Estequiometria

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Cálculos com fórmulas e equações químicas
Estequiometria
Tópicos
1 - Equações Químicas
2 - Reatividade Química
3 - Massas Atômicas e Moleculares
4 - O mol
5 - Análise Química e Fórmulas Empíricas
6 - Informações Quantitativas e Equações Equilibradas
7 - Reagentes Limitantes
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Lei de Lavoisier (Lei da Conservação de Massa):
“Podemos estabelecer, como axioma incontestável, que em todas as operações artificiais e naturais nada se cria; a quantidade de matéria que existe antes de uma experiência é igual à quantidade que existe depois da experiência.”
Esta lei dá origem à estequiometria.
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Introdução
Estequiometria ou cálculo estequiométrico é o estudo das relações quantitativas de reagentes e produtos
Baseado nas leis:
Lei da conservação da massa (Lavoisier)
Lei das proporções definidas (Proust)
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LAVOISIER: 
Lei da Conservação das Massas
C + O2  CO2 
+
12g C + 32g O2  44g CO2
 Partículas iniciais e finais são as mesmas  massa iguais.
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LEI DE PROUST: 
Lei das Proporções Constantes
C + O2  CO2 
 Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão.
+
+
2C + 2O2  2CO2 
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1 – Equações Químicas
São uma representação das reações químicas.
Exemplo: 2 H2(g) + O2(g)  2 H20(g) 
- O número localizado à esquerda de cada substância é chamado coeficiente. Indica sua proporção na reação.
- O número menor, escrito do lado direito de cada elemento é chamado índice. Indica sua proporção na substância.
O sinal “” pode ser lido como “e forma”.
Pode-se usar (g), (l), (s) e (aq) ao lado da substância para indicar o seu estado físico na reação.
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É importante que as equações estejam balanceadas para não haver erro nos cálculos.
 
 Exemplo: CH4 + O2  CO2 + H20 (não balanceada)
 CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H20 (balanceada)
O balanceamento é normalmente feito por tentativa e erro. 
Os índices NUNCA podem ser alterados para balancear uma equação.
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2 - Reatividade Química
 A participação da Tabela Periódica
A tabela periódica traz relações que ajudam a medir ou prever o resultado de uma reação. Um exemplo de relação encontrada na tabela periódica é a reatividade.
Observe a reação: 2 K(s) + 2 H2O(l)  ?
Sem a tabela periódica, seria difícil prever se a reação ocorre ou não. Mas fazendo seu uso poderíamos perceber que: 2 K(s) + 2 H2O(l)  2 KOH(aq) + H2(g)
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 É uma reação rápida produzindo chama. O oxigênio atua como reagente. O gás carbônico e a água são produtos.
 Se acaso o O2 for insuficiente, ocorre uma combustão incompleta formando CO (monóxido de carbono) ou C (fuligem). 
- Combustão ao Ar
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- Reações de Combinação e Decomposição
As reações de combinação ocorrem quando duas ou mais substâncias se “juntam” dando origem a uma única outra. 
Exemplo: 2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s)
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Já as reações de decomposição ocorrem quando uma única substância dá origem à outras. Exemplos:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g)
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3 – Massas Atômicas e Massas Moleculares
Há muito tempo, sabe-se que os elementos possuem massas diferentes, por isso foi criada a escala de massa atômica.
- A escala de massa atômica
  Define-se 1/12 da massa do Carbono 12 como sendo 1 u (unidade de massa atômica).
  1 u = 1,66054 x 10-24 g
  1 g = 6,02214 x 1023 u
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 Massas Atômicas Médias
- Necessárias devido à existência de isótopos.
- São uma média ponderada das massas atômicas de cada isótopo de acordo com sua abundância relativa.
 
