Apostila - Estequiometria

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<p>UNIP - Universidade</p><p>Paulista</p><p>ESTEQUIOMETRIA</p><p>Prof. Dra. Silvia Carla Haither Goós</p><p>Estequiometria - Cálculo Estequiométrico</p><p>01. As Reações Químicas</p><p>Uma reação química significa uma transformação de substâncias em outras. Os</p><p>elementos químicos não são modificados, apenas as substâncias. Num processo nuclear os</p><p>elementos são transformados em outros. Num processo físico nem os elementos e nem as</p><p>substâncias são transformadas.</p><p>PROCESSO ELEMENTOS SUBSTÂNCIAS</p><p>Físico não se transformam não se transformam</p><p>Químico não se transformam se transformam</p><p>Nuclear se transformam se transformam</p><p>As substâncias que iniciam uma reação química são chamadas reagentes, enquanto que</p><p>aquelas que são obtidas são chamadas produtos da reação. Diz-se então que os reagentes são</p><p>transformados nos produtos.</p><p>É claro que para haver uma reação química deve existir afinidade entre os reagentes.</p><p>Essas afinidades podem ser estudadas através das funções químicas. Por exemplo, quando se</p><p>diz que os ácidos reagem com os carbonatos produzindo sal, água e gás carbônico, estabelece-</p><p>se uma generalização resultante da experiência, ou seja, sabe-se que qualquer ácido é capaz</p><p>de reagir com qualquer carbonato. Assim, é conveniente lembrar que as reações químicas são</p><p>fatos observados experimentalmente.</p><p>A termodinâmica química é uma ferramenta importante para o químico porque, de forma</p><p>elegante, é capaz de dizer se uma dada reação, sob determinadas circunstâncias, ocorre ou não.</p><p>Isso será mostrado oportunamente no estudo da termodinâmica, através da grandeza ∆G</p><p>(variação de entalpia livre) da reação. Sabe-se que para ∆G < 0 a reação é espontânea e para</p><p>∆G >0 ela é não-espontânea. No caso onde ∆G = 0 tem-se a situação particular de um equilíbrio</p><p>químico (reações reversíveis).</p><p>O termo espontâneo não deve ser confundido com instantâneo. Por exemplo, a reação</p><p>de um ácido com a solução aquosa de um carbonato é espontânea e instantânea. Entretanto, o</p><p>enferrujamento de um prego é espontâneo, mas não é instantâneo. Quando se diz que uma dada</p><p>reação é espontânea sob determinadas condições afirma-se que ela ocorre, mas nada se sabe</p><p>a respeito do tempo que leva para ocorrer. A experiência e a pesquisa poderão responder sobre</p><p>isso. Ao contrário, se uma reação é instantânea fica implícito que ela é espontânea e que ocorre</p><p>rapidamente.</p><p>Uma equação química é a descrição global da reação química. Nela, constam as fórmulas</p><p>das substâncias reagente e dos produtos: Reagentes → Produtos</p><p>À esquerda da seta, que indica o sentido da transformação, estão os reagentes. Esse lado é</p><p>chamado primeiro membro da equação. À direita estão os produtos, no chamado segundo</p><p>membro da equação.</p><p>Para escrever corretamente uma equação há, dois pontos básicos:</p><p>a) deve representar realmente um fato experimental, conhecido e bem analisado;</p><p>b) deve obedecer à Lei de Lavoisier.</p><p>A Lei de Lavoisier</p><p>"Desde que uma reação química seja realizada num sistema fechado, não se observa</p><p>variação de massa no processo”. Em outras palavras, a soma das massas dos reagentes é igual</p><p>à soma das massas dos produtos.</p><p>É interessante notificar que a reação poderá ser completa ou incompleta. No primeiro caso,</p><p>ao final, tem-se os produtos e eventualmente algum reagente que havia sido colocado em</p><p>excesso. No segundo caso, não se obtém as quantidades esperadas dos produtos e, ao final,</p><p>tem-se ainda reagentes que não reagiram, incorporados aos produtos.</p><p>Em termos práticos, fazer uma equação obedecer à lei de Lavoisier é fazer com que o número</p><p>de átomos de qualquer elemento seja o mesmo nos dois membros da equação.</p><p>Observação: Procure usar na equação os menores números inteiros. Deve-se evitar o uso</p><p>de números fracionários porque poderiam dar interpretação diferente da reação que ocorre.