Calculos estequiometricos 20172

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Estequiometria 
 
 
1.Reações Químicas - Equações Químicas 
 
 Reação química : Sistema Químico onde substâncias são transformados em outras 
substâncias. 
 
 A equação química descreve um processo de transformação química de maneira 
qualitativa quanto quantitativamente, de maneira precisa e breve. 
 
 A equação química expressa o que ocorre antes e depois da transformação 
química. 
 
 Espécie que não são usadas ou formadas pela reação química não são incluídas 
na equação, mesmo que estejam presentes no sistema reacional. 
 
 Os coeficientes estequiométricos que aparecem na reação química expressam o 
aspecto quantitativo (os números relativos de moléculas que aparecem da reação). 
 
Ex: 2H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) 
 
 Numa reação química, o número de átomos de cada elemento químico é constante 
ou conservado. (Princípio da conservação Atômica). 
 
Cargas elétricas não são criadas nem destruídas : 
Ex: 2Ag+ (aq) + H2S(aq) ⇄ Ag2S(s) + 2H+(aq) 
 
 
 O princípio da conservação atômica é usado para o Balanceamento de equações e 
é baseado na Lei da Conservação da Massa: 
 
Lei de Lavoisier (Lei da Conservação da Massa) 
“Em qualquer reação química, a massa total dos reagentes é igual a massa dos 
produtos”. 
 
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Ex: H2O(l)  H2(g) + O2(g) Não obedece a Lei de Lavoisier 
 H2O(l)  H2(g) + ½ O2 (g) Equação balanceada. Obedece a LEI de Lavoisier. 
 100 g 11,2 g 88,8 g 
 100 g Reagente = 100 g produtos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Leis da Conservação da massa e das propriedades definidas 
Antoine Lavoiser(1743-1794) químico francês, demonstrou através de 
cuidadosas medidas científicas, que, se uma reação é conduzida em um recipiente 
fechado, de tal modo que nenhum dos recipientes escape, a massa total presente, 
após a reação ter ocorrido, é a mesma que antes da reação. 
 
Lei da conservação da massa: 
Estabelece que nehuma massa é criada ou destruída em uma reação 
química. 
Ex: 
OHOH
222
 
 
22
 COOC 
 
 
OHOH
222
 g81g612g 
 
OHgOC
22
 g443212g 
 
 
Estes estudos conduziram a uma outra importante Lei, a lei das proporções 
definidas (ou Lei de Proust). 
 
Lei da composição definida: 
Em uma substância química pura, os elementos estão sempre 
presentes em proporções mássicas definidas. 
 
 1)A massa dos reagentes e dos produtos são diretamente proporcionais: 
Ex: Para a obtenção da água observou-se: 
OHOH
222
 2/1 
 
Se :
OHOH
222
 g81g612g 
 ou 
OHOH
222
 g63g234g 
 
Existe uma proporção: 2/4=16/32=18/36=cte=1/2 
 
 2) a água apresenta uma composição constante: 
 18g de água ----------100% 
 2g de hidrogênio ----- X X = 11,1% logo o percentual do elemento 
Oxigênio é 88,9% 
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Que informação uma equação química nos fornece? 
 H2 + Cl2 → 2HCl 
 
1 molécula 
2 átomos de H 
1 massa molar 
1 mol 
2,0 g 
1 molécula 
2 átomos de Cl 
1 massa molar 
1 mol 
70, 8 g 
2 moléculas 
2 átomos de H + 2 átomos de Cl 
2 massas molares 
2 mols de HCl 
(2 X 1 g) + (2 X 35,4 g) 
 
As relações Quantitativas são obtidas a partir de Cálculos Estequiométricos. 
 
2. Cáculos Estequiométricos 
O processo usado para resolver quase todos os problemas envolvendo 
estequiometria (relações quantitativas) consiste em: 
 estabelecer uma equação química baseada no princípio da conservação 
atômica (ou balanceamento) e 
 aplicar a expressão que relaciona o número de mols com a massa(g) e o 
peso molecular das substâncias envolvidas (n = massa / Peso Molar). 
 
Ex: Encontrar a massa (g) de CO2 a partir da combustão de 12,0 g de CO, com excesso 
de O2. 
2CO (g) + O2(g)  2CO2 (g) 
 
2 mols CO = 2 mols de CO2 
n mols CO= n mols de CO2 
 
 n mols de CO é obtido pela equação n = m/PM : 
n mols de CO = massa (g) CO / peso molecular CO 
= (12,0/28,0)= 0,4 mols 
 
São formados 0,4 mols de CO2. 
 
 A massa de CO2 é obtida pela equação n= m/PM 
massa de CO2 = n mols CO2 X peso molar de CO2= 17,6g 
 
b) Qual a massa de oxigênio consumido na reação? 
 2 mols de CO reagem com 1 mol de O2 
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 Logo: n mol de O2 = (½) n mol de CO 
 Assim, mol de O2 = (½) X (0,4)= 0,2 mols 
 
 Usando a equação n= m/PM, temos que: 
massa de O2 = n mols O2 X peso molar O2 = 0,2 X 32 = 6,4 g 
 
2.1 Cálculos Estequiométricos Envolvendo Reagente Limitante e Rendimento 
Teórico 
 
 De um modo geral, no laboratório, os reagentes são misturados na exata 
proporção exigida pelas reações. 
 
 Se os reagentes são utilizados em excesso restará reagente sem reagir, ou seja, 
o reagente não será totalmente transformado (“consumido”) na reação. 
 
 A quantidade do produto de uma reação química é limitada pelo reagente que 
não está em excesso (o reagente limitante, uma vez que limita a quantidade 
de produto que pode ser formado). 
 
