CALCULO ESTEQUIOMETRICO 123

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QUI 100 – QUÍMICA GERAL
AULAS 22, 23 E 24
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Prof. Victor Tavares
2016/2
1
COMPOSIÇÃO ESTEQUIOMÉTRICA
 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.
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OS SIGNIFICADOS DAS FÓRMULAS 
QUÍMICAS 
 A fórmula química é geralmente usada para representar uma
substância. Assim, por exemplo, H2O representa a substância água,
NaCl representa sal de cozinha, e C9H8O4, aspirina.
Qualitativamente, uma fórmula simplesmente representa o nome de
uma substância.
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OS SIGNIFICADOS DAS FÓRMULAS 
QUÍMICAS 
Quantitativamente, a fórmula representa uma molécula ou uma
fórmula unitária de uma substância, e esta indica o número de cada
tipo de átomo em uma molécula.
 Assim, a fórmula molecular do composto nicotina, C10H14N2 indica
que uma molécula de nicotina consiste em 10 átomos de C, 14
átomos de H e 2 átomos de N.
4
OS SIGNIFICADOS DAS FÓRMULAS 
QUÍMICAS 
 Também representa a composição de substância especificando o
número de mols de átomos de cada elemento em um mol de
moléculas.
 Assim, um mol de moléculas de nicotina (C10H14N2) consiste em 10
mols de átomos de C, 14 mols de átomos de H e 2 mols de átomos
de N.
5
EXEMPLO
 Uma molécula de carbonato de lítio possui quantos átomos de
cada elemento?
 Lítio: Z = 3,0u e A = 7,0u
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EXEMPLO
 Uma molécula de carbonato de lítio possui quantos átomos de
cada elemento?
 Lítio: Z = 3,0u e A = 7,0u
Li2CO3
A partir da fórmula, vemos que em uma molécula de Li2CO3
há 2 átomos de Li; 1 átomo de C e 3 átomos de O.
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EXEMPLO
 A fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4. Em uma amostra
contendo 0,150 mols de moléculas de cafeína, quantos mols de
átomos de C, H, O e N estão presentes?
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EXEMPLO
 A fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4. Em uma amostra
contendo 0,150 mols de moléculas de cafeína, quantos mols de
átomos de C, H, O e N estão presentes?
 1,20 mols de C
 1,50 mols de H
 0,300 mols de O
 0,600 mols de N
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EXERCÍCIOS
Quantos mols de átomos de Na, S e O estão presentes em
3,45 x 10-2 mols de sulfito de sódio?
10
EXERCÍCIOS
Quantos mols de átomos de Na, S e O estão presentes em
3,45 x 10-2 mols de sulfito de sódio?
A fórmula do sulfito de sódio é Na2SO3
1 mol de Na2SO3 ----- 2 mols de Na
3,45 x 10-2 mols de Na2SO3 ----- 2 x 3,45 x 10
-2 = 6,90 x 10-2 mols de Na
1 mol de Na2SO3 ----- 1 mol de S
3,45 x 10-2 mols de Na2SO3 ----- 1 x 3,45 x 10
-2 = 3,45 x 10-2 mols de S
1 mol de Na2SO3 ----- 3 mols de O
3,45 x 10-2 mols de Na2SO3 ----- 3 x 3,45 x 10
-2 = 1,03 x 10-1 mol de O
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DETERMINAÇÃO DA COMPOSIÇÃO PERCENTUAL 
EM MASSA A PARTIR DE FÓRMULAS 
 Dada a fórmula molecular, podemos facilmente determinar a
composição percentual em massa (análise elementar) de um
composto.
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EXEMPLO
O ácido butírico, um composto produzido quando a manteiga se
deteriora, tem a fórmula C4H8O2. Qual é a composição percentual
em massa do ácido butírico?
13
EXEMPLO
O ácido butírico, um composto produzido quando a manteiga se
deteriora, tem a fórmula C4H8O2. Qual é a composição percentual
em massa do ácido butírico?
 Um mol de moléculas de C4H8O2 possui 4 mols de átomos de C, 8 mols de
átomos de H e 2 mol de átomos de O.
 Da tabela da periódica dos elementos, obtemos as seguintes massas
atômicas: C = 12,0u; H = 1,01u e O = 16,0u
14
EXEMPLO
15
EXEMPLO
 Assim, a massa de 1 mol de C4H8O2 é 48,0 g + 8,08 g + 32,0 g = 88,1 g.
Agora tudo que precisamos fazer é encontrar a contribuição
percentual de cada elemento na massa de 88,1 g:
C54,5%H9,17%O36,3%
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DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA EMPÍRICA A PARTIR 
DA COMPOSIÇÃO PERCENTUAL EM MASSA
 Uma fórmula empírica expressa as razões entre os números de mols
de átomos e um mol de fórmulas unitárias. Isto fornece um meio de
achar a fórmula empírica de um composto pela sua análise.
