Aula e exercícios Estequiometria

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ESTEQUIOMETRIA
	A estequiometria é o termo usado para se referir a todos os aspectos quantitativos de composição e reação química. É baseada em entendimento de massas atômicas e em um princípio fundamental, a lei da conservação da massa. Qualquer mudança que ocorre durante uma reação química é simplesmente um rearranjo dos átomos (o mesmo conjunto de átomos está presente tanto antes quanto depois da reação)
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COMO PODEMOS REPRESENTAR O REARRANJO DOS ÁTOMOS QUE OCORRE NAS REAÇÕES QUÍMICAS?
As reações químicas são representadas de forma concisa pelas equações químicas:
2H2 + O2 → 2H2O
CH4 + O2 → CO2 + H2O (não balanceada)
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O (balanceada)
		Informações adicionais devem ser incluídas para indicar o estado físico de cada reagente e produtos:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
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Combustão ao ar:
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
		O estado físico da água depende das condições da reação. Vapor de água é formado a altas temperaturas em um recipiente aberto.
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2. Alguns padrões simples de reatividade química
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O mol
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1 mol de átomos de 12C = 6,02 x 1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6,02 x 1023 moléc. de H2O
1 mol de íons NO3- = 6,02 x 1023 íons de NO3-
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Unidades e convenções (João Carlos de Andrade e Rogério Custódio. UNICAMP 1997)
		A unidade SI para quantidade de matéria é o mol (mole, em inglês). O mol é definido como "a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quantos forem os átomos contidos em 0,012 kg de Carbono-12". Por esta definição, qualquer quantidade de matéria que contenha 6,022 x 1023 entidades é um mol. Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de moléculas, de íons, de prótons, de elétrons, ou de outras partículas, etc. Havendo tantas possibilidades, a entidade em questão deve ser sempre claramente especificada. 
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A expressão correta para se referir à massa de uma porção de substância cuja quantidade de matéria é um mol é a massa molar (M). A massa molar pode se referir a moléculas, elementos, íons, elétrons, etc. Exemplo: M(KCl) = 74,56 g/mol, M(Cu) = 63,54 g/mol; M(H) = 1,0074 g/mol; M(Cl2) = 70,916 g/mol. 
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O nome e o símbolo da unidade mol são idênticos. O plural do nome, muito usado no Brasil, é mols e não moles, embora esse plural não se ajuste às normas gramaticais da língua portuguesa. Entretanto, é importante lembrar que o símbolo das unidades não muda no plural.
Ex. x = 1,3 mol
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O emprego desta definição de mol tornou obsoleto e em desuso diversos termos como número de mols, número de moléculas-grama, número de átomos-grama (todos substituídos por quantidade de matéria); peso atômico e peso molecular (substituídos por massa molar), e molaridade e normalidade (substituídos por concentração em quantidade de matéria ou, simplesmente, concentração).
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Cálculo da massa molar
M (H2SO4) = 2M(H) + M (S) + 4M (O)
 = 2(1,0) + 32,1 + 4(16,0)
 = 98,1 g/mol
 Cálculo da composição percentual a partir das fórmulas:
Sacarose: C12H22O11 (M = 342,0 g/mol)
 %C = [(12 x 12,0) / 342,0] x 100% = 42,1%
 %H = [(22 x 1,0) / 342,0] x 100% = 6,4%
 %O = [(11 x 16,0) / 342,0] x 100% = 51,5%
 
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	Calcule o número de átomos de H em 0,350 mol de glicose, C6H12O6
1 mol de moléculas de C6H12O6 = 6,02 x 1023 moléculas de C6H12O6 
 0,350 mol de C6H12O6 = X
X = 2,107 x 1023 moléculas de C6H12O6
1 molécula de C6H12O6 = 12 átomos de H
 2,107 x 1023 moléculas de C6H12O6 = Y
 Y = 2,53 x 1024 átomos de H
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Conversões entre massas, mols e número de partículas:
	a) Calcule a quantidade de matéria de glicose em 5,380 g de C6H12O6 (MC6H12O6 = 180,0 g/mol).
