Aula 12_Estequiometria

Prévia do material em texto

Química Geral I 
LOQ4031 
Profª: Livia Carneiro 
liviacarneiro@usp.br 
05/06/2014 
Estequiometria 
 Nas reações químicas há um 
balanço de massa: 
 Lavoisier: a massa é 
conservada em uma reação 
química: “nada se cria, nada 
se forma, tudo se 
transforma”. 
 Equações químicas: 
descrições de reações 
químicas. 
Estequiometria 
 Devido ao princípio da conservação da 
matéria, uma equação tem que ser 
balanceada. 
 
 Deve haver o mesmo número de determinado 
tipo de átomo dos dois lados da equação 
Estequiometria 
• 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: 
 
 2 H2 + O2  2 H2O 
 
Estequiometria 
Estequiometria 
 
Estequiometria: nome derivado das palavras gregas: Stoicheion 
(‘elemento) e metron (‘medida’) 
2 x 2 + 2 x 16 = 2 x 18 
 
 
 36 g = 36 g 
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode 
ser perdida em nenhuma reação química. 
Estequiometria 
Reações de combinação e decomposição 
Examinar essas reações e observar os balanceamentos 
 
• As reações de combinação têm menos produtos do que 
reagentes: 
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) 
 
• O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO. 
 
• As reações de decomposição têm menos reagentes do que 
produtos: 
2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) 
(a reação que ocorre em um airbag) 
 
• O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso. 
Alguns padrões simples de 
reatividade química 
Reações de combinação e decomposição 
Alguns padrões simples de 
reatividade química 
Reações de combinação e decomposição 
 O magnésio perde 
elétrons e forma o íon 
magnésio, Mg2+ 
 
 O oxigênio ganha 
elétrons e forma o íon 
óxido, O2-. 
 
 O produto da reação é 
o sólido iônico MgO. 
 
 Como quantificar o 
produto da reação? 
Alguns padrões simples de 
reatividade química 
A química é uma ciência quantitativa – 
precisamos de uma “unidade de contagem” 
O Mol 
 
Mol: medida conveniente de quantidades químicas. 
• 1 mol de algo = 6,0221421 x 1023 daquele algo. 
• Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g. 
 
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. 
O Mol 
A massa de um átomo de N é 14 vezes a massa do hidrogênio 
Massa de um átomo de H = 1,66 x 10-24 g, portanto... 
A massa de um átomo de N = 2,324 x 10-23 g. 
 
 1 átomo de N = 2,324 x 10-23 g 
1 mol (6,022 x 1023 átomos ) = 14 g de Nitrogênio 
O Mol 
 
A massa de um átomo de carbono-12 foi determinada por 
espectrometria de massas como 1,99265 x 10-23 g. 
Isso significa que o número de átomos em precisamente 12 g de 
carbono-12 é: 
 
Número de átomos de carbono-12 = 12 g = 6,0221x1023 
 1,99265 x 10-23 g 
 
1 mol de objetos corresponde a 6,0221 x 1023 objetos . 
 
 12 g de carbono-12 é sua Massa Molar 
 Considerando todos os isótopos de carbono-12 sua Massa Molar é: 
12,011 g/mol 
O Mol 
Massa Molecular Massa Molar 
A Massa Molar (em g/mol) de uma substância é sempre 
numericamente igual a sua massa molecular (em u ou u.m.a) 
O Mol 
Relações Molares 
1 mol de átomos dos elementos C, S, Cu, Pb e Hg 
 
 
• Interpretação: através da equação balanceada é possível conhecer 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. 
Informações quantitativas a partir de equações 
balanceadas 
 
 
 Exemplo: 
 
 Como determinar a massa de CO2 produzida quando 1 g de butano é queimado? 
 
 Reação: 2 C4H10(l) +13 O2(g)  8 CO2(g) + 10 H2O(g) 
Informações quantitativas a partir de equações 
balanceadas 
A fórmula mínima de uma substância diz o número relativo 
de átomos de cada elemento que ela contém. 
Ex.: H2O : dois átomos de H para cada átomo de O 
 
A razão da quantidade de matéria de cada elemento em 
um composto dá os índices inferiores da fórmula mínima 
do composto 
Utilizando o Mol 
Aplicando cálculos estequiométricos simples 
Fórmula mínima a partir de análises 
 