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EXEMPLO
 Acredita-se que o nitrato de peroxiacetila (NPA) desempenha um
papel na formação da neblina fotoquímica. Ele tem a seguinte
composição percentual em massa: 19,8% de C; 2,5% de H; 66,1 % de
O e 11,6% de N. Qual é a fórmula empírica do (NPA)?
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EXEMPLO
 Acredita-se que o nitrato de peroxiacetila (NPA) desempenha um
papel na formação da neblina fotoquímica. Ele tem a seguinte
composição percentual em massa: 19,8% de C; 2,5% de H; 66,1 % de
O e 11,6% de N. Qual é a fórmula empírica do (NPA)?
C19,8%H2,5%O66,1%N11,6%
Em 100 g de NPA há 19,8 g de C, 2,5 g de H, 66,1 g de O e 11,6 g de N.
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EXEMPLO
C1,65H2,5O4,13N0,829
A fim de converter a razão expressa em números inteiros, dividimos 
cada um dos números pelo menor deles; neste caso, por 0,829
C2H3O5N
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FÓRMULAS MOLECULARES
 Se a fórmula empírica de um composto molecular é conhecida,
então somente um pouco mais de informação é necessária a fim de
determinar a fórmula molecular. Esta informação é a sua massa
molecular.
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EXEMPLO
O etano é um composto molecular que tem a fórmula empírica CH3.
A massa molecular' do etano determinada experimentalmente é
30,1. Encontre a fórmula molecular do etano.
22
EXEMPLO
O etano é um composto molecular que tem a fórmula empírica CH3.
A massa molecular' do etano determinada experimentalmente é
30,1. Encontre a fórmula molecular do etano.
 A razão indicada na fórmula molecular deve ser equivalente à
razão indicada na fórmula empírica, isto é, 1:3.
 Tudo que necessitamos fazer é dividir a massa molecular conhecida,
30,1 u/molécula, pela massa de fórmula (empírica) de CH3, 15,03
u/fórmula unitária.
30,1 / 15,03 = 2
Deste resultado concluímos que há duas fórmulas unitárias (unidades 
de CH3) em cada molécula, assim a fórmula molecular do etano 
precisa ser (CH3)2 ou, como é normalmente escrita: C2H6
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BALANCEAMENTO QUÍMICO POR TENTATIVAS
Muitas das equações químicas mais simples podem ser balanceadas 
por tentativas, como mostram os seguintes exemplos.
 Examine a equação e escolha um elemento para balancear em 
primeiro lugar. 
 Um bom procedimento é iniciar com a fórmula que tem o maior 
número de átomos ou o maior número de elementos diferentes; 
neste caso, C4H10. 
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BALANCEAMENTO QUÍMICO POR TENTATIVAS
 Agora, olhe para o outro elemento, H, em C4H10.
Os átomos de oxigênio são os únicos que não estão balanceados à 
esquerda; para serem balanceados, deve-se colocar um 
coeficiente apropriado em O2. 
C4H10 + 13O2 4CO2 + 5H2O
2 
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BALANCEAMENTO QUÍMICO POR TENTATIVAS
Multiplicando todos os termos por 2 teremos a equação 
balanceada finalmente:
2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
 Por último, checamos nosso trabalho de adição de número dos
átomos de cada elemento em cada lado da equação:
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BALANCEAMENTO QUÍMICO POR TENTATIVAS
Observações Importantes:
 Nunca altere a fórmula de um reagente ou produto durante o 
processo de balanceamento!
O correto neste caso seria:
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EXERCÍCIO
Monóxido de nitrogênio gasoso, reage com gás oxigênio para 
formar dióxido de nitrogênio gasoso. Escreva a equação 
balanceada para esta reação e inclua a notação, mostrando que 
todos os reagentes e produtos são gasosos:
NO(g) + O2(g) NO2(g) 
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EXERCÍCIO
Monóxido de nitrogênio gasoso, reage com gás oxigênio para 
formar dióxido de nitrogênio gasoso. Escreva a equação 
balanceada para esta reação e inclua a notação, mostrando que 
todos os reagentes e produtos são gasosos:
NO(g) + 1O2(g) NO2(g) 
2
Multiplicando por 2 para que todos os números fiquem inteiros 
obteremos:
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) 
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Nitrogênio gasoso e hidrogênio gasoso combinam-se sob condições 
apropriadas, para formar o composto amônia, NH3 também gasosa:
N2(g) + H2(g) NH3(g) 
Quantas (a) moléculas de H2 são consumidas e (b) moléculas de NH3
são formadas quando 4,20 x 1021 moléculas de N2 reagem?