 1 mol de C6H12O6 = 180,0 g de C6H12O6
 X = 5,380 g de C6H12O6
 X = 0,02989 mol de C6H12O6
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b) Calcule a massa, em gramas, de 0,433 mol de nitrato de cálcio (MCa(NO3)2 = 164,1g/mol)
		1 mol de Ca(NO3)2 = 164,1 g
 0,433 mol de Ca(NO3)2 = X
 X = 71,1 g de Ca(NO3)2 
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c) Quantas moléculas de glicose existem em 5,23 g de C6H12O6?
n = (m/M) = 5,23 g / 180,0 g mol-1
n = 0,02905 mol
1 mol de moléculas de C6H12O6 – 6,02 x 1023 moléculas
 0,02905 – X 
X = 1,75 x 1022 moléculas de C6H12O6 
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Fórmula molecular
		Fórmula que emprega símbolos e índices para indicar os átomos de um composto e sua quantidade na molécula.
Ex. H2O
C12H22O11(sacarose)
		A fórmula molecular fornece o número efetivo de átomos de cada elemento presentes na molécula.
 
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Fórmula mínima (empírica)
		Fornece apenas o número relativo dos átomos (expressos como a razão mais simples) de diferentes elementos presentes em um composto. Geralmente, esta fórmula é obtida de dados experimentais, quando apenas se descobre a composição percentual dos elementos do composto e, por isso, esta fórmula recebe o nome de empírica.
Ex. Fórmula molecular da glicose: C6H12O6
		A glicose é composta por átomos de C, H e O na razão 1:2:1, portanto, sua fórmula mínima é: CH2O.
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Fórmula mínima (empírica)
		Substâncias que não são compostas por moléculas podem ser representadas simplesmente por sua fórmula empírica. Por exemplo, o NaCl tem uma estrutura onde o número de íons sódio e íons cloretos é igual em todo o retículo cristalino (6:6). Deduz-se que fórmulas empíricas podem ser escritas para todos os compostos. As fórmulas moleculares são escritas apenas para compostos moleculares.
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FÓRMULAS MÍNIMAS A PARTIR DE ANÁLISES.
	A fórmula mínima de uma substância diz o número relativo de átomos de cada elemento que ela contém.
1º passo: assumir que existem exatamente 100,0 g de material;
2º passo: calcular a quantidade de matéria de cada elemento na amostra;
3º passo: determinar a relação mais simples de números para as quantidades de matéria dividindo-se cada uma delas pelo menor número.
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Ex. O ácido ascórbico contém 40,92% de C, 4,58% de H e 54,50% de O em massa. Qual é a fórmula mínima do ácido ascórbico? 
40,92 g de C; 4,58 g de H; 54,50 g de O.
n de C = 40,92 g /12,01g mol-1 = 3,407 mol
 n de H = 4,58 g / 1,008 g mol-1 = 4,54 mol
 n de O = 54,50 g mol-1 / 16,00 g = 3,406 mol
3) C: 3,407 / 3,406 = 1,000 x3
 H: 4,54 / 3,406 = 1,330 = 4 (x 3 para obter número inteiro)
 O: 3,406 / 3,406 = 1,000 x3
A fórmula mínima é: C3H4O3
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DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DA FÓRMULA MÍNIMA
	O ácido ascórbico tem uma fórmula mínima C3H4O3. A massa molar, determinada experimentalmente, para essa substância é 176 g mol-1. Qual é a fórmula molecular do ácido ascórbico?
C3H4O3 : 3(12,0 g mol-1) + 4(1,000 g mol-1) + 3(16,0 g mol-1)
M(C3H4O3) = 88,0 g mol-1 metade da massa molar determinada experimentalmente 176,0 / 88,0 = 2,00 . Consequentemente, os índices na fórmula mínima devem ser multiplicados por 2 para se obter a fórmula molecular: C6H8O6.
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ANÁLISE POR COMBUSTÃO
	Figura 1. Instrumento usado para determinar porcentagens de C e H em um composto. O CuO ajuda a oxidar traços de carbono e monóxido de carbono a CO2 e oxidar H a H2O. Assim, todo o C no composto é convertido em CO2 e todo o H, em H2O. As quantidades de CO2 e H2O produzidas são determinadas pela medida do aumento na massa de CO2 e H2O absorvidos. 
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	Determinando a Fórmula de um Composto por Combustão
		O álcool isopropílico é composto de C, H e O. a combustão de 0,255g desta substância produz 0,561 g de CO2 e 0,306 g de H2O. Determine a fórmula mínima do álcool isopropílico.
