Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Estequiometria e Cálculos Estequiométricos


Introdução à estequiometria

A estequiometria é um ramo da química que lida com as relações quantitativas entre reagentes e produtos em uma reação química. O termo se origina das palavras gregas "stoikeion" (significando elemento) e "metron" (significando medida). A estequiometria é fundamental para a química porque permite que os químicos prevejam quanto produto será formado em uma dada reação ou quanto reagente será necessário para produzir uma quantidade desejada de produto.

Equação química

Na química, as reações são representadas por equações químicas. Essas equações são representações simbólicas onde as substâncias do lado esquerdo são reagentes e as substâncias do lado direito são produtos. Uma equação química balanceada tem o mesmo número de cada tipo de átomo em ambos os lados, seguindo a lei da conservação da massa.

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Nesta equação:

  • 2 moléculas de gás hidrogênio (H 2) reagem com 1 molécula de gás oxigênio (O 2).
  • A reação produz 2 moléculas de água (H 2 O).

Conceito de mol na estequiometria

O mol é uma unidade fundamental na química usada para medir a quantidade de uma substância. Um mol é 6,022 × 10 23 de qualquer entidade (átomo, molécula, íon, etc.), conhecido como número de Avogadro. A estequiometria frequentemente envolve conversões entre mols, massa e número de partículas.

Vamos entender isso com um exemplo relacionado à água:

H 2 O: - Massa molar da água = 18 g/mol (2 g/mol para H + 16 g/mol para O) - 1 mol de H 2 O = 18 gramas = 6,022 × 10 23 moléculas

Cálculos estequiométricos

Os cálculos estequiométricos envolvem os aspectos quantitativos das equações químicas. Aqui está um guia passo a passo para realizar tais cálculos:

Passo 1: Escreva a equação balanceada

Certifique-se de que a equação química esteja balanceada, ajustando os coeficientes à frente das fórmulas conforme necessário.

C 3 H 8 + 5O 2 → 3CO 2 + 4H 2 O

Passo 2: Converta quantidades em mols

Converta as massas dos reagentes ou produtos em mols usando suas respectivas massas molares.

Exemplo: Converta 44 gramas de C 3 H 8 em mols. A massa molar de C 3 H 8 é 44 g/mol.

Mols de C 3 H 8 = [ frac{44 text{ g }}{44 text{ g/mol }} ] = 1 mol

Passo 3: Use a razão molar

Use os coeficientes estequiométricos da equação balanceada para determinar a razão molar.

Na equação:

C 3 H 8 + 5O 2 → 3CO 2 + 4H 2 O

A razão molar de C 3 H 8 para CO 2 é 1:3.

Passo 4: Converta mols para unidades desejadas

Converta mols de substâncias de volta para gramas ou partículas, se necessário.

Por exemplo, calcule os gramas de CO 2 produzidos:

Massa molar de CO 2 = 44 g/mol Massa de CO 2 = 3 mols × 44 g/mol = 132 gramas

Este processo ilustra o uso da estequiometria para prever os resultados das reações químicas. Vamos explorar mais exemplos e diferentes cenários onde a estequiometria é aplicada.

Cenário de exemplo: Reagente limitante

Ao conduzir experimentos, os produtos químicos raramente são misturados em proporções estequiométricas exatas. O reagente que se esgota primeiro é o reagente limitante, enquanto os outros estão em excesso. A quantidade de produto formada é determinada pelo reagente limitante.

Exemplo: A reação do nitrogênio com o hidrogênio forma amônia

Considere a reação para formar amônia:

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

Suponha que temos 50 g de nitrogênio (N 2) e 10 g de hidrogênio (H 2). Determine o reagente limitante.

- Massa molar de N 2 = 28 g/mol - Massa molar de H 2 = 2 g/mol

Converta a massa em mols:

Mols de N 2 = (frac{50 text{ g }}{28 text{ g/mol }}) ≈ 1,79 mols Mols de H 2 = (frac{10 text{ g }}{2 text{ g/mol }}) = 5 mols

Da equação balanceada, 1 mol de N 2 reage com 3 mols de H 2 Assim, para 1,79 mols de N 2, precisamos de:

H 2 necessário = 1,79 mols × 3 = 5,37 mols

Como apenas 5 mols de H 2 estão disponíveis, H 2 é o reagente limitante.

Cenário de exemplo: Reagente em excesso

Uma vez que o reagente limitante é consumido, a reação para, e o reagente em excesso permanece não reagido. No exemplo acima, como H 2 limita a reação, N 2 está em excesso. Podemos calcular a quantidade de reagente em excesso:

Mols de N 2 necessários para 5 mols de H 2:

(frac{5 text{ mols de H 2 }}{3}) ≈ 1,67 mols de N 2

Excesso de N 2 = 1,79 - 1,67 ≈ 0,12 mol

Massa do excesso de N 2 = 0,12 mol × 28 g/mol = 3,36 g

Representação visual da razão molar

H2 O2 Razão molar H 2 :O 2 = 2:1

Conclusão

A estequiometria é essencial para entender as reações químicas em um nível quantitativo. Ela permite que os químicos estimem a quantidade de substâncias consumidas e produzidas em uma reação. Dominar a estequiometria é importante para resolver problemas do mundo real onde medidas e cálculos precisos são necessários em campos como farmacologia, ciência dos materiais e engenharia ambiental.


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Estequiometria e Cálculos Estequiométricos

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