Equações Químicas e Estequiometria

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Química Geral
Aula 6
Prof. Mayara de Souza Miranda
Turma GQI-101
mayara_s_m@hotmail.com
2018/1
Universidade Federal de Lavras
Departamento de Química
Equações Químicas 
Equações Químicas e Estequiometria
Antoine Lavoisier
Lei de conservação das massas
“A massa total de uma substância presente ao final de uma reação química é a mesma massa total do início da reação” 
 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O
Massa no início 
Massa no final
=
C → 1 x 12g
H → 4 x 01g
O → 4 x 16g
 80g
C → 1 x 12g
H → 4 x 01g
O → 4 x 16g
 80g
Equações Químicas 
Equações Químicas e Estequiometria
Lei de conservação das massas
 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O
Massa no início 
Massa no final
=
C → 1 x 12g
H → 4 x 01g
O → 4 x 16g
 80g
C → 1 x 12g
H → 4 x 01g
O → 4 x 16g
 80g
Equações Químicas e Estequiometria
É a representação simplificada da transformação ocorrida envolvendo as subst. transformadas (reagentes) e as subst. produzidas (produtos).
 Representa o estado físico dos reagentes e produtos;
 Cargas e massas devem estar balanceadas;
2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(g)
Reagentes
Produtos
Equações Químicas 
Coeficientes estequiométricos 
Equações Químicas e Estequiometria
CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) (não balanceada!!!) 
Balanceamento da equação química
Exercício:
Balanceie a equação:
Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g)
Equações Químicas e Estequiometria
Equações Químicas 
Reação de combinação: A + B  C
CaO(s) + H2O(L)  Ca(OH)2(s)
Reação de decomposição: A  B + C
2KClO3(s)  KCl(s) + 3O2(g)
Reação de combustão: reações rápidas que produzem chama.
C3H8(g) + 5O2(g)  4H2O(g) + 3CO2(g)
Equações Químicas e Estequiometria
Fazer o balanceamento das seguintes equações: 
1- Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2 
2- Na + CO2 Na2CO3 + C 
 
 
3- CaCO3 + H3PO4 Ca(PO4)2 + H2O + CO2
Equações Químicas 
Equações Químicas e Estequiometria
Como relacionamos os números de átomos e moléculas com as quantidades que medimos no laboratório?
Massa molecular: é a soma das massas atômicas de cada átomo em sua fórmula química.
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
MM (H2SO4) = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u)
MM (H2SO4) = 98,1 u
Equações Químicas e Estequiometria
Composição percentual:
% do elemento =
Exercício:
Calcule a composição percentual de C12H22O11
Equações Químicas e Estequiometria
O mol
Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
1 mol de algo = 6,0221421 × 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.
Equações Químicas e Estequiometria
Exercícios:
Calcule a quantidade de matéria de glicose (C6H12O6) em 5,380 g de C6H12O6.
Calcule a massa, em gramas, de 0,433mol de nitrato de cálcio.
Quantas moléculas de glicose existem em 5,23g de C6H12O6.
Equações Químicas e Estequiometria
Informações quantitativas a partir de equações balanceadas
Exercícios:
Quantos gramas de água são produzidos na oxidação de 1,00g de glicose, C6H12O6?
C6H12O6 (s) + 6O2(g) -> 6CO2(g) + 6H2O(l)
 2) A combustão do gás amoníaco (NH3) é representada pela seguinte equação:
 2NH3(g) + 3/2 O2(g) -> N2(g) + 3H2O(l)
A massa de água, em gramas, obtida a partir de 89,6 L de gás amoníaco, nas CNTP, é igual a:
3) A hidrazina, N2H4, e o peróxido de hidrogênio, H2O2, são utilizados como propelentes de foguetes. Eles reagem de acordo com a equação: 
7H2O2 + N2H4 -> 2HNO3 + 8H2O 
Quando forem consumidos 3,5 mols de peróxido de hidrogênio, a massa, em gramas, de HNO3 formada será de: 
Equações Químicas e Estequiometria
Reagentes limitantes
Se os reagentes não estão presentes em quantidades estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes ainda estarão presentes (em excesso).
Exercícios:
O mais importante processo comercial para converter N2 do ar em compostos contendo nitrogênio é baseado na reação de N2 e H2 para formar NH3:
N2(g) + 3H2(g) -> 2NH3(g)
Qual a quantidade de matéria de NH3 pode ser formada a partir de 3,0 mols de N2 e 6,0 mols de H2?
Equações Químicas e Estequiometria
Rendimentos teóricos x Rendimentos percentual
Exercícios:
Ácido adípico, H2C6H8O4, é usado para produzir náilon. Ele é preparado comercialmente por uma reação controlada entre o ciclo-hexano (C6H12) e O2:
2 C6H12(l) + 5 O2 -> 2 H2C6H8O4(l) + 2 H2O(g)
Considerando que você realizou essa reação começando com 25,0g de ciclo-hexano, e que ele é o reagente limitante, qual é o rendimento teórico de ácido adípico?
Se você obtém 35,5g de ácido adípico a partir dessa reação, qual é o rendimento percentual de ácido adípico?
Purezas e Impurezas:
Exercícios:
O ácido acetilsalicílico (C9H8O4), comumente chamado de aspirina, é muito usado pelos alunos, após uma prova de química, física ou matemática, disciplinas que requerem muitos cálculos e atenção. A massa de ácido salicílico que deve reagir com anidrido acético (C4H6O3), para se obter três comprimidos de aspirina, cada um com 0,6g, admitindo que o ácido salicílico é 92% puro, é: 
Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u. 
 
 C7H6O3 + C4H6O3 -> C9H8O4 + C2H4O2 
Exercícios
Considerando-se a reação AgNO3 + KI -> AgI + KNO3 e fornecendo-se as massas molares, Ag = 108g/mol; N = 14g/mol; O = 16g/mol; K = 39g/mol; I = 127g/mol. Se reagirmos 17g de AgNO3 com 17g de KI, haverá: 
consumo total dos dois reagentes. 
excesso de 0,4g de AgNO3. 
excesso de 0,4g de KI. 
excesso de 4,0g de AgNO3.
excesso de 4,0g de KI.
A combustão do gás amoníaco é representada pela seguinte equação não-balanceada: NH3 + O2 -> N2 + H2O 
Calcule a massa de água, obtida a partir de 56 L de NH3, nas CNTP, sabendo que a reação tem rendimento de 95%. Dados: H = 1 g/mol; O = 16 g/mol; volume molar nas CNTP = 22,4 L. a) 256,5g. b) 270,0g. c) 67,5g. d) 64,1g. e) 42,8g.