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<p>1</p><p>Profª Renata da Silva</p><p>Química Geral</p><p>Aula 5</p><p>Conversa Inicial</p><p>Cálculos químicos</p><p>Dream01/Shutterstock</p><p>𝐂𝐇𝟒 𝟐𝐎𝟐 𝐂𝐎𝟐 𝟐𝐇𝟐𝐎</p><p>Cálculo estequiométrico com sólidos e</p><p>líquidos</p><p>Cálculo estequiométrico com gases</p><p>Reagente em excesso</p><p>Rendimento da reação</p><p>Pureza dos reagentes</p><p>Cálculo estequiométrico com</p><p>sólido e líquidos</p><p>”Na natureza, nada se cria, nada se perde,</p><p>tudo se transforma”</p><p>Em um sistema fechado:</p><p>Ʃmassas dos reagentes= Ʃmassas dos produtos</p><p>Lei de conservação das massas</p><p>1 2</p><p>3 4</p><p>5 6</p><p>2</p><p>2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)</p><p>Massas 4 g + 32 g  36 g</p><p>Proporção 1 : 8 : 9</p><p>12 g 96 g 108 g</p><p>? Massa de O2 que a reagira com 8 g de H2</p><p>? Massa de H2O formada</p><p>Lei de Proust</p><p>Cálculo estequiométrico com</p><p>gases</p><p>Nas condições normais de temperatura e pressão</p><p>(CNTP), o volume de 1 mol é igual a 22,4 L para</p><p>os gases</p><p>Volume de gás nas CNTP</p><p>3𝐇𝟐 𝐠 𝐍𝟐 𝐠 → 𝟐𝐍𝐇𝟑 𝐠</p><p>3 mol 1 mol → 2 mol</p><p>em volume equivale a:</p><p>3 x 22,4      22,4     → 2 x 22,4</p><p>67,2 L         22,4 L   → 44,8 L</p><p>Determinar o volume de amônia, nas CNTP,</p><p>produzido na reação de formação da amônia,</p><p>partindo de 70 g de gás nitrogênio, massa molar</p><p>do N2 = 28g/mol</p><p>Volume de gás nas CNTP</p><p>𝐍𝟐 𝐠 𝟑𝐇𝟐 𝐠 → 𝟐𝐍𝐇𝟑 𝐠</p><p>1 mol ---------2 mol</p><p>28g -----------2.(22,4L) volume molar nas CNTP</p><p>70g -----------X</p><p>X = 112L de 𝐍𝐇𝟑</p><p>Reagente em excesso</p><p>Reagente limitante: completamente consumido</p><p>na reação, limita a quantidade de produto</p><p>formada</p><p>Reagente em excesso: que</p><p>está em quantidade superior</p><p>à proporção estabelecida</p><p>Reagente em excesso</p><p>KOV777/Shutterstock</p><p>REAGENTES  PRODUTOS</p><p>1 par de pneus   +   1 par de rodas          1 moto</p><p>12 pares pneus    +   24 pares de rodas    12 motos + 12 pares de rodas</p><p>REAGENTE LIMITANTE     REAGENTE EM EXCESSO        PRODUTO + REAGENTE EM EXCESSO</p><p>7 8</p><p>9 10</p><p>11 12</p><p>3</p><p>Foram misturados 64 g de gás hidrogênio</p><p>com a mesma massa de gás oxigênio. Qual</p><p>será a massa de água produzida? Qual será a</p><p>massa de hidrogênio e oxigênio que vai</p><p>reagir? Quanto de massa não vai reagir?</p><p>Reagente em excesso Reagente em excesso</p><p>2𝐇𝟐 𝐠 𝐎𝟐 𝐠 → 𝟐𝐇𝟐𝐎 𝐈</p><p>2 2 1 32 → 2 18</p><p>Então a proporção em massa é:</p><p>4 g + 32 g → 36 g</p><p>64 g + 64 g → X</p><p>Aumentou em 16 x Aumentou em 2 x</p><p>Está em excesso Limita a reação e guia a</p><p>proporção para calcular a</p><p>quantidade de água produzida</p><p>Portanto: 32 g – 36 g</p><p>64 g – x , x = 72 g</p><p>Reagente em excesso</p><p>4 g de hidrogênio + 32 g de oxigênio = 36 g de água</p><p>y + 64 g = 72 g</p><p>y = 72 – 64</p><p>y = 