Aula Estequiometria

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Estequiometria
UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
PROFESSORA: BIANCA VIANA DE SOUSA
CAMPINA GRANDE – PB, 08 de junho de 2018
•Lei da Conservação da Massa
(Lavoisier): A massa total de
uma substância presente ao
final de uma reação química é a
mesma massa total do início da
reação.
Os átomos não são nem criados
nem destruídos durante
qualquer reação química.
Lembrando!!!!
• Equações químicas: descrições de reações
químicas.
• Partes de uma equação química: reagentes e
produtos:
2H2 + O2 → 2H2O
Reagentes Produtos
• Equação balanceada – equação química com o
número igual de átomos de cada elemento em cada
lado da seta.
CH4 + O2 → CO2 + H2O
Esta equação está 
balanceada???
1 2 1 2 
Ilustração da diferença entre o índice inferior em uma fórmula
química e um coeficiente diante da fórmula. Note que o número de
átomos de cada tipo (listado ao lado da composição) é obtido pela
multiplicação do coeficiente pelo índice inferior associado a cada
elemento da fórmula.
Equações Químicas: Faça o balanceamento!
a) Fe(s) + O2(g) → Fe2O3 (s)
b) C2H4(s) +O2(g)→ CO2 + H2O
c) Al(s) + HCl(aq) → AlCl3(aq) + H2(g)
d) P2O5(s) + H2O(l)→H3PO4(aq)
e) Fe(OH)3(s) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + H2O(g)
 Os índices inferiores nunca devem ser mudados ao
balancear uma equação.
 Vale salientar que, colocar o coeficiente na frente de
uma formula química muda apenas a quantidade e não a
identidade das substâncias.
Coeficientes estequiométricos: são os números na
frente das fórmulas químicas; fornecem a proporção
de reagentes e produtos.
Reações de combinação e decomposição
• As reações de combinação têm menos produtos do que 
reagentes:
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
• As reações de decomposição têm menos reagentes do 
que produtos:
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g) 
(a reação que ocorre em um airbag)
 O NaN3 (azida de sódio) se decompôs em Na e N2
gasoso.
Muitos carbonatos metálicos reagem para formar óxidos 
metálicos e dióxido de carbono quando aquecidos:
CaCO3(s) →CaO(s) + CO2(g)
Escreva as equações balanceadas das seguintes reações:
(a) A reação de combinação que ocorre quando o lítio
metálico reage com o gás flúor. (b) a reação de
decomposição que ocorre quando o sólido de carbonato
de bário é aquecido. (c) A superfície do alumínio metálico
sofre uma reação de combinação com o oxigênio do ar.
Combustão ao ar
A combustão é a queima de uma substância em
oxigênio do ar:
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
E, no caso de moléculas contendo
oxigênio (CH3OH), o que acontece?
Faça a equação e o balanceamento.
Pratique para o etanol (C2H5OH)!
Massa molecular 
 A massa molecular (MM): é a soma de Massas Atômicas
para os átomos na fórmula.
 MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
= 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) = 98,1u
 A massa molecular (MM) é a massa da fórmula
molecular.
Faça: Qual é a MM para os compostos:
a) HCN
b) H3PO4
c) KMnO4
d) K2CrO7
Qual o percentual de cada elemento no composto?
O Mol 
Sabemos que os átomos reagem para formar
moléculas, mantendo razões simples de números inteiros.
Por exemplo,
 Para formar a água (H2O) é necessário uma combinação
de 2 átomos de H e 1 de O.
Para formar o monóxido de carbono (CO) é necessário
uma combinação de 1 átomo de C e 1 de O.
Entretanto, é impossível trabalhar com os átomos
individualmente, devido às suas dimensões minúsculas.
Portanto, em qualquer laboratório é preciso aumentar o
tamanho destas quantidades até o ponto em que
possamos vê-las e pesá-las.
Mol: medida conveniente de quantidades químicas
(número de átomos, íons e moléculas).
 A massa de um átomo de carbono 12 foi determinada,
por espectrometria de massa, como 1,99265x10-23 g.
Segue que o número de átomos em exatamente 12 g de
carbono 12 é.
23
23
1002,6
1099265,1
12
x
gx
g
átomosdeNúmero 

 A partir de experimentos, os cientistas determinaram
que esse número é 6,0221421 x 1023 objetos e o
chamaram de números de Avogrado. Portanto,
 1 mol de átomos de C = 6,0221421 x 1023 átomos de C
 1 mol de moléculas de H2O = 6,0221421 x 10
23
moléculas de H2O.
 1 mol de íons NO3
- = 6,0221421 x 1023 de íons NO3
-
A constante de Avogadro é usada na conversão entre o
número de mols e o número de átomos, íons ou
moléculas.
