aula 2 estequiometria Niteroi

Prévia do material em texto

As principais leis ponderais são: 
Lei da conservação das massas 
ou Lei de Lavoisier 
Lei das proporções constantes 
Ou Lei de Proust 
Lei das proporções múltiplas 
Ou Lei de Dalton 
Química Geral - Estequiometria 
C + O2  CO2 
+ 
12g C + 32g O2  44g CO2 
Partículas iniciais e finais são as mesmas  massa iguais. 
Lei da conservação das massas (Lei de Lavoisier): 
“Numa reação química que ocorre num sistema fechado, a massa total antes da 
reação é igual à massa total após a reação”. 
Química Geral - Estequiometria 
Lei das proporções constantes (Lei de Proust): 
“Uma dada substância contem seus elementos constituintes na mesma proporção 
em massa”. 
C + O2  CO2 
+ 
2C + 2O2  2CO2 
+ 
 Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão. 
Química Geral - Estequiometria 5 5 
Lei das proporções múltiplas (Lei de Dalton): 
“Quando elementos químicos se combinam, fazem-no numa razão de 
pequenos números inteiros”. 
Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a 
massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá 
variar segundo valores múltiplos ou submúltiplos 
hidrogênio oxigênio água + 1ª experiência: 
4 g 32 g 36 g 
4 g 64 g 68 g 
hidrogênio oxigênio água oxigenada + 2ª experiência: 
= 
32 g 
64 g 
32 g 
64 g : 32 
= 
1 
2 
A proporção é de 1 : 2 
: 32 
Química Geral - Estequiometria 
Fórmulas químicas 
Elas representam os átomos 
constituintes das substâncias 
através de seus símbolos e suas 
respectivas quantidades 
H2SO4 
hidrogênio 
enxofre 
oxigênio 
Índice – quantidade de 
átomos do elemento 
químico 
Química Geral - Estequiometria 
Estequiometria 
ESTEQUIOMETRIA 
FÓRMULAS QUÍMICAS 
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
SUBSTÂNCIAS 
REAÇÕES QUÍMICAS 
• Proporção entre os átomos nas fórmulas 
• Mol 
• Massa molar 
• Proporção molar entre as substâncias 
• Reagente limitante 
• Rendimentos teórico, real e percentual 
Química Geral - Estequiometria 
Fórmulas químicas 
N2 - gás nitrogênio 
O2 – gás oxigênio 
Fe – ferro metálico 
Al – alumínio metálico 
H2O - água 
HCl – ácido clorídrico 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
H3PO4 - ácido fosfórico 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molecular 
 
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) 
 = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) = 98,1 u 
 
MM de (C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u 
 
Química Geral - Estequiometria 
Mol 
• medida conveniente de quantidades químicas. 
 
Massa molar 
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de 
substância (unidades g/mol, g.mol-1). 
• A massa de 1 mol de 12C = 12 g. 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molar 
 
Massa molecular = MM (H2SO4) = 98,1 u 
 
Para 1 mol de H2SO4 = 98,1 g 
Massa de 1 mol de átomos ou substâncias 
 
Massa atômica = MA (Fe) = 55,85 u 
 
Para 1 mol de Fe(s) = 55,85 g 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molar 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molar 
Química Geral - Estequiometria 
Massa molar 
Química Geral - Estequiometria 
Exemplos 
Quantos mol de S (enxofre) estão contidos em 23,5g de uma amostra 
de S? 
 
 
Exercícios Práticos 
1) Quantos mols de Al (alumínio) estão contidos em uma folha de 
alumínio de 3,47g usada para embrulhar um sanduíche? 
 
2) Sua balança de laboratório pode pesar amostras com uma precisão 
de três casas decimais. Se a incerteza pesada é de +/- 0,002g qual 
é a incerteza no n. de mols se a amostra a ser pesada for de Si 
(silício puro). 
 
