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Estequiometria Prof: Priscila Almeida A estequiometria é uma parte da Química que trata dos aspectos quantitativos das reações O que vamos ver? Tipos de fórmulas: -Percentual -Molecular -Mínima ou empírica Leis Ponderais Coeficiente e quantidade de substancia (mol) Reagente em excesso reagente limitante Reações com substâncias Impuras Rendimento de uma reação Tipos de fórmulas -F. Percentual: indica a porcentagem, em massa, em que cada elemento aparece na substância. EX: 5,32 g de pirofosfato de sódio contêm 1,84 g de sódio, 1,24 g de fósforo e 2,24 g de oxigênio. Qual a porcentagem, em massa dos elementos? MM (Na4P2O7)= (4 . 23) + (2 . 31) + (7 . 16)= 266 u -F. Mínima ou empírica: indica a proporção mínima, em número de mol (números inteiros), entre os elementos que constituem uma substância. 1º atribua valores reais as porcentagens (100g) 2º calcule o n de mols 3º dividir os resultados anteriores pelo menor deles 4 -F. Molecular: indica a quantidade real em que os átomos de cada elemento aparecem na molécula. Fmolecular = (Fminíma)n n = um inteiro pelo qual multiplicaremos a fórmula mínima. EX: vitamina C MM:176g/mol C=40,9% H=4,55% O=54,6% Tipos de fórmulas Leis estequiométricas Leis Ponderais (relacionam as massas dos participantes): -Lei da Conservação das massas: “Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”. “Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.” Lei das Proporções Definidas: Joseph Louis Proust observou que em uma reação química as massas dos reagentes e as massas dos produtos estabelecem sempre uma proporção constante. Leis estequiométricas Lei Volumétrica de Gay - Lussac: “Nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases dos reagentes e dos produtos de uma reação química têm sempre entre si uma relação de números inteiros e pequenos.” verificou-se que 0,70 L de monóxido de nitrogênio reage com 0,35 L de oxigênio para formar 0,70 L de dióxido de nitrogênio. Leis estequiométricas Coeficientes e a quantidade de substância (mol) Massa molar g/mol(tabela) 22,4 L 6,02x1023 moléculas/mol 1 mol Reagente em excesso: se encontra em uma quantidade maior que a proporção correta Limitante: consumido totalmente, determina o fim da reação Ex:Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver? Reagente em excesso e reagente limitante Reagente limitante é o que produz menos produto. Excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que efetivamente reagiu REAÇÕES DE PUREZA A maioria dos produtos que participam de um processo químico não são totalmente puros. 15 g de H2SO4, com 90% de pureza, reage com alumínio para formar Al2 (SO4)3 e H2. Qual será a massa de hidrogênio formada? H2SO4 (M = 98 g/mol) Reação balanceada: 2 Al + 3 H2SO4→ Al2 (SO4)3 + 3 H2 Rendimento de uma reação O rendimento de uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de produto e a quantidade teoricamente calculada. Na prática, o rendimento de uma reação química nunca é de 100%. Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida? C + O2 → CO2 Dicas Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular: 1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos); 2. fazer contagem de mol de cada substância; 3. ler no problema o que pede; 4. relacionar as grandezas; 5. calcular com regra de três (proporção).
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