1 mol CO2 - 1 mol de C
1 mol de H2O – 2 mols de H
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n CO2 = 0,561g / 44,0 g mol-1 = 0,0128 mol (= n do C)
n H2O = 0,306 g / 18,0 g mol-1 = 0,017 mol (x 2 = 0,0340= n do H)
 noxigênio?
mO = mamostra – (mC + mH)
mc = 0,0128 mol x 12,0 g mol-1= 0,154 g 
mH = 0,0340 mol x 1,008 g mol-1= 0,0340 g
mO = 0,255g – (0,154g + 0,0343 g) = 0,068 g
nO = 0,068 g / 16,0 g mol-1 = 0,0043
0,0128/0,0043 = 2,98
0,0340/0,0043 = 7,91
0,0043/0,0043 = 1,00
A fórmula mínima do álcool isopropílico é C3H8O
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TENTE RESOLVER
	Quando 0,125 g de um hidrocarboneto líquido foi queimado, foram produzidos 3,447 g de CO2 e 1,647 g de H2O. Em um experimento separado, determinou-se (por espectrometria de massa) que a massa molar do composto é 86,2 g/mol. Determine as fórmulas mínima e molecular para o hidrocarboneto desconhecido.
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SOLUÇÃO
nCO2 = 3,447/ 44,0 g/mol = 0,07834 mol (= n do C) 
nH2O = 1,647 / 18,0 g/mol = 0,0915 mol (x 2 = 0,183 mol de H)
0,07834/0,07834 = 1
0,183/0,07834 = 2,335 (x 3 para obter número inteiro) = 7
Fórmula mínima do hidrocarboneto: C3H7
M(C3H7)= 43,1 g/mol (metade da massa molar determinada experimentalmente (86,2/43,1 = 2/1).
	A fórmula molecular é o dobro da fórmula empírica: (C3H7)2 ou C6H14
 
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INFORMAÇÕES QUANTITATIVAS A PARTIR DE EQUAÇÕES BALANCEADAS
		Quantos gramas de água são produzidos na oxidação de 1,00 g de glicose, C6H12O6?
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l)
Em 1,00 g de glicose (M= 180 g mol-1) temos: 
1,00 g / 180 g mol-1= 0,0056 mol de glicose.
1 mol de C6H12O6 – 6 mols de H2O
 0,0056 - X
X = 0,0336 mol de H2O
mH2O= 0,0336 x 18,0 = 0,604 g 
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CÁLCULOS COM REAGENTES LIMITANTES
Ex. Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco, uma substância usada para recobrir as paredes internas dos tubos de imagem de TV. A equação para a reação é:
Zn + S → ZnS
	Quantos gramas de ZnS podem ser formados quando 12,0 g de Zn reagem com 6,50 g de S? qual é o reagente limitante? Quanto e qual elemento ficará sem reagir?
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nZn = 12,0 g / 65,4 g mol-1 = 0,183 mol
nS = 6,50 g / 32,1 g mol-1 = 0,202 mol
	Sabemos que 0,183 mol de Zn requer 0,183 mol de S. Existe mais S do que é necessário e todo o Zn pode reagir. O Zn é, portanto, o reagente limitante.
	A quantidade de produto formado depende apenas da quantidade de reagente limitante: 
 1 mol de Zn – 1 mol de ZnS
 0,183 mol de Zn - 0,183 mol de ZnS
 mZnS = 0,183 mol x 97,5 g mol-1 = 17,8 g
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Para calcular a massa de S que não reagiu:
nenxofre que não reagiu = (0,202 – 0,183) = 0,019
Convertendo em massa:
menxofre = nenxofre x Menxofre 
menxofre = 0,019 mol x 32,1 g mol-1= 0,61 g
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		O etileno, C2H4, queima ao ar para formar CO2 e H2O, de acordo com a equação: 
C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O
	Quantos gramas de CO2 serão formados ao se inflamar uma mistura contendo 1,93 g de C2H4 e 5,92 g de O2?
n C2H4 = 1,93 g / 28,0 g mol-1 = 0,0689 mol
n O2 = 5,92 g / 32,0 g mol-1 = 0,185 mol
 1 mol C2H4 – 3 mols de O2
Existe O2 suficiente para reagir com todo o C2H4?
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 1 mol C2H4 – 3 mols O2
 0,06889 - X
 X = 0,207 mol de O2 (necessário para consumir todo o C2H4 , só se dispõe de 0,185 mol de O2). O2 é o reagente limitante.
