201737 122449 QUIMICA+ +AULA+5+ +ESTEQUIOMETRIA

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QUÍMICA
ESTEQUIOMETRIA
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ESTEQUIOMETRIA:
É o estudo do cálculo das quantidades de substâncias
produzidas ou consumidas em uma reação química.
Fórmula molecular: Consiste em um símbolo e um sub-índice
para indicar o número de cada tipo de átomo na molécula.
Fornece o número real de átomos.
Glicose: C6H12O6 (fórmula molecular)
Sacarose: C12H22O11 (fórmula molecular)
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1. FÓRMULAS QUÍMICAS
Água oxigenada (peróxido de hidrogênio):
 Fórmula molecular: H2O2
 Fórmula estrutural: H-O-O-H
 Fórmula estrutural: Fornece além do número de átomos na molécula,
mostra também como estão ligados entre sí.
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Massa atômica: Massa de um átomo, expresso pela unidade de
massa atômica (u)).
o O: 16u
o H: 1u
 Massa molecular: A massa de uma molécula é a soma das massas
de seus átomos componentes.
o H2O: 18u (16u + 2x1u)
o C2H4: 28u (2x12u +4x1u)
2. MASSAS
Exemplos:
1. A epinefrina, algumas vezes chamada de adrenalina, é um 
hormônio produzido na glândula supra renal em humanos e 
outros animais. Sua fórmula molecular é C9H13O3N. Qual a 
massa molecular de epinephrine? 
R.: 183u
2. Qual a massa molecular do sulfato de alumínio? (Al2(SO4)3)
R.: 342u
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Um único átomo é tão pequeno que, para que uma amostra de matéria
possa ser vista e manipulada, esta precisa consistir em um enorme número
de átomos. Por essa razão, é conviniente especificar um número total de
átomos em uma amostra, não como átomo individuais, mas,
preferencialmente em termos de “pacotes” consistindo em um certo
número de átomos, o número é chamado de número de Avogadro.
 O número de Avogadro: 6,02x1023 entidades elementares
3. MOL
 Mol de átomos: Um mol de átomos de qualquer elemento
representa a mesma quantidade de átomos (6,02x1023).
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1 mol  6,02x1023 átomos  12g de C
 1g de H
 35g de Cl
Exemplos:
1. Quantos mols de átomos de cobre estão presentes em 3,05g de cobre (Cu) ?
R.: 0,048 mols de átomos de cobre
2. Quantos átomos estão presentes em um pedaço de enxofre (S) tendo a
massa de 10g ?
R.: 1,88x1023 átomos de enxofre
3. Qual a massa de 8,46x1024 átomos de flúor?
R.: 267g
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Mol de moléculas: Um mol de moléculas apresenta 6,02x1023 moléculas.
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1 mol  6,02x1023 moléculas  18g de H2O
 44g de CO2
 70g de Cl2
Exemplos:
1. Qual a massa de um mol de moléculas de SO2? 
R.: 64,1g
2. Qual a massa de 0,674 mols de moléculas de P4O6? 
R.: 148g
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4. VOLUME MOLAR
 VOLUME MOLAR: é o volume ocupado por um mol de uma substância.
Nas CNTP (Condições Normais De Temperatura E Pressão) (T = 0°C e P = 1
atm) as substâncias gasosas ocupam 22,4 L.
RESUMO: 1 mol
6,02 x 10²³ entidades 
(átomos ou moléculas)
22,4 L (nas CNTP)
1. Nas condições normais de pressão e temperatura (CNTP), o volume
ocupado por 10 g de monóxido de carbono (CO) é de: (Dados: C = 12 u,
O = 16 u, volume molar = 22,4 L)
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A composição estequiométrica também chamada de fórmula
estequiométrica, é o estudo da relação entre a fórmula de um composto
e a proporção de seus elementos constituintes.