Análise por combustão 
• As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por 
combustão: 
Fórmulas mínimas a partir 
de análises 
Quando um composto contendo C e H sofre combustão completa, como 
neste exemplo, todo o C no composto é convertido em CO2 e todo H, 
em H2O. 
A partir das massas de CO2 e H2O produzidos é possível calcular a 
quantidade de matéria de C e H no composto original e a fórmula 
mínima. 
Exemplo: O ácido ascórbico (vitamina C) contém 40,92% de C, 4,58% 
de H e 54,5% de O em massa. Qual é a fórmula mínima do ácido 
ascórbico? 
1 – em 100 g de material: 40,92 g de C, 4,58 g de H e 54,5 g de O; 
(MM: C=12,01 g/mol; H=1,008 g/mol; O=16,00 g/mol) 
 
2 – calcular a quantidade de matéria de cada elemento na amostra: 
3,407 mols de C; 4,54 mols de H; 3,406 mols de O; 
 
3 – determinar a relação mais simples de números para as quantidades de 
matéria dividindo-se cada uma delas pelo menor número 
 C: 3,407 = 1,0 H: 4,54 = 1,33 O: 3,406 = 1,0 
 3,406 3,406 3,406 
 
C:H:O (1:1,33:1) = 3:4:3 
C3H4O3 
Utilizando o Mol 
A fórmula mínima é diferente da fórmula molecular de um 
composto. 
 
 É possível obter a fórmula molecular de um composto a partir da fórmula 
mínima e a partir da massa molecular do composto determinada 
experimentalmente. 
 
 Por exemplo: ácido ascórbico: 
 Fórmula mínima: C3H4O3 
 Resultando em uma massa molecular de 
 3(12) + 4 (1) + 3 (16) = 88u 
A massa molecular determinada experimentalmente é 176 u 
Portanto, se a molécula apresenta o dobro da massa molecular 
consequentemente deve apresentar duas vezes mais átomos: 
C6H8O6 
 
 
Utilizando o Mol 
Exemplo: O álcool isopropílico é um composto que contém C, H e 
O. A combustão de 0,255 g desse álcool produz 0,561 g de CO2 e 
0,306 g de H2O. Determine a fórmula mínima do álcool 
isopropílico. 
 
1 – o número de mols de CO2 produzido corresponde ao número de 
mols de C, e o número de mols de H2O corresponde ao número de 
mols de H. 
 
2 – calcular a quantidade de matéria de cada elemento na amostra: 
 
3 – determinar a relação mais simples de números para as quantidades 
de matéria dividindo-se cada uma delas pelo menor número 
 
C:H:O (2,9:7,9:1,0) = 3:8:1 
C3H8O1 
Utilizando o Mol 
 
 
 
 
 
ETAPA 1: Escreva a equação química balanceada! 
NH4NO3  N2O + 2 H2O 
 
ETAPA 2: Converta a massa de reagente em mols 
454 g de NH4NO3 x 1 mol NH4NO3 = 5,68 mol NH4NO3 
 80,04 g NH4NO3 
 
ETAPA 3: Converta mols de reagente em mols de produto: 
Relacione os mols de NH4NO3 aos mols esperados de produto 
 
1mol NH4NO3  2 mol H2O 
FATOR ESTEQUIOMÉTRICO: 
2 mols H2O produzidos 
1 mol NH4NO3 utilizado 
 
5,68 mol de NH4NO3 x 2 mols H2O produzidos = 11,4 mol de H2O 
 1 mol NH4NO3 utilizado 
 
 
 
 
• Exemplo: Se 454g de NH4NO3 se decompõe, quanto N2O e H2O são 
formados. Qual é o rendimento teórico dos produtos? Calcule o rendimento 
percentual se em um experimento foram obtidos 131 g de N2O• Exemplo: Se 454g de NH4NO3 se decompõe, quanto N2O e H2O são 
formados. Qual é o rendimento teórico dos produtos? 
 
ETAPA 4: Converta mols de produto em massa de produto (CHAMADO DE 
RENDIMENTO TEÓRICO): 
 
11,4 mol de H2O x 18 g H2O = 204,2 g H2O 
 1 mol H2O 
 
 
SEMPRE SIGA ESTAS ETAPAS NA RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS DE 
ESTEQUIOMETRIA! 
 
 
 
• Exemplo: Se 454g de NH4NO3 se decompõe, quanto N2O e H2O são 
formados? Qual é o rendimento teórico dos produtos? 
 
ETAPA 4: Quanto de N2O é formado? 
 