 3 mols de O2 – 2 mols de CO2
 0,185 - Y
 Y = 0,123 mol de CO2
m CO2 = 0,123 mol x 44,0 g mol-1 = 5,41 g 
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Considere a seguinte reação:
2Na3PO4(aq) + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2(s) + 6NaNO3(aq)
	Suponha que uma solução contendo 3,50 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,40 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser formados?
nNa3PO4 = 3,50 g / 164 g mol-1= 0,0213 mol
nBa(NO3)2 = 6,40 g / 261,22 g mol-1 = 0,0245 mol
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2Na3PO4(aq) + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2(s) + 6NaNO3(aq)
2 mols de Na3PO4 – 3 mols de Ba(NO3)2
 0,0213 - X
X = 0,0319 mol de Ba(NO3)2 (só temos 0,0245 mol), logo o Ba(NO3)2 é o reagente limitante.
	3 mols de Ba(NO3)2 – 1 mol de Ba3(PO4)2
 0,0245 - X = 0,00816 mol
m Ba3(PO4)2 = 0,00816 mol x 602 g mol-1 = 4,91 g
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TENTE RESOLVER
O metanol, CH3OH, pode ser produzido pela reação de monóxido de carbono com hidrogênio: 
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
	Suponha que 356 g de CO e 65,0 g de H2 sejam misturados e permite-se que reajam.
 Qual é o reagente limitante?
 Qual é a massa de metanol que pode ser produzida?
 Qual é a massa de reagente em excesso que sobra quando todo o reagente limitante é consumido? 
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SOLUÇÃO
nCO = 356 g / 28,01 g mol-1 = 12,71 mol
nH2 = 65,0 g / 2,016 g mol-1 = 32,24 mol
a) 1 mol de CO – 2 mols de H2
 X - 32,24 
X = 16,12 mols de CO (só temos 12,71). CO é o reagente limitante.
1 mol de CO – 1 mol de metanol (temos 12,71 mols de metanol)
mmetanol = 12,71 mol x 32,04 g mol -1 = 407,22 g de metanol
c) 1 mol de CO – 2 mols de H2
 12,71 - X = 25,42
32,24 – 25,42 = 6,82 mols de H2 em excesso
Massa em excesso = 6,82 mol x 2,016 g mol-1 = 13,75 g 
 
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RENDIMENTOS TEÓRICOS
RENDIMENTO TEÓRICO É A QUANTIDADE DE PRODUTO FORMADA QUANDO TODO O REAGENTE LIMITANTE É CONSUMIDO. A QUANTIDADE DE PRODUTO DE FATO OBTIDA EM UMA REAÇÃO É CHAMADA RENDIMENTO REAL (SEMPRE MENOR DO QUE O RENDIMENTO TEÓRICO). O RENDIMENTO PERCENTUAL DE UMA REAÇÃO RELACIONA O RENDIMENTO REAL COM O RENDIMENTO TEÓRICO:
RENDIMENTO PERCENTUAL = (RENDIMENTO REAL / RENDIMENTO TEÓRICO) X 100%
	No exercício do slide 33, calculamos que 4,91 g (rendimento teórico) de Ba3(PO4)2 devem ser formados quando 3,50 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,40 g de Ba(NO3)2. Qual seria o rendimento percentual se o rendimento real fosse de 4,70 g?
(4,70 g / 4,91 g) x 100% = 95,7%
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TENTE RESOLVER
	Suponhamos que você tenha preparado aspirina no laboratório por meio da seguinte reação:
C6H4(OH)CO2H(s) + (CH3CO)2O(l) → C6H4(OCOCH3)CO2H(s) + CH3CO2(l)
 ÁCIDO SALICÍLICO ANIDRIDO ACÉTICO ASPIRINA ÁC. ACÉTICO
e que tenha partido de 14,4 g de ácido salicílico e um excesso de anidrido acético. Se você obtiver 6,25 g de aspirina, qual será o rendimento percentual desse produto?
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SOLUÇÃO
nácido salicílico = 14,4 g / 138,1 g mol-1 = 0,1043 mol
1 mol de ác. salicílico – 1 mol de aspirina
Temos, portanto, 0,1043 mol de aspirina.
maspirina = 0,1043 mol x 180,2 g mol-1 = 18,79 g
Rendimento percentual = (6,25 / 18,79) x 100% = 33,3% de rendimento