aula Reações químicas e estequiometria

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

Reações químicas e estequiometria 
Dalila Sicupira
Química Geral
Reações em Solução Aquosa e Estequiometria
As soluções aquosas (soluções aquosas- em água em água) -têm o potencial de conduzir eletricidade.
A habilidade da solução em ser um bom condutor depende do número do seu número de íons.
Há três tipos de solução:
	eletrólitos fortes,
	eletrólitos fracos e
	não-eletrólitos.
Soluções Eletrolíticas
Compostos iônicos em água
• Os íons se dissociam em água.
• Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água.
• O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de
corrente.
Compostos moleculares
Compostos moleculares em água, por exemplo, o CH3OH, não formam íons.
Se não existem íons em solução, não existe nada para transportar a carga elétrica.
Eletrólitos Fortes e Eletrólitos Fracos
Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução.
Por exemplo:
HCl(aq)  H + (aq) + Cl-(aq)
Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se dissociam quando se dissociam.
Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada.
Por exemplo:
HC2H3O2(aq) 		H+(aq) + C2H3O2-(aq)
Reações de Precipitação
Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado, o sólido é chamado de um precipitado.
Reações Ácido-Base
Ácidos: Geralmente são substâncias que podem formar H+(aq) em solução:
HCl, H2SO4, HNO3
Bases: Geralmente reagem com íons H+. Geralmente produzem OH-:
NaOH, KOH, Ca(OH)2
 
Reações Ácido-Base
Envolvem a formação de um produto mais estável, procuram neutralizar a força do ácido e da base:
NaOH (aq) + HCl (aq)  H2O(l) +NaCl (aq)
Mg(OH)2(aq) + HCl (aq)  H2O(l) +MgCl 2(aq)
Reações de Oxi-redução
Corrosão:
Fe (s) + H2O (l) Fe(OH)2(s) + H2O(l)
Fe(OH)2 + H2O (l) + O2(g) 2Fe(OH)3 (s)
CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES
Concentração em quantidade de matéria:
Quantidade de matéria de soluto
Volume de solução em litros
Por que estudar reações químicas
Química ciência que estuda a composição, propriedades de materiais e a sua transformação.
Ensino de Química: Estimular os estudantes a se posicionar crítica e construtivamente diante de diferentes situações
11
Por que as reações ocorrem?
Rearranjo de átomos (rápida ou lenta) Troca de energia
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)
Fatores que influenciam uma reação química
1- Temperatura:

12
Por que as reações ocorrem?
Fatores:
2- Estado Físico – Superfície de contato
 
3- Superfície de Contato: Região disponível para que ocorra a reação
13
Lavoisier: a massa é conservada em uma reação química.
Equações químicas: descrições de reações químicas.
Duas partes de uma equação: reagentes e produtos:
2H2 + O2  2H2O
Equações Químicas
15
2 Na(s) + 2H2O (l)  2NaOH (aq) + H2 (g)
2K(s) + 2H2O (l)  2KOH (aq) + H2 (g)
Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e produtos.
Estequiometria
Átomos não podem ser criados, tampouco destruídos.
CH4(g)+ 2O2((g) CO2(g) + 2H2O(g)
Reação exotérmica e é favorecida termodinamicamente
16
Estequiometria
17
Combustão ao ar
A combustão é a queima de uma substância em oxigênio do ar:
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g)
Bases para Interpretação de Equações Químicas
A constante de Avogadro:
 A relação entre número de entidades (N) e
Quantidade de matéria por unidade (n): 
N=NA.n
Número padrão para representar um mol de qualquer coisa tem 6,02.1023 em unidades:
1 mol de 12C= 6,02.1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6,02.1023 moléculas de H2O 
1 mol de íons NO3-= 6,02.1023 de íons NO3-
18
Mol: A quantidade de matéria de um sistema que contém determinadas entidades elementares
Massa (m) de uma substância: Diretamente proporcional à quantidade de matéria
 m α n 
Constante de proporcionalidade é a massa molar (M)
19
Bases para Interpretação de Equações Químicas
Como Balancear?
C4H10(g)+ O2(g) CO2(g) + H2O(g)
Simplificar o processo: Método das tentativas
Checar se a equação está balanceada, se há o mesmo número de C,H,O tanto nos reagentes como nos produtos
20
Como Balancear?
C4H10(g)+ O2(g) CO2(g) + H2O(g)
Simplificar o processo: Método das tentativas
C4H10(g) + 13/2 O2(g)  4CO2(g) + 5H2O(g)
Checar se a equação está balanceada, se há o mesmo número de C,H,O tanto nos reagentes como nos produtos
21
2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O
“Dois mols de butano reagem com treze mols de oxigênio podendo produzir oito mols de dióxido de carbono e 10 mols de água”
22
Interpretação de Equações Químicas
Relações de Massa na Estequiometria 
2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O
Usando 2 mols de butano, se usa o dobro da massa molar de butano
Massa molar do butano: 58 g/mol
Massa necessária para reação: 116g (2 mols)
Relação matemática: M = n.MM
onde, M é a massa de qualquer uma das substâncias na reação, n é o número de mols e MM é a massa molecular
23
Aplicações em estequiometria
AgNO3(aq)+ NaCl(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq)
MM (AgNO3)  170 g.mol-1
MM (NaCl)  58 g.mol-1
Utilizando1,7 g de AgNO3 qual a massa de NaCl será necessária para reagir com toda a massa AgNO3? (Mols)
 Utilizando 24 g de NaCl qual a massa de AgNO3 será necessária para reagir com toda a massa de NaCl? 
24
Aplicações em estequiometria
AgNO3(aq)+ NaCl(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq)
MM (AgNO3)  170 g.mol-1
MM (NaCl)  58 g.mol-1
Utilizando 340 g de AgNO3 e 230 g de NaCl qual a massa de AgCl será teoricamente formada?
 
25
Aplicações em estequiometria
AgNO3(aq)+ NaCl(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq)
MM (AgNO3)  170 g.mol-1
MM (NaCl)  58 g.mol-1
2 mols de AgNO3:Reagente limitante 
4 mols de NaCl: Reagente em excesso
2 mols de AgCl: 286 g de AgCl (MM= 143 g.mol-1)
 
26
Aplicações em estequiometria
CaCO3(s)+ 2HCl(aq)  CaCl2(aq) + H2O(l)+ CO2(g)
Precisa-se saber a massa de CaCO3 necessária para reagir completamente com 20 mL de HCl a 0,80 mol.L-1.
MM (CaCO3)  100 g.mol-1
MM (HCl)  35,5 g.mol-1
 
27
Aplicações em estequiometria
CaCO3(s) + 2HCl(s)  CaCl2(aq) + H2O(L) + CO2(g)
Quanto em mols se tem de HCl:
Volume 20 mL = 0,020 L
Quantidade de HCl: 0,016 mol
Quantidade de CaCO3:0,008 mol
Massa de CaCO3 necessária: 0,8 g de CaCO3 
 
28
Aplicações em estequimeotria
Reações do dia a dia:
Rendimento = Quantidade(mols) obtida X 100 %
		 Quantidade(mols) teórica
Rendimento = Massa obtida X 100 %
		 Massa teórica
 
29