Estequiometria: Cálculo de Reagentes e Produtos

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Estequiometria
Professor Vinicius Moreira Mello
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Significado: medida dos elementos químicos
É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos
Em mols
Em massa, em volume ou número de átomos e moléculas, realizado como conseqüência da lei da conservação das massas e da lei de Proust (lei das proporções definidas), com auxílio das equações químicas correlatas
Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos
Os átomos não são criados nem destruídos durante qualquer reação química
A + B g C
1g 3g 4g
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Lei de Lavoisier
O mesmo conjunto de átomos está presente antes e depois da reação
Lei de Lavoisier
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Lei de Prost
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Lei das proporções constantes:
Toda substância apresenta uma proporção constante em massa
Com a Lei de Proust podemos prever as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química
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Sempre comece pelos elementos que aparecem em um menor número de fórmulas químicas de cada lado da equação. (Átomos encontrados em apenas um composto)
Regra do balanceamento
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Na(s) + H2O(l) g NaOH(s) + H2(g)
Fe(s) + O2(g) g Fe2O3(s)
C2H4(s)+ O2(g)g CO2(g)+ H2O(l)
Al(s) + HCl(aq) g AlCl3 (l)+ H2(g)
Exercícios
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O MOL
1 mol de objetos contém um determinado número de objetos igual ao número de átomos que existe em precisamente 12 g de carbono 12 (12C). 
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1 mol de objetos corresponde a 6,0221 x 1023 objetos: Número de Avogadro
CONSTANTE DE AVOGADRO: O número de objetos por mol (6,0221 x 1023mol-1)
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Calcular o número de átomos 0,35mol de glicose (C6H12O6).
Quantos átomos de O existem em (a)0,25mol de Ca(NO3)2 (b) 1,5 mol de Na2CO3?
Exercícios
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Conceito de mol fornece a ponte entre massa e número de partículas
Gramas
Mols
Partículas
Massa Molar
Número Avogadro
 n = m/MM 		átomos = n x NA
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Calcular o número de átomos em uma moeda de cobre de 3g.
 n = m/MM 		átomos = n x NA
Átomos de Cu = m x NA = 3g x 6,022.1023 = 3. 1022
		 MM	 63,5g.mol-1 
Exercícios: calcular (a) a massa de 0,433mol de Ca(NO3)2 (b) quantidade de matéria em 5,38g de glicose (c) quantos átomos de O em 4,20g de HNO3
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Massa Molecular = soma das massas atômicas dos átomos em sua fórmula química
H2SO4 = ?
	2(MA H) + MA S + 4(MA O) 
		2 (1,0u) + 32,1 u + 4 (16,0 u)
			98,1 u
C6H12O6 = ?
	6(MA C) + 12(MA H) + 6(MA O)
		6(12,0 u) + 12(1,0u) + 6(16,0u
			180,0 u
Massa molecular
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Al(OH)3	
CH3OH	
C12H22O11
Exercícios
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Na estequiometria de soluções conhecidas, usamos a concentração e o volume para determinar a quantidade de matéria do soluto
Molaridade = concentração em quantidade de matéria
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Exemplo: calcular a massa necessária para preparar 125mL de uma solução de 1,32 mol/L de sulfato de sódio.
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Exemplo: calcular as concentrações de íons em uma solução aquosa de 0,025 mol/L de Ca(NO3)2.
Ca(NO3)2 g Ca+ + 2 NO3-
 
MNO3- = 0,050 mol/L
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Exemplo: quantos gramas de Ca(OH)2 são necessários para neutralisar 25 mL de uma solução 1mol/L de HNO3?
		Ca(OH)2 + 2HNO3 g Ca(NO3)2 + 2H2O
Exercício: quantos gramas de NaOH são necessários para neutralizar 20mL de uma solução 0,15mol/L de H2SO4
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Excesso de reagente:
			2H2 + O2 g 2H2O
			10mols	7 mols
10 mols de H2 reaem com apenas 5 mols de O2, como 7 mols estão disponíveis, 2 mols de O2 vão sobrar.
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Reagente limitante: reagente completamente consumido em uma reação
Determina ou limita a quantidade de produto que será formada.
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Rendimento teórico: quantidade de produto calculada quando todo o reagente limitante é consumida
Rendimento real: quantidade de produto realmente formado em uma reação
Rendimento real < Rendimento teórico
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Exemplo: Em uma reação para a formação de amônia, quantos gramas seriam esperados da reação de 84 g de nitrogênio e 12g de hidrogênio? Qual o reagente limitante? Se 51g de amônia foram obtidos qual o rendimento percentual da reação?
N2 + 3H2 g 2NH3
nN2 = 84g/28g/mol = 3 mols
nH2 = 12g/2 g/mol = 6 mols g reagente limitante
nNH3 = 4 mols g rendimento teórico
nobtido = 51g/ 17g/mol = 3 mols
Rendimento percentual = (3mols/4mols) x 100% = 75%
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Exercício: Em uma reação para a obtenção de Fe a partir de 150g Fe2O3, foi obtido apenas 87,9g. Qual o rendimento real? 
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Fórmula mínima ou empírica: Mostra o número relativo de átomos de cada elemento de um composto Ex.: Fórmula mínima ou empírica da glicose, CH2O (proporção dos elementos 1:2:1) Os elementos estão nessa proporção independente do tamanho da amostra.
Fórmula molecular: Nos dá o número real de átomos de cada elemento em uma molécula. Ex.: glicose, C6H12O6 (cada molécula de glicose contém 6 átomos de C, 12 átomos de H e 6 átomos de O)
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Compostos diferentes, com fórmulas moleculares diferentes, podem ter a mesma fórmula empírica
Ex: formaldeído, o ácido acético e o ácido lático têm a mesma fórmula mínima ou empírica (CH2O), mas com fórmulas moleculares diferentes: formaldeído CH2O, ácido acético C2H4O2, ácido lático C3H6O3 
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Composição Percentual da Massa: É a massa de cada elemento expressa como uma percentagem da massa total.
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Análise elementar
Estratégia:
Determinar a massa de cada elemento, mx, em 100 g exatos do composto. A massa de cada elemento é igual a sua percentagem de massa.
Converta cada massa em quantidade de mols, nx, usando a massa molar, Mx, do elemento, nx = mx/Mx
Divida o número de mols de cada elemento pelo número menor.
Se o resultado incluir números fracionários, multiplique-os por um fator de correção que dê o conjunto menor de números inteiros de mols.
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Calcular a fórmula empírica de um composto com 64,6 % de C e 10,8 % de H 
C  64,6 g C = 5,38 mol de C
 12,01 g/mol
H  10,8 g H = 10,7 mol de H
 1,008 g/mol
 A diferença 24,6 % refere-se ao O:
O  24,6 g O = 1,54 mol de O
 16,0 g/mol
Dividindo todos os valores pelo menor valor (1,54), temos: C3,5H7,0O1,0
Multiplicando todos os índices por 2, temos C7H14O2 como a Fórmula empírica ou mínima
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Calcule a fórmula empírica de uma substância que apresenta a seguinte composição percentual C (32,0%), H (6,71%) e N (18, 66%). Sabendo-se que a sua MM é 150, determine a sua fórmula molecular
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