 
 
 
 
Química Geral - Estequiometria 
Mol 
Química Geral - Estequiometria 
Mol 
Para 1 mol de H2SO4 
6,022x1023 
moléculas 
= 98,1 g 
Química Geral - Estequiometria 
Composição percentual 
100
amostra da totalmassa
elemento do massa
 elemento do ponderal % 
Química Geral - Estequiometria 
Reações químicas 
Envolvem substâncias que reagem entre si, 
quebrando ligações químicas, formando novas 
ligações em novas substâncias. São representadas 
por equações químicas 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
Química Geral - Estequiometria 
Equações químicas 
Descrevem as reações químicas 
qualitativamente e 
quantitativamente. 
São formadas por duas partes 
2H2 + O2  2H2O 
reagentes produtos 
Química Geral - Estequiometria 
Equações químicas 
• A equação química para a formação da água pode ser 
visualizada como duas moléculas de hidrogênio reagindo 
com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas 
de água: 
2H2 + O2  2H2O 
 
Química Geral - Estequiometria 
2Na + 2H2O  2NaOH + H2 
2K + 2H2O  2KOH + H2 
 
• Coeficientes estequiométricos: são os números na 
frente das fórmulas químicas; fornecem a proporção 
em mols de reagentes e produtos. 
 
Equações químicas 
Química Geral - Estequiometria 
Equações químicas 
• Lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier) 
16 g 64g 44g 36g 
80g 80g 
Química Geral - Estequiometria 
Equações químicas 
Reação C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O 
Proporção em mols 1 mol 5 mols 3 mols 4 mols 
Proporção em massa 44g 160g 132g 72g 
Massa total 204 g de reagentes 204 g de produtos 
Proporção em moléculas 6, 022 x1023 3, 011 x1024 1, 806 x1024 2, 408 x1024 
Química Geral - Estequiometria 
Equações químicas 
• 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 proproções ideais de reagentes e produtos no laboratório 
devem ser medidas em gramas e convertidas para mols. 
 
Química Geral - Estequiometria 
Equações balanceadas 
A quantidade de cada átomo deve ser igual 
antes e depois da reação 
Química Geral - Estequiometria 
Equações balanceadas 
Procedimento para balancear equações 
Método por tentativa ou direto: 
1-Escolher o elemento que apareça apenas uma vez no primeiro e 
segundo membro da equação (reagente e produto). 
2-Dentre aqueles que atendam ao quesito 1, optar pelo que tenha 
índices maiores. 
3-Escolhido o elemento, transpor os seus índices, usando-os como 
coeficientes. 
4-Com a inversão, observar os elementos que já estão 
balanceados, utilizando-os para balancear o restante. 
 
FÓRMULA MOLECULAR 
É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a 
substância e o número de átomos de cada elemento na molécula 
C6H12O6 
GLICOSE 
Indica que: 
A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio 
Em uma molécula de glicose existem 6 átomos de carbono, 12 
átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio 
FÓRMULA MÍNIMA 
É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a 
substância e a proporção em número de átomos desses elementos, 
expressa em números inteiros e os menores possíveis 
C6H12O6 GLICOSE 
Indica que: 
A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio 
Em uma molécula de glicose existe uma proporção de 1 átomo de 
carbono, 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. 
fórmula molecular 
CH2O GLICOSE fórmula mínima 
FÓRMULA MÍNIMA 
Indica que: 
Química Geral - Estequiometria 
Reagente limitante 
Se os reagentes não estão presentes 
em quantidades estequiométricas, ao 
final da reação algunsreagentes ainda 
estarão presentes (em excesso). 
Reagente limitante: um reagente 
que é totalmente consumido 
Química Geral - Estequiometria 
Reagente limitante 
2H2 + O2  2H2O 
Química Geral - Estequiometria 
Rendimento de reação 
Rendimento teórico 
É a quantidade de produto prevista a partir da 
estequiometria, considerando o reagente limitante. 
 
Rendimento percentual 
O rendimento percentual relaciona o rendimento 
real (a quantidade de material recuperada no 
laboratório) ao rendimento teórico: 
Química Geral - Estequiometria 
Rendimento de reação: é definido pela razão entre a quantidade de produto 
realmente obtido e a quantidade teoricamente prevista pela estequiometria 
da reação. Geralmente é dado em percentagem. 
 