 
Massa total de reagentes = massa total de produtos 
454 g NH4NO3 = x g N2O + 204 g H2O 
 
Massa de N2O = 250 g (Rendimento teórico de N2O) 
 
Calcule o rendimento percentual se em um experimento foram obtidos 
131 g de N2O 
 
Rendimento % = rend. obtido x 100 
 rend. teórico 
 
Rendimento = 131 g x 100 = 52,4% 
 250 g 
 
• Supondo uma mistura de 10 mol de H2 e 7 mol de O2 reagindo para formar 
água: 
 
 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) 
 
• 2 mols de H2 reagem com 1 mol de O2 
• E 10 mols de H2 reagem com 5 mols de O2 
 
 10 mol H2 1 mol O2 = 5 mol O2 
 2 mol H2 
 
Já que 7 mols de O2 estavam presentes no início da reação, 2 mols estão 
sobrando, ou estão em excesso. 
 
• Se os reagentes não estão presentes em quantidades estequiométricas, 
ao final da reação alguns reagentes ainda estarão presentes (em 
excesso). 
Reagentes limitantes 
 Reagente limitante: um reagente que é completamente consumido em 
uma reação, reagente limitador, limita a quantidade de produto formado. 
 O outro reagente restante pode ser chamado de reagente em excesso. 
O H2 é completamente consumido, ele é o reagente limitante neste caso. 
Há um excesso estequiométrico de O2 (parte que sobra ao final da reação). 
Reagentes limitantes 
Exemplo: Considere a seguinte reação: 
 
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq) 
 
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com 
uma solução contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de 
Ba3(PO4)2 podem ser formados? 
Sabendo-se o reagente limitante, qual a quantidade de NaNO3 formada? 
Qual a quantidade de Na3PO4 utilizada na reação, tendo em vista que este 
é o reagente em excesso? 
 
 
 
Exemplo: Considere a seguinte reação: 
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq) 
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma 
solução contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser 
formados? 
Pede-se para calcular a quantidade de produto, dando as quantidades de dois 
reagentes, logo é um problema de reagente limitante. 
 
A partir da equação balanceada, temos: 
 
2 mols de Na3PO4  3 mols de Ba(NO3)2  1 mol de Ba3(PO4)2 
 
3,5 g Na3PO4 1 mol = 0,0213 mol 
 164 g 
6,4 g Ba(NO3)2 1 mol = 0,0245 mol  Reagente limitante! 
 261 g 
 
3 mols Ba(NO3)2 x 0,0213 mol Na3PO4 =0,03195 mols de Ba(NO3)2 
 2 mols Na3PO4 
Exemplo: Considere a seguinte reação: 
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq) 
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução 
contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser 
formados? 
 
Exemplo: Considere a seguinte reação: 
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq) 
 
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma 
solução contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem 
ser formados? 
 
1 mol Ba3(PO4)2 x 0,0245 mol Ba(NO3)2 = 0,00816 mol Ba3(PO4)2 
3 mols Ba(NO3)2 
 
0,00816 mol Ba3(PO4)2 x 602 g Ba3(PO4)2 = 4,92 g Ba3(PO4)2 
 1 mol Ba3(PO4)2 
 
 
2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq) 
 
Sabendo-se o reagente limitante, qual a quantidade de NaNO3 formada? 
 
6 mols NaNO3 x 0,0245 mol Ba(NO3)2 = 0,049 mols de NaNO3 
3 mols Ba(NO3)2 
 
0,049 mols de NaNO3 x 85 g NaNO3 = 4,16 g NaNO3 
 1 mol NaNO3 
 
Qual a quantidade de Na3PO4 utilizada na reação, tendo em vista que este é o 
reagente em excesso? 
 
2 Na3PO4(aq)  3 Ba(NO3)2(aq) 
 
2 mols de Na3PO4 x 0,0245 mol Ba(NO3)2 = 0,016 mols de Na3PO4 
3 mols de Ba(NO3)2 
 
0,016 mols de Na3PO4 x 164 g de Na3PO4 = 2,68 g de Na3PO4 
 1 mol de Na3PO4 
 
 
 
 2 Na3PO4(aq) + 3 Ba(NO3)2(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3(aq) 
 
 
 2,68 g + 6,4 g 4,92 g + 4,16 g 
 
 
 
 
 
 
 
 
9,08 g de 
reagentes 
9,08 g de 
produtos