Estequiometria_ aula

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15/04/2022
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Química Geral 1
Sejam muito bem vindos!!!!
Estequiometria 
Sejam muito bem vindos!!!!
ESTEQUIOMETRIA
 Em 1803 Dalton propôs as seguintes hipóteses:
1) Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos, que são indivisíveis;
2) todos os átomos de um dado elemento são idênticos tanto em massa como em
propriedades químicas;
3) átomos de diferentes elementos possuem massas e propriedades diferentes;
4) os átomos combinam-se em diversas razões de números inteiros simples para formar
compostos; e
5) Átomos são as unidades das mudanças químicas. Uma transformação química envolve
somente combinação, separação ou rearranjo dos átomos. Em uma reação química, os
átomos não são criados, destruídos, divididos ou convertidos em outros tipos de
átomos.
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 Retomando a ideia de que a matéria é constituída por átomos, Dalton foi
capaz de explicar as observação experimentais feitas, no final do século
XVIII por Lavoisier e Proust.
 Lavoisier (1789) apresentou lei da conservação da matéria: Na natureza nada
se perde nada se cria, tudo se transforma.
 Joseph Proust (1799) apresentou a lei das proporções definidas: na formação
de um determinado composto, seus elementos constituintes combinam-se
sempre na mesma proporção de massa, independentemente da origem ou
modo de preparação do composto.
 A proposta de Dalton, da constituição da matéria por átomos, forma a
base da estequiometria, ou seja, das leis quantitativas da combinação
química.
 Estequiometria: palavra de origem grega que significa “medir algo que
não pode ser dividido”.
 Nos dias atuais compreende as relações entre as quantidades de reagentes e
produtos em uma transformação química.
 Nos séculos XVIII e XIX as únicas medidas realizadas eram as massas das
substâncias. Como as massas atômicas foram determinadas?
 Basta o conhecimento da massa de um “único átomo de um elemento” para se determinar
os restantes.
 Se soubermos as massas atômicas, podemos determinar as fórmulas e a
recíproca é verdadeira.
 A descoberta dos isótopos na década de 30 do século XX trouxe muita
confusão sobre a escala de massas atômicas.
 Elemento químico: o número de prótons no núcleo atômico define qual é o
elemento = número atômico, Z.
 Número de massa (A) = soma de prótons e nêutrons no interior do núcleo.
 Isótopos = átomos de um mesmo elemento, com diferentes número de nêutrons no seu
núcleo.
6C, 6C, 6C
12 13 14
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 Os diferentes isótopos não ocorre na mesma abundância. No caso do carbono: 98,892
%; 1,108 % e 1 em 1012 respectivamente. Dessa forma, a massa atômica relativa do
átomo de carbono natural não é exatamente 12, mas 12,011.
massa atômica C = 98,892 x 12 + 1,108 x 13 = 12,011
100 100
 As massas atômicas relativas para muitos elementos são próximo de um número
inteiro. Mas existem exceções, como por exemplo a massa atômica do cloro é 35,453
devido à existência do isótopo 35Cl (abundância 75,76%) e 37Cl (abundância 24,24%).
 Há três métodos para determinar massas atômicas com precisão:
1) princípio dos volumes molares iguais de Avogadro, aplicado a gases sob baixa pressão;
2) a determinação precisa de combinação de massas, conforme ilustrado pela lei de
combinação de proporções; e
3) a espectrometria de massa.
 Atualmente as massas atômicas são padronizadas utilizando-se como padrão o átomo
de carbono-12, que possui exatamente uma massa de 12 unidades de massa atômica
(u). 1 u = 1,66054 x 10-27 kg que é a massa de um próton.
 Oxigênio é 1,33 vezes mais pesado que o carbono, então a sua massa é 12 x 1,33 = 16 u
O conceito de mol.
 No sistema internacional, o mol define a quantidade de matéria.
 Um mol de qualquer substância contém tantas entidades elementares
(átomos, moléculas, íons ou outras partículas) quanto às existentes em
exatamente 0,012 kg (12 gramas) do isótopo 12C do carbono.
 Um mol sempre contém o mesmo número de partículas, qualquer que seja a
substância.
 O número de partículas em um mol é conhecido como número de
Avogadro e seu valor aproximado é 6,022 x 1023.
 Por exemplo qual o número de átomos de carbono em 12g de carbono?
Número de átomos = massa da amostra = 12 g = 6,0221 x 1023 átomos de C.
massa de um átomo C 1,99265 x 10-23 g
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Fonte: Atkins, Jones & Laverman, “Princípios de Química”, 7ª edição, 2018.
