Aula 4 - prof. Fabiano (2014.1)

Prévia do material em texto

Universidade Federal de Lavras 
Departamento de Química 
Prof. Fabiano Magalhães 
mgfabiano@yahoo.com.br 
Química Geral 
 Aula 4 
Átomos, moléculas e íons 
(Cap. 2) 
 
 
Equações Químicas e 
Estequiometria 
 
Equações Químicas 
É a representação simplificada da transformação ocorrida 
envolvendo as subst. transformadas (reagentes) e as subst. 
produzidas (produtos). 
 Representa o estado físico dos reagentes e produtos 
 Cargas e massas devem estar balanceadas 
NaCl(aq) + AgNO3(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq) 
reagentes produtos 
Equações Químicas 
Formas de representação: 
 Molecular 
NaCl(aq) + AgNO3(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq) 
 Iônica 
Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag
+
(aq) + NO3
-
(aq)  AgCl(s) + Na
+ (aq) + NO3
-
(aq) 
 Iônica Simplificada 
Cl-(aq) + Ag
+
(aq)  AgCl(s) 
Equações Químicas 
Séc. XVIII Antoine Lavoisier: Lei da Conservação de Massa 
P4(s) + Cl2(q)  PCl3(L) 
Necessidade de balancear as equações químicas 
6 4 
4 átomos 12 átomos 4 átomos P 
 12 átomos Cl 
Equações Químicas 
Reação do Fe com Cl2 
Fe(s) + Cl2(q)  FeCl3(s) 2 3 
2 átomos 6 átomos 2 átomos Fe 
 6 átomos Cl 
2 
Coeficiente estequiométrico 
Equações Químicas 
Metais e não metais quando reagem com oxigênio formam 
óxidos de fórmula geral MxOy 
Fe(s) + O2(q)  Fe2O3(s) 2 3 
4 átomos 6 átomos 4 átomos Fe 
 6 átomos O 
4 
Mg(s) + O2(q)  MgO(s) 2 2 
Reações de 
combinação 
 
A + B  C 
Equações Químicas 
A combustão de hidrocarbonetos liberam energia e formam 
CO2 e H2O (reação com O2) 
C8H18(L) + O2(q)  CO2(g) + H2O(g) 
Como balancear? 
 Escrever a fórmula correta dos reagentes e produtos; 
 Balancear átomos de C; 
 Balancear átomos de H; 
 Balancear átomos de O 
8 9 25/2 
C8H18(L) + O2(q)  CO2(g) + H2O(g) 16 18 25 2 
Equações Químicas 
Balanceie as seguintes equações químicas: 
 Combustão do butano 
 C4H10(g) + O2(q)  CO2(g) + H2O(g) 
 Combustão do tetraetil chumbo 
Pb(C2H5)4(L) + O2(q)  PbO(s) + CO2(g) + H2O(g) 
Equações Químicas 
1. Combustão do gás butano 
C4H10(g) + O2(q)  CO2(g) + H2O(g) 4 5 13/2 
C8H18(L) + O2(q)  CO2(g) + H2O(g) 8 10 13 2 
Equações Químicas 
1. Combustão do tetraetil chumbo 
Pb(C2H5)4(L) + O2(q)  PbO(s) + CO2(g) + H2O(g) 10 8 27/2 
Pb(C2H5)4(L) + O2(q)  PbO(s) + CO2(g) + H2O(g) 20 16 27 2 2 
Reações Químicas 
Reação de combinação: A + B  C 
 
CaO(s) + H2O(L)  Ca(OH)2(s) 
Reação de decomposição: A  B + C 
 
2KClO3(s)  KCl(s) + 3O2(g) 
Reação de combustão: reações rápidas que produzem chama. 
 