</p><p>Os números acima são chamados coeficientes estequiométricos das substâncias. O método</p><p>usado acima para obter os coeficientes é chamado das tentativas. O processo em si é chamado</p><p>balanceamento da equação.</p><p>O balanceamento de equações químicas</p><p>No exemplo 2H2 + 1O2 → 2H2O deve-se concluir o seguinte:</p><p>a) a proporção mínima em que ocorre a reação é de 2 moléculas de hidrogênio para uma</p><p>molécula de oxigênio, para formar 2 moléculas de água.</p><p>b) essa proporção sempre é mantida quando a reação se realiza. Quer dizer, colocando-se 100</p><p>moléculas de H2 precisam-se de 50 moléculas de O2 para produzir 100 moléculas de água (H2O).</p><p>c) dessa maneira, para 2 mols de moléculas de H2 precisa-se de 1 mol de moléculas de O2 para</p><p>formar 2 mols de moléculas de água (H2O).</p><p>2 H2 + O2 → 2 H2O</p><p>2 H2 + 1 O2 → 2 H2O</p><p>2 moléculas 1 molécula 2 moléculas</p><p>a) 2 mols 1 mol 2 mols</p><p>b) 2 x 6 x 1023 6 x 1023 2 x 6 x 1023</p><p>(moléculas) (moléculas) (moléculas)</p><p>c) 4 g de H2 32 g de O2 36 g de H2O</p><p>O esquema acima é básico, fundamental. Veja que ao se achar os coeficientes</p><p>estequiométricos pode-se fazer a interpretação da reação de várias maneiras:</p><p>a) relacionar os números de mols;</p><p>b) relacionar os números de moléculas;</p><p>c) relacionar as massas das substâncias.</p><p>Um outro aspecto a considerar é ilustrado na figura a seguir, correspondente à equação:</p><p>2H2 + 1O2 → 2H2O</p><p>Observe que as ligações nas moléculas H2 e O2 foram quebradas. Antes, os átomos de</p><p>hidrogênio estavam ligados entre si em cada molécula H2 acontecendo o mesmo com os dois</p><p>átomos de oxigênio na molécula O2. Na água, cada molécula tem um átomo de oxigênio ligado</p><p>a dois de hidrogênio.</p><p>O processo de quebrar ligações sempre envolve absorção de energia (endotérmico). Ao</p><p>contrário, quando os átomos se ligam há desprendimento de energia (exotérmico). A discussão</p><p>sobre esse assunto será mostrada na Termoquímica.</p><p>Além do procedimento das tentativas para balancear a equação há dois outros métodos,</p><p>chamados de algébrico e de oxirredução, que serão discutidos oportunamente.</p><p>02. O Cálculo Estequiométrico</p><p>Calcula as quantidades de reagentes ou produtos envolvidos em um processo químico.</p><p>REGRA PRÁTICA:</p><p>a) conhecer a equação representativa da reação química;</p><p>b) ajustar os coeficientes da equação;</p><p>c) os coeficientes indicam a relação em número de moles que pode ser convertida em relação</p><p>ao número de moléculas, em massa, em volume (proporção estequiométrica);</p><p>d) estabelecer uma regra de três envolvendo os dados do problema.</p><p>02.1. Relação: moles – moles</p><p>Exemplo: Hidreto de sódio (NaH) reage com água, dando hidrogênio, segundo a reação:</p><p>NaH + H2O NaOH + H2</p><p>Para obter 10 moles de H2, são necessários quantos moles de água?</p><p>Resolução:</p><p>N° Moles --------------- N° Moles</p><p>NaH + H2O  NaOH + H2</p><p>1 mol 1 mol</p><p>↓ ↓</p><p>1 mol ...................... 1 mol</p><p>X ...................... 10 moles</p><p>X = 10 moles</p><p>02.2.Relação: moles – massa</p><p>No motor de um carro a álcool, o vapor do combustível é misturado com o ar e se queima</p><p>à custa de faísca elétrica produzida pela vela no interior do cilindro. Qual a a quantidade, em</p><p>moles, de água formada na combustão completa de 138 gramas de etanol </p><p>Dado: Massa molar em g/mol: H=1, C=12, O=16</p><p>Resolução:</p><p>Massa .................................. N° Moles</p><p>C2H6O + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)</p><p>1 mol 3 moles</p><p>↓ ↓</p><p>46 g …................................... 3 moles</p><p>138 g …................................... X</p><p>X = 9 moles</p><p>02.3. Relação: massa – massa</p><p>Qual a massa de dióxido de carbono liberada na queima de 80 g de metano </p><p>Dados: massas molares, em g/mol: H = 1, C = 12, O = 16</p><p>Resolução:</p><p>Massa ..................... Massa</p><p>CH4(g) + 2 O2(g)  1 CO2(g) + 2 H2O(ℓ)</p><p>1 mol 1 mol</p><p>↓ ↓</p><p>16 g ........................ 44 g</p><p>80 g ......................... X</p><p>X = 220 g</p><p>02.4. Cálculos envolvendo volume de gases</p><p>A sacarose é metabolizada pelos animais, sendo uma das principais fontes de energia</p><p>para as células. Este metabolismo ocorre durante a respiração, formando CO2 e H2O como</p><p>produtos:</p><p>C12H22O11 + O2→ CO2 + H2O</p><p>Balanceie a equação acima e calcule quantos litros de CO2 (CNTP) são gerados a partir</p><p>de 20 g de sacarose.</p><p>Dados: volume molar (CNTP) = 22,4 L/mol; massas molares (g/mol): H = 1, C = 12, O = 16</p><p>Resolução:</p><p>Para gases que se encontram submetidos nas CNTP, deveremos relacionar 1 mol do gás ocupa</p><p>um volume de 22,4 L (CNTP):</p><p>Massa ................ Volume</p><p>C12H22O11 + 12 O2→ 12 CO2 + 11 H2O</p><p>1 mol 12 mols</p><p>↓ ↓</p><p>342 g ........... 12 mols x 22,4L</p><p>20 g ........... X</p><p>X = 15,7 L</p><p>02.5. Reagente limitante e em excesso:</p><p>Em um recipiente são colocados para reagir 40,0 g de ácido sulfúrico (H2SO4) com 40,0</p><p>g de hidróxido de sódio (NaOH). Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Após a reação</p><p>se completar, permanecerão sem reagir:</p><p>(Dados: H = 1 ; O = 16 ; Na = 23 ; S = 32)</p><p>a) 32,6 g de NaOH b) 9,0 g de H2SO4 c) 7,4 g de NaOH</p><p>d) 18,1 g de H2SO4 e) 16,3 g de NaOH</p><p>Resolução:</p><p>Quando o exercício te fornecer a quantidade de duas (ou mais) substâncias na reação química,</p><p>tome cuidado, pois uma das substâncias pode estar em excesso, ou seja, não reage toda a</p><p>quantidade fornecida. Neste caso para descobrir o excesso e o limitante, devemos descobrir o</p><p>número de moles de cada substância e baseado na estequiometria da reação descobrir o</p><p>reagente que está em excesso. Após este passo, todos os cálculos de rendimento deverão ser</p><p>efetuados com o reagente limitante.</p><p>No exemplo acima temos:</p><p>H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O</p><p>m H2SO4 = 40,0 g  n H2SO4 = 40,0 g = 0,41 mol</p><p>98 gmol</p><p>m NaOH = 40,0 g  n NaOH = 40,0 g = 1,0 mol</p><p>40 gmol</p><p>A relação entre o H2SO4 e o NaOH dada pela equação é:</p><p>Se foi adicionado 1 mol de NaOH, seria necessário 0,5 mol de H2SO4. Como temos</p><p>apenas 0,41 mol, o reagente limitante é ele.</p><p>Sabendo que o limitante é o ácido sulfúrico, para calcular o excesso de NaOH basta fazer o</p><p>cálculo:</p><p>↓ ↓</p><p>98 g ..................... 2 x 40 g</p><p>40 g .................. X</p><p>X = 32,65 g (reagem)</p><p>Excesso de NaOH = 40g (adicionado) – 32,65 (que reage)</p><p>Excesso de NaOH = 7,35 g (alternativa C)</p><p>02.6. Rendimento</p><p>O ácido acetilsalicílico (AAS, aspirina) é, sem dúvida alguma, o remédio (analgésico) mais</p><p>consumido em todo mundo, possuindo propriedades de analgésico, antitérmico e anti-</p><p>inflamatório. Atualmente existem outros medicamentos muito mais potentes que a Aspirina e com</p><p>menores efeitos colaterais. A síntese da Aspirina se faz hoje como há 100 anos, por acetilação</p><p>do ácido salicílico. Considere que em laboratório reagiu-se 5,00 g de ácido salicílico com 6,00</p><p>mL de anidrido acético, obtendo-se 3,5 g de ácido acetilsalicílico (AAS). Calcule o rendimento</p><p>desta reação.</p><p>Dados:</p><p>Ácido Salicílico Anidrido Acético AAS</p><p>M = 138 g/mol M = 102,1 g/mol M = 180 g/mol</p><p>d = 1,08 g/mL</p><p>m = 5,0 g V = 6 mL</p><p>Sabe-se que: d = m/V  m = d x V</p><p>n = m/M</p><p>Para anidrido: m = 1,08 g/mL x 6 mL = 6,48 g</p><p>n = 6,48 g/102,1 g/mol = 6,35 x 10-2 mol</p><p>Para o ácido salicílico: n = 5,0 g/ 138 g/mol = 3,62 x 10-2 mol</p><p>A estequiometria da reação é 1 mol ácido salicílico : 1 mol anidrido. Como o número de mol de anidrido</p><p>adicionado é maior do que o de ácido salicílico, ele foi colocado em excesso. Assim, o ácido salicílico é o</p><p>reagente limitante da reação e devemos calcular o rendimento teórico a partir dele.</p><p>Cálculo do Rendimento Teórico (R teórico):</p><p>Estequiometria da reação: 1 mol de ácido salicílico -------------- 1 mol de AAS</p><p>138 g de ácido salicílico --------------- 180 g de AAS</p><p>5,0 g de ácido salicílico --------------- R teórico</p><p>R teórico = 6,52 g</p><p>Sabe-se que no laboratório foi pesada uma massa de 3,5 g de AAS.</p><p>6,52 g AAS ------------------- 100%</p><p>3.50 g AAS ------------------- R reação</p><p>R reação = 53,7 %</p>