Aula 2 - Estequiometria

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Professor: Marcelo Lopes
Química Metalúrgica Aula 2- Estequiometria
Universidade Federal Fluminense
Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica de Volta Redonda
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Conceitos Preliminares
Lavoisier: a massa é conservada em uma reação química.
Equações químicas: são descrições de reações químicas.
Tem duas partes: Reagentes e Produtos.
					2H2 + O2  2H2O
	
Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das fórmulas químicas; Fornecem a proporção de reagentes e produtos.
 
As reações de combinação têm menos produtos do que reagentes:				
				2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos:
				2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) 
			 (reação que ocorre em um airbag)
 
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Conceitos Preliminares
	Mol: medida de quantidades químicas.
1 mol de um elemento químico = 6,0221421  1023 átomos
1 mol de um gás = 22,4 litros desse gás
Massa atômica/molecular: é a massa da substância na
unidade dalton: u
Massa molar: é a massa de 1 mol de substância
Unidade: g/mol
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Conceitos Preliminares
															
	Molaridade : é a concentração molar, ou seja, número de mols do soluto dissolvido por litro de solução (n/l).
	Rendimento teórico - é quantidade de produto prevista a partir da estequiometria, considerando os reagentes limitantes.
O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade de material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico:
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Conceitos Preliminares
Balanceamento de Equações Químicas 
Equilíbrio Químico (=, ,  ou ) - A seta indica o sentido da reação, devendo ser usadas setas duplas ou o sinal de igualdade pra indicar equilíbrio. 
Método da tentativa:
Ex.: FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
 
 wFeS2 + xO2  yFe2O3 + zSO2
 
 Fe: w = 2y; S: 2w = z; O: 2x = 2z + 3y
Para w = 2, temos y = 1; z = 4 e x = 11/2 (multiplicando por 2) para obter números inteiros: w = 4; y = 2; z = 8 e x = 11
		4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2
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Exercício
Faça o balanceamento da equação química abaixo:
 
 H3PO4 + Mg(OH)2 → Mg3(PO4)2 + H2O
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Resposta do Exercício:
 H3PO4 + Mg(OH)2 → Mg3(PO4)2 + H2O
	w H3PO4 + x Mg(OH)2 → y Mg3(PO4)2 + z H2O
Mg: x = 3y; P: w = 2y; O: 4w +2x = 8y + z; H: 3w + 2x = 2z
Sendo : 3w + 2x = 2z, temos : 3 (2y) + 2 (3y) = 2z....z = 6y
Se y=1 : x = 3; w = 2 e z = 6
	
	2 H3PO4 + 3 Mg(OH)2 → Mg3(PO4)2 + 6 H2O
		
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		ESTEQUIOMETRIA
	
	A estequiometria é o termo usado para se referir a todos os aspectos quantitativos de composição e reação química. As principais ferramentas para a resolução dos problemas são os conceitos básicos da química, física e matemática. A seguir alguns problemas de estequiometria:
 
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		ESTEQUIOMETRIA
	 
Exemplo 1: O ácido clorídrico (HCl) comercial é normalmente obtido pelo aquecimento do cloreto de sódio (NaCl) com ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado. Quanto de ácido sulfúrico contendo 75% em peso de H2SO4 é necessário para a produção de 1000 kg de HCl contendo 45 % em peso? Trabalhar com duas casas decimais.
Equação da reação: 
 NaCl + H2SO4  Na2SO4 + HCl; (balancear)
Massas atômicas:
Cl = 35,45 u ; S= 32,06 u ; O= 16 u ; H= 1,01 u
 
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	Equação da reação: 
 2 NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2 HCl;
1 mol H2SO4 = 2x1,01 + 32,06 + 4x16,00 = 98,08g; 
1mol de HCl = 1,01+ 35,45 = 36,46 g;
 
98,08 g H2SO4 produz 2x36,46 (72,92) g HCl;
 x g de H2SO4 puro produzirá 1.000.000 g de HCl a 45%
 
	 x g de H2SO4 puro = 1000000 x 45% x 98,08 / 72,92 = 605266 g
	
	Para se obter a quantidade de solução a 75% de H2SO4 = 605266/0,75 = 807021 g = 807,02 kg
 
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Estequiometria
Exemplo 2: 
Uma mistura de NaCl e KCl pesou 5,4892 g.
Esta mistura foi dissolvida em uma solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3), resultando em uma precipitação de cloreto de prata (AgCl) da ordem de 12,71 g. 
Quais os percentuais de NaCl e KCl nas misturas iniciais? 
Trabalhar com 5 casas decimais.
Reação 1 : NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3;
Reação 2 : KCl + AgNO3  AgCl + KNO3;
Massas atômicas:
Cl = 35,45 u ; K= 39,10 u ; Ag = 107,87 u ; Na= 22,99 u
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Estequiometria
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1 mol AgCl = 107,87 + 35,45 = 143,32 g ;
1 mol de KCl = 39,10 + 35,45 = 74,55 g ;
1 mol de NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 g;
 