C3H8(g) + 5O2(g)  4H2O(g) + 3CO2(g) 
Estequiometria 
4NH3(g) + 5O2(q)  4NO(g) + 6H2O(g) 
Apresenta: razão molar correta entre reagentes e produtos 
Equação balanceada 
Pode-se calcular a quantidade de produtos a serem 
formados a partir de determinada massa de reagentes 
Estequiometria 
P4(s) + 6Cl2(q)  4PCl3(L) 
a) Qual a massa de Cl2 é necessária para reagir completamente 
com 1,45g de P4? 
b) Qual a massa de PCl3 produzida? 
Equação balanceada 
Resolução: 
1) Escrever a equação química balanceada 
2) Encontrar a massa molecular dos reagentes e produtos 
envolvidos nos cálculos 
Estequiometria 
P4(s) + 6Cl2(q)  4PCl3(L) 
Equação balanceada 
c) Quantos mols de Cl2 reagem com 1,45g de P4? 
d) Quantos mols de PCl3 são produzidos? 
Estequiometria 
1.a) Qual a massa de oxigênio (O2), é necessária para promover a 
combustão completa de 454 g de propano? 
b) Quais as massas dos produtos geados? 
c) Calcule o número de mols de cada produto gerado. 
Dados: C = 12 g/mol; H = 1g/mol; O = 16 g/mol 
Estequiometria 
Reações com reagente em excesso 
Freqüentemente reações são realizadas com um excesso de um dos 
reagentes. Isto é realizado para garantir que um dos reagentes seja 
completamente consumido. 
Queima do metano em aterro sanitário 
 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + H2O(g) 
atmosférico (reg. Excesso) 
Reagente limitante 
Estequiometria 
2. Suponha que 750 g de amônia são misturados com 750 g de O2. 
a) Qual reagente é o limitante? 
b) Qual a massa de reagente em excesso? 
c) A combustão desta mistura forma quantos gramas de NO e H2O 
Estequiometria 
3. O metanol usado como combustível , pode ser produzido pela 
reação de monóxido de carbono com hidrogênio. 
CO(g) + 2H2(g)  CH3OH(l) 
Suponha que 356 g de CO e 65 g de H2 sejam misturados e permite-se 
que reajam. 
a) Qual é o reagente limitante? 
b) Qual a massa de metanol que pode ser produzida? 
c) Qual é a massa de reagente em excesso que sobra quando todo o 
reagente limitante é consumido? 
Rendimento Percentual 
Em uma reação química o rendimento prático pode ser menor do que o 
rendimento teórico (100%) devido a: 
 Reação não se completa totalmente; 
 Formação de subprodutos; 
 Perda do produto nas etapas de separação, purificação, pesagem... 
Rendimento percentual = 
rend. teórico 
rend. prático x 100% 
Estequiometria 
Rendimento percentual 
4. A uréia é um fertilizante que pode ser produzido industrialmente 
conforme a seguinte reação: 
CO2(g) + NH3(g)  NH2CONH2(l) + H2O(l) 
Uma indústria química mistura 7 ton de CO2 com 5 ton de NH3 e obtem 
a uréia com um rendimento de 95%. Com base nestas informações, 
responda: 
a) Balanceie a equação química. 
b) Qual a massa de reagente em excesso? 
c) Qual a massa de uréia obtida para um rendimento de 95% ? 
Estequiometria 
Rendimento percentual 
5. O ferro metálico pode ser produzido a partir da seguinte reação: 
 
Fe2O3(s) + 2Al(s)  2Fe(s) + Al2O3(s) 
 
a) Se usarmos 50 g de cada reagente, qual seria o limitante? 
b) Que massa de ferro metálico pode ser produzida considerando-se 
um rendimento de 83%? 
Estequiometria 
Rendimento percentual 
6. Observe a seguinte reação de decomposição: 
 
CH3OH(l)  2H2(g) + CO(g) 
 
a) Se 125 g de metanol são decompostos, qual a massa de 
hidrogênio formada? 
b) Se 12 g de H2 são obtidos qual o rendimento prático desta reação? 
Aplicações da Estequiometria 
Ferramenta fundamental para: 
 Prever a quantidade de produtos a serem formados; 
 
 Prever a quantidade de reagente necessário para a obtenção de 
determinada massa de produto; 
 
 Obtenção do rendimento teórico e prático; 
 
 Quantificar substâncias químicas presentes em uma mistura; 
Aplicações da Estequiometria 
Exemplo: 
Para determinar o teor de PbCO3 em uma amostra de mineral, este 
deve ser tratado primeiramente com ácido nítrico para dissolver o 
carbonato de chumbo. 
PbCO3(s) + 2HNO3(aq)  Pb(NO)3(aq) + H2O(L) + CO2(g) 
A adição de ácido sulfúrico à solução resultante leva à precipitação 
do sulfato de chumbo. 
Pb(NO3)2(aq) + H2SO4(aq)  PbSO4(s) + 2HNO3(aq) 
Aplicações da Estequiometria 
PbCO3(s) + 2HNO3(aq)  Pb(NO)3(aq) + H2O(L) + CO2(g) 
Pb(NO3)2(aq) + H2SO4(aq)  PbSO4(s) + 2HNO3(aq) 
Massa de minério: 0,583g 
Massa de PbSO4 obtida: 0,628g 
Qual o teor de PbCO3 na 
amostra de minério? 
Dados: 
Pb = 207,2g/mol; 
C = 12g/mol; 
O = 16g/mol; 
H = 1g/mol; 
N = 14g/mol 
Aplicações da Estequiometria 
Determinado a Fórmula de um Composto hidratado 
10. O sulfato de cobre hidratado (CuSO4.5H2O) possui uma 
coloração azul e o composto anidro é branco. 
Paradeterminar o número de mols de água por mol de CuSO4, uma 
massa de 1,023g de CuSO4.xH2O foi pesada e posteriormente 
aquecida até ficar com uma cor branca. Após resfriamento o produto 
obtido foi pesado obtendo-se uma massa igual a 0,654g. Qual o 
número de mols de H2O por mol de sulfato de cobre? (Dados: Cu = 
63,5 g/mol; S = 32 g/mol; O = 16 g/mol; H = 1 g/mol). 
CuSO4.XH2O CuSO4 + XH2O 
 
Aplicações da Estequiometria 
11. O sulfato de ferro (II) pode ser obtido a partir do ferro metálico e 
ácido sulfúrico concentrado, conforme seguinte reação química: 
 
Fe(s) + H2SO4(conc.) → FeSO4(aq) + H2(g) 
 
Suponha que você queira obter 12 g do FeSO4 e que esta reação 
possui um rendimento prático de 78%, responda: 
 
a) Qual a massa de Fe necessária para obter os 12g de FeSO4? 
b) Qual o volume de H2SO4 necessário? 
 
 
Dados: H = 1 g mol-1, O = 16 g mol-1, S = 32 g mol-1, Fe = 55,8 g mol-1.