58,8 g de ácido.
Dados:
H₂SO₄ + 2NaOH → Na_2SO4 + 2H₂O
Massas molares (g/mol) – H = 1; S = 32; O = 16; Na = 23.
a) 24g.
b) 32g.
c) 40g.
d) 48g.
e) 56g.

Resolução: