Aula 3 - cálculos estequiométricos

Prévia do material em texto

<p>Cálculos Estequiométricos</p><p>Prof. Dr. Bruno César Barroso Salgado</p><p>Departamento de Química e Meio Ambiente</p><p>Licenciatura em Química</p><p>Química Analítica I</p><p>Estequiometria química</p><p>▪ Quando misturamos soluções de diferentes solutos que reagem entre si, a</p><p>concentração das espécies presentes na solução resultante dependerá das</p><p>quantidades de reagentes consumidos e formados na reação;</p><p>▪ Reagente limitante:</p><p>– Aquele que se encontra em quantidade inferior à necessária para reagir</p><p>estequiometricamente com os demais reagente do sistema;</p><p>– Reagente que limita a quantidade de produto formado</p><p>▪ Reagente em excesso:</p><p>– Aquele que não é consumido por completo por se encontrar em quantidade</p><p>estequiométrica superior à necessária.</p><p>▪ Rendimento da reação:</p><p>– Quantidade de produto formado real em função da prevista (teórica)</p><p>𝑅𝑒𝑛𝑑 % =</p><p>𝑞𝑡𝑑𝑟𝑒𝑎𝑙</p><p>𝑞𝑡𝑑𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑎</p><p>𝑥100</p><p>Exemplo 1: Em um sistema foram adicionados 2,5 g de K2CrO4 e 5,0 g de AgNO3.</p><p>Calcule a quantidade de precipitado formado, bem como a massa do reagente em</p><p>excesso ao final da reação. Dados: K – 39,1; Cr – 52; Ag – 108; O – 16; N – 14.</p><p>𝐾2𝐶𝑟𝑂4 + 2𝐴𝑔𝑁𝑂3 → 𝐴𝑔2𝐶𝑟𝑂4 𝑠 + 2𝐾𝑁𝑂3</p><p>𝑛 =</p><p>𝑚</p><p>𝑀𝑀</p><p>𝑛𝐾2𝐶𝑟𝑂4 =</p><p>2,5</p><p>194,2</p><p>𝑛𝐾2𝐶𝑟𝑂4 = 0,0129 𝑚𝑜𝑙𝑠</p><p>𝑛𝐴𝑔𝑁𝑂3 =</p><p>5,0</p><p>143,5</p><p>𝑛𝐴𝑔𝑁𝑂3 = 0,0348 𝑚𝑜𝑙𝑠</p><p>0,0129 𝑚𝑜𝑙𝑠 − 𝑥</p><p>1𝑚𝑜𝑙 𝐾2𝐶𝑟𝑂4 − 2𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3</p><p>𝑥 = 0,0258 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3</p><p>Qtd reais</p><p>Qtd teórica</p><p>O AgNO3 foi adicionado (real) acima do</p><p>estequiometricamente necessário (teórico)</p><p>Reag. Excesso: AgNO3</p><p>Reag. Limitante: K2CrO4</p><p>1𝑚𝑜𝑙 𝐾2𝐶𝑟𝑂4 − 1𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔2𝐶𝑟𝑂4</p><p>0,0129 𝑚𝑜𝑙𝑠 − 𝑦</p><p>𝑦 = 0,0129 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐴𝑔2𝐶𝑟𝑂4</p><p>4,28 𝑔 𝐴𝑔2𝐶𝑟𝑂4</p><p>𝑥 332𝑔/𝑚𝑜𝑙</p><p>𝑛𝐾2𝐶𝑟𝑂4(𝑒𝑥𝑐) = 𝑛𝑖 − 𝑛𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜</p><p>𝑛𝐾2𝐶𝑟𝑂4(𝑒𝑥𝑐) = 0,0348 − 0,0258</p><p>𝑛𝐾2𝐶𝑟𝑂4(𝑒𝑥𝑐) = 0,009 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐴𝑔𝑁𝑂3</p><p>1,53 𝑔 𝐴𝑔𝑁𝑂3</p><p>𝑥 170𝑔/𝑚𝑜𝑙</p><p>salga</p><p>Linha</p><p>salga</p><p>Linha</p><p>salga</p><p>Caixa de texto</p><p>-1</p><p>salga</p><p>Caixa de texto</p><p>+1</p><p>salga</p><p>Caixa de texto</p><p>+1</p><p>salga</p><p>Caixa de texto</p><p>-2</p><p>salga</p><p>Substituir</p><p>salga</p><p>Substituir</p><p>170 g/mol</p><p>salga</p><p>Substituir</p><p>salga</p><p>Substituir</p><p>AgNO3</p><p>salga</p><p>Substituir</p><p>salga</p><p>Substituir</p><p>AgNO3</p><p>salga</p><p>Substituir</p><p>salga</p><p>Substituir</p><p>AgNO3</p><p>Exemplo 2: Skoog, p. 81, 4-35</p><p>Exatamente 75,0 mL de uma solução de Na2SO3 0,3132 mol/L foram tratados com 150 mL de HClO4 0,4025</p><p>mol/L e fervidos para remover o SO2 formado.</p><p>a) Qual foi a massa em gramas de SO2 liberada?</p><p>b) Qual a concentração da espécie em excesso ao término da reação?</p><p>c) Supondo uma produção em laboratório de 1,85 g de SO2, qual foi o rendimento da reação?</p><p>𝑁𝑎2𝑆𝑂3 + 2𝐻𝐶𝑙𝑂4 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂4 + 𝑆𝑂2 𝑔 + 𝐻2𝑂</p><p>𝑀 =</p><p>𝑛</p><p>𝑉</p><p>→ 𝑛 = 𝑀 ∙ 𝑉</p><p>𝑛𝑁𝑎2𝑆𝑂3 = 0,3132 ∙ 0,075</p><p>𝑛𝑁𝑎2𝑆𝑂3 = 0,0235 𝑚𝑜𝑙𝑠</p><p>𝑛𝐻𝐶𝑙𝑂4 = 0,4025 ∙ 0,150</p><p>𝑛𝐻𝐶𝑙𝑂4 = 0,0607 𝑚𝑜𝑙𝑠</p><p>1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝑆𝑂3 − 2𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻𝐶𝑙𝑂4</p><p>0,0235 𝑚𝑜𝑙𝑠 − x</p><p>x = 0,047 mols 𝐻𝐶𝑙𝑂4</p><p>Qtd reais</p><p>Qtd teórica</p><p>O HClO4 foi adicionado (real) acima do</p><p>estequiometricamente necessário (teórico)</p><p>Reag. Excesso: HClO4</p><p>Reag. Limitante: Na2SO3</p><p>1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝑆𝑂3 − 1𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂2</p><p>0,0235 𝑚𝑜𝑙𝑠 − 𝑥</p><p>𝑥 = 0,0325 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑆𝑂2</p><p>a)</p><p>2,08 𝑔 𝑆𝑂2</p><p>𝑥 64𝑔/𝑚𝑜𝑙</p><p>b) 𝑛𝐻𝐶𝑙𝑂4(𝑒𝑥𝑐) = 𝑛𝑖 − 𝑛𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜</p><p>𝑛𝐻𝐶𝑙𝑂4(𝑒𝑥𝑐) = 0,0607 − 0,047</p><p>𝑛𝐻𝐶𝑙𝑂4(𝑒𝑥𝑐) = 0, 0137 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻𝐶𝑙𝑂4</p><p>𝑀𝑒𝑥𝑐 =</p><p>𝑛𝑒𝑥𝑐</p><p>𝑉𝑇</p><p>→ 𝑀𝑒𝑥𝑐 =</p><p>0,0137</p><p>(0,075 + 0,150)</p><p>𝑀𝑒𝑥𝑐 = 0,061 𝑚𝑜𝑙/𝐿</p><p>c)</p><p>𝑅𝑒𝑛𝑑 % =</p><p>𝑞𝑡𝑑𝑟𝑒𝑎𝑙</p><p>𝑞𝑡𝑑𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑎</p><p>𝑥100 𝑅𝑒𝑛𝑑 % =</p><p>1,85</p><p>2,08</p><p>𝑥100</p><p>𝑅𝑒𝑛𝑑 % = 88,9%</p>