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
 Antes de mais nada temos que fazer o balanceamento:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 (a)A equação indica que uma molécula de N2 reage com 3 
moléculas de H2. Assim, o número de moléculas de H2 consumido é:
1 molécula de N2 -------- 3 moléculas de H2
4,20 x 1021 moléculas de N2 -------- X moléculas de H2
X = 1,26 x 1022 moléculas de H2
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
 Antes de mais nada temos que fazer o balanceamento:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
(b) A equação indica que uma molécula de N2 reage para formar 2 
moléculas de NH3 Assim, o número de moléculas de NH3 formado é:
1 molécula de N2 -------- 2 moléculas de NH3
4,20 x 1021 moléculas de N2 -------- X moléculas de NH3
X = 8,40 x 1021 moléculas de NH3
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EXERCÍCIOS
 Na reação:
C2H4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) 
 Pergunta-se:
Quantos (a) Quantos mols de moléculas de O2 são consumidos e (b) 
mols de moléculas de H2O são formados quando 4,16 x 10
-2 mol de 
moléculas de C2H4 reagem?
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EXERCÍCIOS
 Na reação:
C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(g) 
 Pergunta-se:
Quantos (a) Quantos mols de moléculas de O2 são consumidos 
quando 4,16 x 10-2 mol de moléculas de C2H4 reagem?
1 mol de C2H4 -------- 3 mols de O2
4,16 x 10-2 mols de C2H4 -------- X mols de O2
X = 1,25 x 10-1 mol de O2
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EXERCÍCIOS
 Na reação:
C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(g) 
 Pergunta-se:
Quantos (b) mols de moléculas de H2O são formados quando 4,16 x 
10-2 mol de moléculas de C2H4 reagem?
1 mol de C2H4 --------2 mols de H2O 
4,16 x 10-2 mols de C2H4 -------- X mols de H2O
X= 8,32 x 10-2 mols de H2O
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PROBLEMAS COM REAGENTES LIMITANTES
Os coeficientes em uma equação balanceada indicam a relação 
de números de mols das espécies dos reagentes e produtos. 
 A razão entre o número de mols de moléculas de hidrogênio e 
oxigênio na reação abaixo é 2:1.
 Esta razão é chamada razão estequiométrica dos reagentes. 
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PROBLEMAS COM REAGENTES LIMITANTES
 Por exemplo, se 2,5 mol de moléculas de H2 e 1,0 mol de moléculas 
de O2 estiverem presentes no início da reação, somente 2,0 mol de 
moléculas de H2 reagirão, deixando 0,5 mol sem reagir. 
 Neste caso, o oxigênio é o reagente limitante, devido à quantidade 
de água formada ser limitada pela quantidade de oxigênio 
presente, não pelo hidrogênio.
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EXEMPLO
 3,65 g de H2 e 26,7 g de O2 são misturados e reagem. Quantos 
gramas de H2O são formados? (Massas atômicas: H =1,01u; 
O=16,0u).
H2(g) + O2(g) H2O(g) 
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EXEMPLO
 3,65 g de H2 e 26,7 g de O2 são misturados e reagem. Quantos 
gramas de H2O são formados? (Massas atômicas: H =1,01u; 
O=16,0u).
Equação Balanceada:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) 
1,00 mol H2 ---------- 2,02g
X mol H2 --- 3,65g
X = 1,81 mol de H2
1,00 mol O2 ---------- 32,0g
Y mol O2 --- 26,7g
Y = 0,834 mol de O2
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EXEMPLO
 3,65 g de H2 e 26,7 g de O2 são misturados e reagem. Quantos 
gramas de H2O são formados? (Massas atômicas: H =1,01u; 
O=16,0u).
Equação Balanceada:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) 
 Temos 1,81 mol de H2 e 0,834 mol de O2.
2,00 mol H2 ---------- 1,00 mol O2 2,00 mol H2 ---------- 1,00 mol O2
1,81 mol H2 --- X mol O2 Y mol H2 -------- 0,834 mol O2
X = 0,905 mol de O2 Y = 1,67 mol de H2
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EXEMPLO
 3,65 g de H2 e 26,7 g de O2 são misturados e reagem. Quantos 
gramas de H2O são formados? (Massas atômicas: H =1,01u; 
O=16,0u).
Equação Balanceada:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) 
 Temos 1,81 mol de H2 e 0,834 mol de O2.