Número de moles de AgCl = 12,71/143,32 = 0,08868 mol 
 
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Estequiometria
	Pela regra de conservação das massas temos que o número de mols de AgCl é igual a soma dos número de mols do NaCl e do KCl, ou seja n NaCl + n KCl = 0,08868 moles;
Como massa molar = g /mol temos: xg NaCl /58,44 + x g KCl/74,55 = 0,08868 mols (equação 1); 
E a mistura de NaCl e KCl pesa 5,49 g , ou seja m NaCl + m KCl = 5,4892 g (equação 2);
Trabalhando algebricamente as duas equações de massa temos: 
mNaCl = 4,0609 g  % NaCl na mistura = 4,0609/5,4892 = 73,99 % NaCl;
mKCl = 1,4283 g  26,01 % KCl. 
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Estequiometria
Exemplo 3: 
	A soda cáustica (NaOH) pode ser obtida da reação do carbonato de sódio (Na2CO3) com o hidróxido de cálcio ( Ca(OH)2 ). Qual a quantidade de NaOH possível de se obter ao misturarmos duas soluções aquosas com 0,5 litros de concentração 5M de Na2CO3 e 0,7 litros de uma concentração 3M de Ca(OH)2. 
Equação a ser balanceada : 
	
	Na2CO3 + Ca(OH)2  NaOH + CaCO3;
Massas atômicas:
Ca = 40,08 u ; O= 16 u ; H = 1,01 u ; Na= 22,99 u ; C =12,01 u
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Estequiometria
	Na2CO3 + Ca(OH)2  2NaOH + CaCO3
1 mol de Na2CO3 = 2x22,99+12,01+3x16,00 = 105,99 g;
1 mol de Ca(OH)2 = 40,08+2x(16,00+1,01) = 74,10 g;
1 mol de NaOH = 22,99+16,00+1,01 = 40,00 g;
1 mol de CaCO3 = 40,08+12,01+3x16,00 = 100,09 g; 
 
Na2CO3 tem concentração 5M e 0,5 l  M=n/l
 n Na2CO3 = 2,5 mols 
 x g de Na2CO3 = 2,5x105,99 = 264,98 g
Ca(OH)2 tem concentração 3M e 0,7 l  M=n/l 
N Ca(OH)2 = 2,1 mols 
x g Ca(OH)2 = 2,1x74,10 = 155,61 g 
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Estequiometria
Pela estequiometria temos que: 
105,99 gramas de Na2CO3 reage com 74,10 g de Ca(OH)2;
Pela solução temos que:
 264,98 g de Na2CO3 possui a capacidade de reagir com 155,61 g de Ca(OH)2 
Se 105,99 gramas de Na2CO3 --- 74,10 g de Ca(OH)2 (esteq)
 264,98 gramas de Na2CO3 --- x g de Ca(OH)2 (solução)
Poderia assim reagir 185,25 g de Ca(OH)2. Entretanto, a solução de Ca(OH)2 possui 155,61 g de Ca(OH)2 , tornando-se limitante do processo.
Então 155,61 g de Ca(OH)2 reage com 222,58 g de Na2CO3 (155,61 * 105.61/74,10), produzindo 168,0 g de NaOH : 		222,58 g de Na2CO3 ------------x g de NaOH 
 105,99 g de Na2CO3 ------------ 2 . 40
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Teste 2: O chumbo é reduzido da galena (PbS), num forno de soleira, pelas reações simultâneas do PbS com PbO e com PbSO4; em ambos os casos formam-se Pb e SO2. O peso de chumbo obtido na primeira reação é o triplo do obtido na segunda e o peso total de PbS reduzido nas duas reações é de 6000 kg. Pede-se:
	a) O peso total de chumbo obtido e o peso e o volume do SO2 produzido?
	b) As percentagens originais de PbO e PbSO4 contidos na 	carga do forno?
Dados: Peso atômico/moleculares: Pb = 207, S = 32, O = 16, SO2 = 64, PbS = 239, PbO = 223 e PbSO4 = 303. 
Reação 1 PbS + 2PbO  3Pb + SO2; 
Reação 2 PbS + PbSO4  2Pb + 2SO2; (2000 kg de PbS); Como a quantidade de chumbo obtida da reação 1 é o triplo da reação 2, a reação 1 fica:
Reação 1 2PbS + 4PbO  6Pb + 2SO2; (4000 kg de PbS);
 
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ESTEQUIOMETRIA - BALANÇO DE MASSA
Peso total de chumbo obtido: 
Reação 1	PPb = 4000x6x207/2x239 = 10392 kg;
Reação 2	PPb
= 2000x2x207/239 = 3464 kg; 
Total de Pb = 13856 kg;
 
Peso de SO2 produzido:
Reação 1 	4000x2x 0,064/0,239 = 1071,13 kg 
Reação 2	2000x2x0,064/0,239 = 1071,13 kg; 
Peso de SO2 em kg= 2142 kg;
Volume de SO2 em litros = 2142,3x22,4/0,064=749.800 l 
Volume de SO2 em m³ = 749,8 m³
Composição da carga:
Peso de PbO = 4000x4x223/2x239 = 7464,44 kg
Peso de PbSO4 = 2000x303/239 = 2535,56 kg 
Peso total da carga = 7464,44 + 2535,56 + 6000 = 16000 kg ; 
37,5 % de PbS, 46,65 % de PbO e 15,85 % de PbSO4