As unidades fundamentais em química são o átomo, a molécula e os
íons. Então:
Um mol de moléculas de oxigênio elementar contem o mesmo número de
partículas que um mol de oxigênio atômico.
Um mol de ferro possui o mesmo número de átomos que um mol de carbono, ou
silício, ou hélio, mas não a mesma massa.
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 A partir do conceito de mol, podemos calcular a quantidade de entidades
elementares presentes em uma amostra se conhecermos a sua massa e a
massa molar (MM), isto é a massa por mol de partículas
elementares.
Massa molar de um composto é a soma das massas molares dos
elementos que constituem a molécula, ou a fórmula unitária, e é expressa
em g/mol.
 Amassa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos;
 A massa molar de um composto molecular é a massa por mol de seus
moléculas; e
 A massa molar de um composto iônico é a massa por mol de suas
fórmulas unitárias.
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Quantidade de matéria em mols é a razão entre a massa (g) da substância e a
sua massa molar (g/mol).
n = massa da amostra (g)
MM (g/mol)
Exercício: Dispomos de 23,20g de C2H6O. Quantos mols estão presentes nesta
amostra? Quantas moléculas estão presentes?
 Determinação da fórmula percentual, empírica e molecular de um composto.
 Fórmula empírica = mostra o número relativo de átomos de cada elemento do
composto.
 Para conhecer a fórmula empírica é necessário medir a massa de cada elemento
presente na amostra. O resultado é apresentado na forma da composição percentual da
massa.
Exercício: Determinar a fórmula percentual da amônia e do cloreto de sódio.
Exercício:Vanilina é uma essência comum. Possui massa molar de 152g/mol e é
constituída por 63,15% de carbono e 5,30% de hidrogênio; o restante é oxigênio. Qual a
fórmula molecular da vanilina?
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 A equação química: são usadas para descrever as mudanças que ocorrem
durante uma reação química.
 Uma equação balanceada é aquela com igual número de cada tipo de átomos em
cada lado da equação. Quando balanceada mostra a quantidade relativa de
reagentes e produtos (em mols). Não informa se a reação se processa rápida ou
lentamente.
 Lavoisier – a matéria não poder ser criada nem destruída. Na natureza nada se
cria, tudo se transforma.
 Os coeficientes nas equações balanceadas são chamados coeficientes
estequiométricos.
HCl(g) + NaOH(s) → NaCl(s) + H2O(l) (reação de neutralização)
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaSO4(s) + 2H2O(l)
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 C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4H2O(l) (reação de combustão)
 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
 Pb(NO3)2(aq) + K2(CrO4)(aq) → Pb(CrO4)(s) + 2 KNO3(aq) (reação de
troca iônica, dupla troca ou metátese)
 Ag(NO3)(aq) + KBr(aq) →AgBr(s) + KNO3(aq)
 Ag+(aq) + Br-(aq) →AgBr(s) (equação iônica representativa)
 Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
 Exercício: O propano, C3H8, pode ser usado como gás de cozinha. Se 454g de
propano forem queimados, qual a massa de oxigênio necessária para a reação
e quais massas de dióxido de carbono e água serão formadas?
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Rendimento de reação teórico é a quantidade máxima (em mols, massa ou volume) de
produto que pode ser obtida a partir de uma determinada quantidade de reagentes. O
rendimento percentual é a fração do rendimento teórico que é realmente obtida, expresso
em percentagem.
Rendimento (%) = massa obtida x 100
massa teórica
Exercício: Suponha que você prepare uma amostra de aspirina pelo aquecimento de
10,0g de ácido salicílico (ácido 2-hidroxibenzoico) com um excesso de anidrido etanoico.
Você obtém 6,2g de aspirina pura. Qual o rendimento dareação?
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 Reagente limitante: é o que determina a quantidade máxima do produto de uma
reação. É consumido completamente, pois os demais estão em excesso! Em geral o
reagente de menor custo é usado em excesso.
 Por exemplo a reação entre tetracloroplatinato de amônio (US$40/grama) e amônia
(US$0,10/g) para produzir o composto cis-platina, [Pt(NH3)Cl2], um importante
quimioterápico, a amônia é usada em excesso.
 Exercício: Qual a massa de uréia pode ser obtida quando 14,50kg de amônia reagem
com 22,10kg de CO2?
2 NH3(g) + CO2(g) → (NH2)2CO(g) + H2O(l)
Exercício: A produção do pesticida organoclorado DDT ocorre pela reação entre
tricloroacetaldeido e clorobenzeno segundo a equação:
CCl3CHO(aq) + C6H5Cl(aq) → (ClC6H4)2CHCl3(s) + H2O(l)
Qual a massa de DDT que é formada quando 100 g de CCl3CHO reagem com 100 g de
C6H5Cl?