2.2 Cálculo Estequiométrico Envolvendo Reagente Limitante 
 
Ex: Quantos gramas de ZnS são formados quando 12,0 g de Zn reage com 6,50 g de S? 
Qual é o reagente limitante? 
Zn + S  ZnS 
12,0 g 6,5 g Limitante? 
 
n mols Zn = massa (g) Zn / peso atômico Zn) = 
(12,0/65,4)= 0,18 mols de Zn 
 
n moles S = massa (g) S / peso atômico S = (6,5/32)= 0,20 mol 
 
Pela equação química 1 mol de Zn reage com 1 mol de S; 
o número de mols de Zn é 0,18, então ele é o reagente limitante (está em menor 
quantidade). 
 
 Como existe 0,20 mol de S, este estará em excesso. 
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Restará um Excesso de S: 0,20 – 0,18 = 0,02 mol, 
Este excesso de S, pode ser descrito em gramas: 
 
Massa (g) de S que restou sem reagir = n mols S X peso atômico S = 0,64 g 
 
b) Qual a massa de ZnS formada? 
 
 Massa de ZnS = (0,18) X 97,50 = 17,55 g 
 
2.3 Cálculo de Rendimento de Reação 
Passos: 
a- calcular a quantidade de produto que seria formada se o 1º reagente e o 2º 
reagente fosse consumido completamente. 
b- O reagente que produz a menor quantidade de produto é o limitante. 
c- A menor das quantidades calculadas é o rendimento teórico. 
d- O reagente que conduz a uma maior quantidade de produto está em excesso; 
somente parte dele é consumida. 
 
Ex: Quantos moles de Fe3O4 podem ser obtidos pela reação de 16,8 g de Fe com 10,0 g 
de água? Que substância é o reagente limitante? Que substância está em excesso? 
3Fe(s) + 4 H2O  Fe3O4 + 4 H2 
16,8 g 1 0,0 g x 
 
n moles de Fe =(16,8/55,8)= 0,3 moles 
n moles de H2O =(10,0/ 18)= 0,55 moles 
 
a- 1 mol de Fe3O4 = (1/3) moles de Fe = (1/3) X 0,3 = 0,1 mol 
 
 Se todo o ferro reagir serão produzidos: 
 (n = massa (g) / Peso fórmula ) 
 m (g) Fe3O4 = 0,1 X 231,4 = 23,14g 
 
 n mols de Fe3O4 = (1/4) moles H2O = (1/4)X 0,55 moles= 0,138 mols 
 Se toda a água reagir com o Fe, serão produzidos: 
(n= m / Pf ) m (g) Fe3O4 = 0,138 X 231,4 = 31,9 g 
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 Assim, o reagente limitante é o Fe, pois conduz a uma menor quantidade do 
produto Fe3O4 
 A H2O está em excesso. 
 
2.3.1 Rendimento de Reação 
EX: Tetracloreto de carbono foi preparado reagindo-se 100,0g de CS2 e 100,0g de 
Cloro. Calcule o rendimento percentual uma vez que foram obtidos 65,0g de CCl4, 
segundo a reação: 
 
CS2 +3 Cl2  CCl4 + S2Cl2 
 100,0g 
 
n moles de CS2 =(100,0/76,3)= 1,31 moles 
n moles de Cl2 =(100,0/70)= 1,43 moles 
 
 Para encontrar o limitante fazer a razão (CCl4/ CS2) porque queremos encontrar a 
quantidade de CCl4 em função da quantidade de CS2 
 
nmoles de CCl4= (1/1) moles de CS2 = 1,31 mols 
 
como, n = m / Pf , temos que a massa (g) de CCl4 = = 1,31 X 154 = 201,74 g 
 
 
 Para encontrar o limitante fazer a razão (CCl4/ Cl2) porque queremos encontrar a 
quantidade de CCl4 em função da quantidade de Cl2 
 
n moles de CCl4= (1/3) moles de Cl2 = (1/3) X 1,4 = 0,47 mol 
 
Logo, a massa (g) de CCl4 é obtida pela equação n = m / Pf que: 
 massa (g) CCl4 = 0,47 X 154 = 72,38g 
 
 Como a menor massa de CCl4 produzida dependeu do reagente Cl2, então, este é 
o reagente limitante. O total produzido de CCl4 depende da quantidade do Cl2 
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 Se todo Cl2 reagisse totalmente (rendimento teórico - 100%) conduziria a formação 
de 72,38g de CCl4; porém pelo exercício, observou-se apenas a produção de 65g 
de CCl4 (a reção não se processou 100%). 
 
 Calcula-se então o rendimento Real (R) da reação. 
R% = [massa do produto obtida (real)/ massa do produto (teórica)]/ 100 R% = 
(65/72,38)X100= 89,9% 
 
 Ou usando regra de três: 
 
72,38g de CCl4 ----------------- 100% 
65g de CCl4 ------------------------ x % 
x = 89,9% 
 
 
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Exercícios de Estequiometria 
 
 
 
 
1a) Quantos moles de CO2 serão formados ao se queimar 0,274 mol de C2H5OH? 
 C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3H2O 
R= 0,55mol de CO2 
 
1b) Quantos moles de O2 são necessários para queimar 1,80 mol de C2H5OH? 
 
 R= 5,4 mol de O2 
 
2a) Quantos gramas são necessários para reagir com 0,3 mol de Al? 
4 Al + 3 O2  2 Al2O3 
R= 7,2 g de O2 
 
2b) Qual a massa em gramas de Al2O3 para serem produzidos 12,5g de O2 quando reage 
completamente com o Al? 
 R= 26,5 g de Al2O3 
 
 
3) Foram produzidos 126 gramas de magnésio a partir de 280g de MgO. Qual o 
rendimento percentual do processo? 
 
 MgO  Mg + ½ O2 
R= 75%