8 g</p><p>Portanto, a quantidade em excesso é o valor</p><p>inicial – a quantidade que reagiu:</p><p>64 – 8 = 56 g de hidrogênio está em excesso</p><p>Rendimento da reação</p><p>Rendimento teórico e rendimento na prática</p><p>O rendimento é a razão do rendimento real</p><p>(prático) pelo rendimento teórico</p><p>Rendimento da reação</p><p>Na reação de</p><p>neutralização do</p><p>ácido sulfúrico com</p><p>o hidróxido de</p><p>cálcio, qual a massa</p><p>de sal produzida</p><p>partindo de 196 g</p><p>de H2SO4, sabendo</p><p>que o rendimento</p><p>da reação é de 90%</p><p>Rendimento da reação: exemplo</p><p>𝐇𝟐𝐒𝐎𝟒 𝐂𝐚 𝐎𝐇 𝟐 → 𝐂𝐚𝐒𝐎𝟒 𝟐𝐇𝟐𝐎</p><p>1 mol          1 mol           1 mol</p><p>98 g               74 g            136 g</p><p>196 g ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ X</p><p>X = 272 g</p><p>13 14</p><p>15 16</p><p>17 18</p><p>4</p><p>𝒓𝒆𝒏𝒅𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐</p><p>𝒓 𝒑𝒓á𝒕𝒊𝒄𝒐</p><p>𝒓 𝒕𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐</p><p>0,9=𝒓 𝒑𝒓𝒂𝒕𝒊𝒄𝒐</p><p>𝟐𝟕𝟐</p><p>= 244,8 g</p><p>Rendimento da reação: exemplo</p><p>Pureza dos reagentes</p><p>Uma amostra de 300 g de gás nitrogênio</p><p>produziu 340 g de gás amônia, em uma</p><p>reação com rendimento de 100%. Qual a</p><p>pureza da amostra de gás nitrogênio?</p><p>Pureza dos reagentes Pureza dos reagentes</p><p>𝐍𝟐 𝐠 𝟑𝐇𝟐 𝐠 → 𝟐𝐍𝐇𝟑 𝐠</p><p>1 mol 3 mol 2 mol</p><p>28g ---------- 34g</p><p>X ---------- 340g</p><p>X = 280g</p><p>Pureza</p><p>300g ------ 100 %</p><p>280g ------ Y</p><p>Y = 93,3 %</p><p>Na Prática</p><p>Na equação química abaixo, o carbeto de</p><p>cálcio reage com a água para formar</p><p>hidróxido de cálcio e etino. Qual a quantidade</p><p>de água que está em excesso, quando 100 g</p><p>de água reagem com 100 g de carbeto de</p><p>cálcio.</p><p>CaC2(s) + 2 H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)</p><p>Na prática</p><p>19 20</p><p>21 22</p><p>23 24</p><p>5</p><p>CaC2(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)</p><p>1 mol 2 mol</p><p>Massa 64 g 36 g</p><p>100 g 100 g</p><p>limitante</p><p>Na prática</p><p>CaC2(s) + 2 H2O(l)</p><p>64 g --- 36 g</p><p>100 g – x</p><p>x = 56,25 g</p><p>Excesso= 100-56,25</p><p>Massa de H2O excesso = 43,75 g</p><p>Na prática</p><p>Finalizando</p><p>Lei de conservação das massas:</p><p>Ʃmassas dos reagentes= Ʃmassas dos produtos</p><p>Lei de Proust</p><p>2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)</p><p>Massas 4 g + 32 g  36 g</p><p>Proporção 1 : 8 : 9</p><p>Revisando</p><p>Reagente em excesso: que está em quantidade</p><p>superior a proporção estabelecida</p><p>Reagente limitante: completamente consumido</p><p>na reação, limita a quantidade de produto</p><p>formada</p><p>Pureza: porcentagem relacionada a quanto uma</p><p>amostra contem de um determinado reagente</p><p>Rendimento: relacionado a porcentagem de</p><p>produto produzido em relação ao ideal (100%)</p><p>Revisando</p><p>25 26</p><p>27 28</p><p>29</p>