Principais razões para que o rendimento de uma reação seja inferior a 100%: 
 
• Perdas operacionais 
• Presença de impurezas 
• Ocorrência de reações paralelas 
• Reagente limitante 
• Possibilidade da reação não ser completa 
Rendimento de uma reação: 100% ? 
Química Geral - Estequiometria 
Química Geral - Estequiometria 
Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de 
oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa 
de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver? 
1 C2H6O(V) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v) 
1 mol 3 mol 2 mol 
46 g 96g 88g 
138g 320g 
o oxigênio é o reagente em excesso e o álcool etílico é o reagente limitante. 
gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante: 
46g de C2H6O ------------88g de CO2 
138g de C2H6O ------------x 
x = 264 g de CO2 
Química Geral - Estequiometria 
oxigênio em excesso é determinada de forma análoga: 
46g de C2H6O ------------ 96 O2 
138g de C2H6O ------------x 
x = 288 g de O2 
A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que 
efetivamente reagiu: 
 
320g - 288g= 32 g 
 
 
Química Geral - Estequiometria 
Reagiu-se completamente 2 g de gás hidrogênio (H2) com 16 g de gás oxigênio 
(O2), produzindo 14,4 g de água (H2O). Calcule o rendimento real dessa reação. 
(Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O = 18 g/mol). 
2 H2 + 1 O2 → 2 H2O 
2 mol 1 mol 2 mol 
 ↓ ↓ ↓ 
2 . 2g 1 . 32g 2 . 18 g 
 4 g 32 g 36 g 
1º Passo: Balanceamento 
Química Geral - Estequiometria 
 Para o H2: - Para o O2: 
4 g de H2 ------ 36 g de H2O 32 g de H2 ------ 36 g de H2O 
2 g de H2 ------ x 16 g de H2 ------ x 
 
x = 2 g . 36 g = 18 g de água x = 16 g . 36 g = 18 g de água 
 4 g 32 g 
2º Passo: Calculo de rendimento teórico 
Como deu a mesma quantidade de água produzida para os dois, eles reagem 
proporcionalmente e não há reagente em excesso nem reagente limitante. 
Química Geral - Estequiometria 
Agora, basta relacionar o rendimento teórico (18 g de água) com o rendimento 
real obtido na reação, que foi dado no enunciado (14g de água): 
Rendimento teórico --------- 100% 
Rendimento real --------- x 
 
x = Rendimento real . 100% 
 Rendimento teórico 
18 g de água ----------- 100% 
14,4 g de água -------- x 
 x = 14,4 g . 100% 
 18g 
 x = 80% 
 
 
O rendimento dessa reação foi igual a 80%. 
Química Geral - Estequiometria 
Numa reação de produção da amônia (NH3), reagiram-se 360 g de gás 
hidrogênio (H2) e uma quantidade suficiente de gás nitrogênio (N2), gerando um 
rendimento de 20%. Qual foi a massa de amônia obtida? (Dados: Massas 
molares: H2 = 2 g/mol; N2 = 28 g/mol; NH3 = 17 g/mol). 
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3 
1 mol 3 mol 2 mol 
 ↓ ↓ ↓ 
1 . 28 g 3 . 2 g 2 . 17 g 
 28 g 6 g 34 g 
1º Passo: 
Química Geral - Estequiometria 
Visto que o enunciado disse que se usou “uma quantidade suficiente de gás 
nitrogênio (N2)”, já sabemos que não há reagente em excesso. 
Vamos tomar como referência só o gás hidrogênio, cuja massa utilizada na reação 
foi dada no exercício: 
6 g de H2 ------ 34 g de NH3 
360 g de H2 ------ x 
 
x = 360 g . 34 g = 2040 g de NH3 
 6 g 
2º Passo: 
Química Geral - Estequiometria 
Rendimento teórico --------- 100% 
 x --------- Rendimento porcentual 
 
2040 g de NH3 ----------- 100% 
x g de NH3 ----------- 20% 
 
 x = 2040 g . 20% 
 100% 
 
 x = 408 g de NH3 
3º Passo: 
A reação de 360g de gás hidrogênio com um rendimento de 20% fornece 408 g 
de gás amônia.