 Exemplo: 98,892% do carbono encontrado na natureza possui 12 u e 1,108% possui 13 u. Portanto, sua massa atômica média pode ser calculada da seguinte forma:
(0,98892)(12 u) + (0,01108)(13 u) = 12,011 u
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- Composição Percentual a partir das Fórmulas
A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em determinada substância.
Exemplo: C12H22O11
 
 % C = (12 x (12,0 u) x 100) / 342 u = 42,1%
 % H = (22 x (1,0 u) x 100) / 342 u = 6,4%
 % O = (11 x (16,0 u) x 100) / 342 u = 51,5%
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4 – O mol	
Sempre usamos um número muito grande de átomos ou moléculas em um laboratório, por isso seria muito difícil contá-los em unidades, dezenas, dúzias ou até mesmo centenas. Por isso a medida mais comum é o mol.
“Um mol se define como a quantidade de matéria que contém tantas partículas (átomos, moléculas, íons, etc.) quantos forem os átomos presentes em exatamente 12 gramas de ¹²C.”
1 mol = 6,0221367 x 10²³ partículas
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NÚMERO DE AVOGADRO & CONCEITO DE MOL
6,02x1023
1 mol coincide com a constante de Avogadro.
Pode-se calcular a quantidade de entidades presentes em 1 mol de substância.
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 Massa Molecular
É uma relação entre unidades de massa atômica e gramas.
Exemplos:
1 átomo de ¹²C pesa 12 u, 1 mol de ¹²C pesa 12 g.
1 átomo de 24Mg pesa 24 u, 1 mol de 24Mg pesa 24 g.
1 átomo de 197Au pesa 197 u, 1 mol de 197Au pesa 197 g.
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5 – Análise Química e Fórmulas Empíricas
 - A fórmula empírica trata de uma proporção entre a quantidade de cada átomo de uma molécula.
	
	Exemplo: C6H12O6  Glicose
 CH2O  Fórmula empírica da glicose 
 - A fórmula molecular pode ser obtida através da multiplicação dos índices de cada elemento por uma constante de proporcionalidade.
	Exemplo: C(6x1)H(6x2)O(6x1) = C6H12O6
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- Análise por Combustão
- É feita por uma aparelhagem que determina a massa de H2O e CO2 liberada na queima total de substâncias contendo carbono ou hidrogênio.
- Pode ser usada para determinar a porcentagem de cada elemento da substância analisada.
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6 – Informações quantitativas nas Equações Equilibradas
 “Os números de uma equação química equilibrada podem ser interpretados como números relativos de moléculas (ou de unidades formais) que participam da reação ou como números relativos de mols.”
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Reagentes limitantes
 O reagente limitante de uma reação química é o reagente que se encontra presente em menor quantidade relativa ou seja, o que é primeiramente consumido.
Ex: 2H2 + O2 2H2O 
 Se tivermos 2 mols de H2 e 2 mols de O2, H2 será limitante e sobrará excesso de 1 mol de O2.
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Reagentes limitantes
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Reagentes limitantes
 Rendimento real de um produto – massa obtida no final da reação, medida em gramas, ou quantidade de matéria, medida em mols
 Rendimento teórico – é a massa que deveríamos obter se não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade calculada com base numa equação química)
RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 %
			 RENDIMENTO TEÓRICO
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Rendimento
EX1.: - A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o rendimento da reação ? (C = 12; O = 16) 
a) 50%.
b) 60%.
c) 70%.
d) 80%.
e) 90%.
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Parte 1 (100%)
1º ® C + O2 ® CO2
2º ® C + O2 ® CO2
3º ® 12g ® 44g
 36g ® 132g
	
Resolução
Parte 2 (Rendimento)
 132g ® 100%
 118,8g ® X%
	
X=90%
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 EX.: - A decomposição térmica do CaCO3, se dá de acordo com a equação. 	Quantas toneladas de óxido de cálcio serão produzidas através da decomposição de 100 toneladas de carbonato de cálcio com 90% de pureza?(Ca = 40; O = 16; C = 12)
40,0 t.
b) 56,0 t.
c) 62,2 t.
d) 50,4 t.
e) 90,0 t.
Grau de pureza
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Parte 1 (100%)
1º ® CaCO3 ® CaO + CO2
3º ® 100g ® 56g
 100 t ® 56 t
Resolução
Parte 2 (Pureza)
 100% ® 56 t
 90% ® X t
X=50,4 t
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Reagente Limitante
EX.: - 10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Após completar a reação, restarão:
H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4 + 2H2O
a) 0,02g de H2SO4
b) 0,20g de H2SO4
c) 0,26g de Ca(OH)2
d) 2,00g de H2SO4
e) 2,00g de Ca(OH)2.
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H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4 + 2H2O
98g + 74g
10g +
7,4g 
Resolução
98g ® 74g
9,8g ® 7,4g
10g – 9,8g = 0,2g
R= 0,20 de H2SO4
O ácido está em excesso
10g
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