2,00 mol H2 ---------- 1,00 mol O2 2,00 mol H2 ---------- 1,00 mol O2
1,81 mol H2 --- X mol O2 Y mol H2 -------- 0,834 mol O2
X = 0,905 mol de O2 Y = 1,67 mol de H2
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EXEMPLO
 3,65 g de H2 e 26,7 g de O2 são misturados e reagem. Quantos 
gramas de H2O são formados? (Massas atômicas: H =1,01u; 
O=16,0u).Equação Balanceada:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) 
2,00 mol H2 ---------- 2,00 mol H2O 1,00 mol O2 ---------- 2,00 mol H2O
1,67 mol H2 -------- Y mol H2O 0,834 mol O2 -------- Y mol H2O
Y = 1,67 mol de H2O Y = 1,67 mol de H2O 
1 mol H2O ---------- 18,02g
1,67 mol H2O --- X g
X = 30,1 g
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O CONCEITO DE PUREZA
 Na prática, a maioria dos produtos que participam de um processo
químico não são totalmente puros, como é o caso dos materiais
utilizados nas indústrias.
 Ao realizar os cálculos estequiométricos, devemos levar em
consideração o grau de pureza das substâncias envolvidas na
reação, já que, algumas vezes, é preciso descontar as impurezas,
que não participam da reação química.
43
EXEMPLO
 Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, 
sofre decomposição quando submetida a aquecimento. Nesta 
decomposição há formação de óxido de cálcio e dióxido de 
carbono.
 Diante destas informações pede-se qual massa de óxido de cálcio 
obtida a partir da queima de 800g de calcita?
Massas atômicas: Ca(40,0u); O(16,0u); C(12,0u)
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EXEMPLO
 Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, 
sofre decomposição quando submetida a aquecimento. Nesta 
decomposição há formação de óxido de cálcio e dióxido de 
carbono.
 Diante destas informações pede-se qual massa de óxido de cálcio 
obtida a partir da queima de 800g de calcita?
Massas atômicas: Ca(40,0u); O(16,0u); C(12,0u)
 Equação Química Balanceada
CaCO3 CaO + CO2 
100g de calcita ___________ 80,0g de CaCO3
800g de calcita ___________ Xg de CaCO3
X = 640g de CaCO3
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EXEMPLO
 Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3
puro, ou seja, 640g.
Massas atômicas: Ca(40,0u); O(16,0u); C(12,0u)
CaCO3 CaO + CO2 
Massa molar do CaCO3 : 40,0g + 12,0g + 3x16,0g = 100g
Massa molar do CaO : 40,0g + 16,0g = 56,0g
Como a reação é 1:1, temos:
100g de CaCO3 ___________ 56,0g de CaO
640g de CaCO3 ___________ Xg de CaO
X = 358g de CaO
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O CONCEITO DE RENDIMENTO
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%. 
O cálculo para obter o rendimento, expresso em porcentagem, 
pode ser feito da seguinte forma:
 Rendimento = (quantidade de produto real/quantidade teórica) * 100
Ou podemos apenas calcular os valores das substâncias (reagentes 
e produtos) para uma reação total (100% de aproveitamento), e 
depois aplicar uma regra de três para relacionar as proporções, 
encontrando os valores necessários.
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EXERCÍCIO ENVOLVENDO RENDIMENTO
Qual a quantidade de água formada a partir da reação entre o gás 
hidrogênio e o gás oxigênio. Sabe-se que utilizou-se 10g de 
hidrogênio e que o rendimento da reação é de 80%.
Massas atômicas: H(1,00u); O(16,0u).
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EXERCÍCIO ENVOLVENDO RENDIMENTO
Qual a quantidade de água formada a partir da reação entre o gás 
hidrogênio e o gás oxigênio. Sabe-se que utilizou-se 10,0g de 
hidrogênio e que o rendimento da reação é de 80%.
Massas atômicas: H(1,00u); O(16,0u).
 Inicialmente montamos a equação:
H2(g) + O2(g) H2O (g) 
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EXERCÍCIO ENVOLVENDO RENDIMENTO
Qual a quantidade de água formada a partir da reação entre o gás 
hidrogênio e o gás oxigênio. Sabe-se que utilizou-se 10,0g de 
hidrogênio e que o rendimento da reação é de 80%.
Massas atômicas: H(1,00u); O(16,0u).
 Em seguida a balancearemos:
2H2(g) + O2(g)2H2O (g)
2 mol de H2 ________ 2 mol de H2O
4,00g de H2 ___________ 36,0g de H2O
10,0g de H2 ___________ Xg de H2O
X = 90,0g de H2O caso a reação fosse 100%
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EXERCÍCIO ENVOLVENDO RENDIMENTO
Qual a quantidade de água formada a partir da reação entre o gás 
hidrogênio e o gás oxigênio. Sabe-se que utilizou-se 10,00g de 
hidrogênio e que o rendimento da reação é de 80%.
Massas atômicas: H(1,00u); O(16,0u).
100% ___________ 90,0g de H2O
80,0% ___________ Xg de H2O
X = 72,0g de H2O
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Obrigado!
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