A razão entre os átomos numa fórmula química, tal
como o C2Cl6, estabelece um número de razões molares
úteis na construção de fatores de conversão que podem
ser empregados na resolução de problemas. Temos: CCl4
que pode ser escrita como
1 mol de C
4 mol de Cl
1 mol de CCl4 ~ 1 mol de C
1 mol de CCl4 ~ 4 mol de Cl
1 mol de CCl4 1 mol de CCl4
4 mol de Cl 1 mol de C
Obs: o símbolo ~ significa quimicamente equivalente.
Ou
Ou e
Esta fotografia mostra
um mol de sólido
(NaCl), um mol de
líquido (H2O) e um mol
de gás (O2).
COMO MEDIR EM 
LABORATÓRIO???
Definiu-se o mol como a quantidade de um
elemento com massa em gramas numericamente igual
ao seu peso atômico. Portanto,
 1 mol de C = 12 g de C
 1 mol de O = 16 g de O
 1 mol de N = 14 g de N …
Exemplos:
1. Quantos moles de carbono são necessários para se
combinar com 4,87 moles de cloro para formar a substância
C2Cl6?
2. Quantos moles de carbono estão contidos em 2,65 mol de
C2Cl6?
3. Quantos moles de Si estão contidos em 30,5 gramas de Si?
4. Quantos gramas de Cu estão contidos em 2,55 moles de Cu?
5. Quantos gramas de Ca devem reagir com 41,5 g de Cl, para
produzir CaCl2?
6. Quantas moléculas de glicose existem em 5,23 g de
C6H12O6?
Fórmulas mínimas a partir de análises
A fórmula mínima de uma substância diz o número
relativo de átomos de cada elemento que ela contêm. Os
índices inferiores são sempre os menores números
inteiros proporcionais possíveis.
Como fazer???
O ácido ascórbico (Vitamina C) contém 40,92% de C, 4,58% de
H e 54,5% de O em massa. Qual é a fórmula mínima do ácido
ascórbico?
Os elementos estão presentes nesta proporção 
independente do tamanho da amostra.
Esboço do procedimento utilizado para se calcular a
fórmula mínima de uma substância a partir de sua
composição percentual.
Fórmula molecular a partir de fórmula mínima
• Fórmula molecular nos dá o número real de átomos de
cada elemento na molécula. Uma vez que conhecemos
a fórmula mínima, precisamos da MM para
encontrarmos a fórmula molecular.
• Os índices inferiores na fórmula molecular são sempre
números inteiros múltiplos dos índices inferiores na
fórmula mínima.
• Continuando o exemplo do ácido ascórbico... Sabendo
que, a massa molecular dada experimentalmente é igual
a 176 g/mol, qual a fórmula molecular?
Informações quantitativas a partir de 
equações balanceadas
 A equação balanceada fornece o número de
moléculas que reagem para formar produtos.
 Interpretação: a proporção da quantidade de matéria
de reagente necessária para se chegar à proporção
da quantidade de matéria do produto.
 Essas proporções são denominadas proporções
estequiométricas.
As relações estequiométricas podem ser usadas para
fazer a conversão entre as quantidades de reagentes e
produtos em uma reação química. Temos a seguinte
reação:
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O
Vamos determinar, quantos gramas de água são
produzidos na oxidação de 1 g de glicose (C6H12O6)?
Esboço do procedimento utilizado para se calcular o número
de gramas de um reagente consumido ou de um produto
formado em uma reação começando pelo número gramas de
um dos outros reagentes ou produtos.
Reagentes limitantes
DETERMINA O 
RENDIMENTO MÁXIMO 
DO PRODUTO
UM REAGENTE 
QUE É 
CONSUMIDO
SE OS REAGENTES NÃO ESTÃO
PRESENTES EM QUANTIDADES
ESTEQUIOMÉTRICAS, AO FINAL DA
REAÇÃO ALGUNS REAGENTES AINDA
ESTARÃO PRESENTES (EM EXCESSO).
A quantidade de produto formado depende apenas 
da quantidade de reagente limitante
COMO FAZER????
O mais importante processo comercialpara converter N2
do ar em compostos contendo nitrogênio é baseado na
reação de N2 e H2 para formar (NH3):
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Pergunta-se: Qual a quantidade de matéria de NH3 pode
ser formada a partir de 3 mols de N2 e 6 mols de H2?
Dada a reação: Zn + S → ZnS
Quantos gramas de ZnS podem ser formados quando 12g
de Zn reagem com 6,5 g de S? Qual é o reagente
limitante? Quanto e qual elemento permanerá sem reagir?