2 Webconferência - Química Inorgânica e Orgânica - IURY SOUSA E SILVA

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Química Inorgânica e Orgânica
Webconferência 2
Prof. Dr. Iury Sousa e Silva
▪Equações químicas;
▪Fórmulas mínimas a 
partir de análises;
▪Informações 
quantitativas a partir 
de equações 
balanceadas;
▪Reagentes limitantes.
▪ Massa atômica e 
massa molecular; 
▪O mol;
Webconferência 2
▪ Reatividade química;
Introdução
• Estequiometria ou cálculo estequiométrico é o estudo 
das relações quantitativas de reagentes e produtos
• Baseado nas leis:
• Lei da conservação da massa (Lavoisier)
• Lei das proporções definidas (Proust)
Equações Químicas
• Reagentes – Substâncias iniciais que provocam uma reação e 
encontram-se à esquerda na equação.
• Produtos – Resultado da reação e encontra-se à direita na equação.
H2(g) +O2(g)
2 H2(g) +O2(g)
H20(g) 
2 H20(g)
Tipos dereatividade
Reação de combinação e decomposição
Tipos dereatividade
Tipos dereatividade
Combustão: Reação química exotérmica entre uma 
substância e um gás, geralmente o oxigênio, para
liberar calor.
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
Massa atômica e massa molecular
• Massa atômica: massa de relativo à
unidade de massa atômica
um átomo
u (1/12 da massa
do isótopo carbono -12,12C).
• Massa molecular: massa de uma molécula de uma
substância relativa à unidade de massa atômica u
(1/12 da massado isótopo carbono-12, 12C).
Massa atômica e massa molecular
• Massa molecular de uma 
fórmula: soma dasmassas 
atômicas dos átomos da 
fórmula.
MM(H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA doO)
= 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u)
= 98,1 u
Mol
• Origem: palavra latina moles (porção,quantidade)
• É a unidade utilizada para relacionar um número grande 
de átomos, íons e moléculas.
1 mol = 6,0221367 x 10²³ partículas
Mol
• Massa Molar: é a massa em gramas de 1 mol de 
substância (unidades g/mol, g.mol-1)
• A massa de 1 mol de átomos de 12C = 12 g
LAVOISIER:
Lei da Conservação das Massas
C + O2 → CO2
+
12g C + 32g O2 → 44g CO2
❖ Partículas iniciais e finais são as mesmas →massa iguais.
LEI DE PROUST:
Lei das Proporções Constantes
C + O2 → CO2
❖ Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão.
+
+
2C + 2O2 → 2CO2
Informações quantitativas a partir de equaçõesbalanceadas
• Os coeficientes de uma equação balanceada mostram as relações 
estequiométricas entre os componentes desta reação.
• Com essa equivalência estequiométrica pode-se deduzir a quantidade do 
produto através do reagente evice-versa.
• Exemplo: 2H2(g) +O2(g) → 2 H2O(l)
• No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O são 
quantidades estequiometricamente equivalentes.
Reagentes limitantes
•O reagente limitante de uma reação química é o reagente
que se encontra presente em menor quantidade relativa ou
seja, o que é primeiramente consumido.
Ex: 2H2 + O2 2H2O
•Se tivermos 2 mols de H2 e 2 mols de O2, H2 será limitante e 
sobrará excesso de 1 mol de O2.
Reagentes limitantes
Reagentes limitantes
•Rendimento real de um produto –massa obtida no final da 
reação, medida em gramas, ou quantidade de matéria, medida 
em mols
•Rendimento teórico –é a massa que deveríamos obter se 
não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade 
calculada com base numa equação química)
RENDIMENTO PERCENTUAL =RENDIMENTOREAL x 100 %
RENDIMENTOTEÓRICO
1 Mol
6,02 x 1023
Massa (g)
1 coeficiente
CNTP 22,4 L
n=
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
Relação quantidade de mols com massa
n (mols) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑔)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
EXEMPLO
(Relação Massa-Massa)
Ex.: Qual a massa de água dada em gramas,
produzida a partir de 8g de gás hidrogênio?
→ H2O
→ 2H2O
1º → H2 + O2
2º → 2H2 + O2
3º → 4g → 36g 
8g → x
x = 8 . 36 = 72g
4
EXEMPLO
(Relação Massa-Moléculas)
Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 
16g de oxigênio gás?
1º → H2 + O2 → H2O
2º → 2H2 + O2 → 2H2O
3º → 32g → 12,04 x 1023
16g → x
x = 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023
32
EXEMPLO
(Relação Massa-Volume)
Ex.: Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por 12g
de H2 que reage com N2 suficiente?
1º → N2 + H2
2º → N2 + 3H2
→ NH3
→ 2NH3
3º → 6g → 44,8 L
12g → x
= 89,6 Lx = 12 . 44,8
6
EXEMPLO
(Relação Mol-Volume)
Ex.: Quantos Moles de CO2 são produzidos a partir de 44, 8L 
de CO?
1º → CO + O2 → CO2
2º → CO + ½O2 → CO2
3º → 22,4L → 1Mol
44,8L → x
x = 44,8 . 1 = 2 Mol 
22,4L
Cálculos especiais
Rendimento
EX1.: A combustão de 36g de grafite (C) provocou a
formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o
rendimento da reação ? (C = 12; O = 16) 
a) 50%.
b) 60%.
c) 70%.
d) 80%.
e) 90%.
Parte 1 (100%)
1º → C + O2
2º → C + O2
→ CO2
→ CO2
3º → 12g → 44g
36g → 132g
Resolução
132g
118,8g
Parte 2 (Rendimento)
→ 100%
→ X%
X=90%
EX2.: A decomposição térmica do CaCO3, se dá de
acordo com a equação. Quantas toneladas de óxido
de cálcio serão produzidas através da
decomposição de 100 toneladas de carbonato de
cálcio com 90% de pureza?(Ca = 40; O = 16; C = 12)
a) 40,0 t.
b) 56,0 t.
c) 62,2 t.
d) 50,4 t.
e) 90,0 t.
Grau de pureza
Resolução
Parte 1 (100%)
1º → CaCO3 → CaO + CO2
3º → 100g → 56g
100 t → 56 t
Parte 2 (Pureza)
100% → 56 t
90% → X t
X=50,4 t
Reagente Limitante
EX3.: 10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de
hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em
excesso. Após completar a reação, restarão:
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O
a) 0,02g de H2SO4
b) 0,20g de H2SO4
c) 0,26g de Ca(OH)2
d) 2,00g de H2SO4
e) 2,00g de Ca(OH)2.
→ CaSO4 + 2H2O
Resolução
9,8g → 7,4g
10g – 9,8g = 0,2g
R= 0,20 de H2SO4
O ácido está em excesso
H2SO4 + Ca(OH)2 
98g + 74g
10g + 7,4g
98g → 74g
OBRIGADO
Prof. Dr. Iury Sousa e Silva
E-mail:
iury.silva@sereducacional.com
Instagram: 
@prof.iurysousa
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