Exemplos:
1. A nicotina, C10H14N2 indica que:
- Uma molécula de nicotina consiste em:
10 átomos de carbono, 14 átomos de hidrogênio e 2 átomos de
nitrogênio.
-Um mol de moléculas de nicotina consiste em:
10 mols de átomos de carbono, 14 mols de átomos de hidrogênio e 2 mols
de átomos de nitrogênio.
5. COMPOSIÇÃO ESTEQUIOMÉTRICA
2. O 2,3,7,8-tetraclorodibenzeno-p-dioxina é um tóxico poderoso obtido pela
produção de herbicidas. Conhecido simplesmente como dioxina, tem a fórmula
molecular C12H4O2Cl4.
a) Qual a massa de uma molécula de dioxina?
b) Qual a massa em gramas de uma amostra de 0,25 mols de dioxina?
c) Quantos mols de átomos de C, H, O e Cl estão presentes nessa amostra?
d) Quantos átomos de C, H, O e Cl estão presentes nessa amostra?
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 As equações químicas representam reações químicas.
 Reagentes Produtos
C(s) + O2(g)  CO2(g)
Lemos: “o carbono reage com o oxigênio para formar gás carbônico”
6. EQUAÇÕES QUÍMICAS
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5. EQUAÇÕES QUÍMICAS
 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:
2H2 + O2 2H2O
 Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das fórmulas químicas; 
fornecem a proporção de reagentes e produtos.
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 Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em 
nenhuma reação química. 
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 Balanceamento de reações químicas por tentativa:
C4H10 + O2 CO2 + H2O
H2 + O2 H2O
Os números na frente das moléculas são chamados de coeficientes e
representam a proporção entre as moléculas e/ou a quantidade de matéria
(mol) de cadamolécula.
7. BALANCEAMENTO DE REAÇÕES
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 Balanceamento de reações químicas por método algébrico:
a C4H10 + b O2 x CO2 + y H2O
C : 4a = x
H: 10a = 2y
O: 2b = 2x + y
Estabeleço que uma das letras vale 1. Exemplo: a = 1
4 x 1 = x x = 4
10 x 1 = 2y y = 5
2b = 2 x 4 + 5 b = 13/2
Não podemos ter número
fracionado, assim multiplicamos
todos os valores por 2.
a = 2
b = 13
x = 8
y = 10
2 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O
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1. Balanceie cada uma das equações abaixo usando somente números
inteiros.
a) Fe2O3 + H2  Fe + H2O
b) Fe(OH)2 + O2 + H2O  Fe(OH)3
c) FeTiO3 + C + Cl2  FeCl3 + TiCl4 + CO2
d) C3H8O2 + O2  CO2 + H2O
2. Considerando a reação N2(g) + 3 H2(g) →2 NH3(g), calcule quantos litros de
NH3(g) são obtidos a partir de três litros de N2(g). Considere todos os gases
nas CNTP.
3. Na reação N2 +H2  NH3 (a) quantos mols de moléculas de H2 são
consumidos e (b) quantos mols de moléculas de NH3 são formados,
quando 1,38 mols de moléculas de N2 reage?
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4. Nas estações de tratamento de água, eliminaram-se as impurezas
sólidas em suspensão através do arraste de flóculos de hidróxido de
alumínio (Al(OH)3), produzidos na reação representada por:
Al2(SO4)3 + Ca(OH)2  Al(OH)3 + CaSO4
Para tratar 1,0 m3 de água foram adicionadas 17 toneladas de
Al2(SO4)3. Qual a massa de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) necessária para
reagir completamente com o hidróxido de alumínio?
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5. A hidrazina é uma substância de fórmula molecular N2H4, foi utilizada na
segunda guerra mundial misturada com peróxido de hidrogênio (H2O2)
como carburante de foguetes; atualmente, é utilizada nas indústrias
químicas no processo de tratamento de águas para retirada de oxigênio. Na
reação química entre a hidrazina e o oxigênio é formado um gás inerte e
água.
A reação, devidamente balanceada da retirada de oxigênio, está
representada abaixo:
N2H4 + O2(g)N2(g) + 2H2O
Considere que na reação foram liberados para atmosfera 113,5 L de gás
nitrogênio nas CNTP. Indique a massa de hidrazina utilizada. Dados: massa
molar, em g/mol: N = 14 e H = 1; Vm = 22,7 L/mol
a) 160 g b) 50 g c) 180 g d) 138 g e) 100 g
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Em uma reação química, nem sempre a quantidade obtida é a esperada,
sendo menor que aquela que teoricamente poderia ser conseguida. Na
prática, o rendimento de uma reação química nunca é de 100%.
 Isso acontece por vários fatores: falha no equipamento, problemas
operacionais, a reação não se completar, impureza dos reagentes e etc.
RENDIMENTO DE REAÇÃO
Exercícios:
1. 32,9g de ácido sulfúrico H2SO4, reagem com quantidade suficiente de
hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) produzindo quantos gramas de sulfato de
cálcio (CaSO4), sabendo que o rendimento desta reação é de 90%?
Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + H2O
2.Quantos mols de Cl2 devemos utilizar para a obtenção de 5,0 mols de
KClO3 pela reação abaixo, sabendo que o rendimento da reação é de 75%?
3Cl2 + 6KOH  5 KCl + KClO3 +3 H2O
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 Umaamostra de uma substância contém, normalmente, pequenas
quantidades de outras substâncias que a impurificam.
 Quando uma substância impura participa de uma reação, a quantidade
de reagente que efetivamente participa da reação é menor do que a
quantidade total da amostra.
 As regras de três estabelecidadas pela estequiometrias mostram a
quantidade efetiva e não a quantidade total.
PUREZA DE REAÇÃO
Exercícios:
1. A hematita usada na obtenção de ferro contém 80% de óxido de ferro III.
Qual é a quantidade de ferro obtida a partir de 1 tonelada de hematita?
Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2
2. Uma amostra de um minério de carbonato de cálcio(CaCO3), pesando
2,0 g, ao ser tratada com ácido clorídrico(HCl), produziu 1,5.10-2 mols de
dióxido de carbono (CO2). Calcule a porcentagem em massa de carbonato
de cálcio na amostra.
CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O
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3. O cobre é um metal encontrado na natureza em diferentes minerais. Sua
obtenção pode ocorrer pela reação da calcosita (Cu2S) com a cuprita (Cu2O)
representada a seguir:
Cu2S + Cu2O  Cu +SO2
Numa reação com 60% de rendimento, a massa de cobre obtida a partir de
200g de calcosita com 20,5% de impureza e cuprita suficiente é?
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A necessidade de verificar se existe algum reagente em excesso ocorre
quando em uma reação são fornecidas as quantidades de dois reagentes. As
vezes a proporção das quantidades não é apropriada para que não reste
nenhuma quantidade de substância sem participar da reação.
 Reagente limitante: O que está limitando a quantidade dos
reagentes que serão utilizados (menor quantidade).
 Reagente em excesso: O que está em maior quantidade.
o Obs.: sempre utilizar a quantidade do reagente limitante para fazer
os cálculos estequiométricos.
EXCESSO DE REAGENTE
Exercícios:
1. Misturam-se 16g de Hidróxido de sódio (NaOH) com 20 g de ácido sulfúrico
H2SO4 de acordo com a reação abaixo:
NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O
a)Determine se há excesso de algum dos reagentes, se sim, diga qual o
reagente em excesso e qual será o reagente limitante.
b) Calcule a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) que se obtém ao ocorrer a
reação.
2. Cromo metálico pode ser produzido pela redução de Cr2O3 com alumínio
metálico, segundo a reação:
2Al + Cr2O3  Al2O3 + 2Cr
Supondo reação completa, a massa de cromo produzida pela reação de 5,4 Kg
de Al com 20,0 Kg de Cr2O3 é?
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