Leis Ponderais com estequiometria

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ENGENHARIA CIVIL
FACULDADE DO VALE DO IPOJUCA
Disciplina: Química Aplicada à Engenharia
Professora: 
Lígia Sampaio
Leis Ponderais com Estequiometria
INTRODUÇÃO
ESTEQUIOMETRIA é o estudo das relações quantitativas de reagentes e produtos
Baseado nas leis:
Lei da conservação da massa (Lavoisier)
Lei das proporções definidas (Proust)
MASSA ATÔMICA
A MASSA ATÔMICA (MA): é relativa a um único átomo e sua unidade de medida é a unidade de massa atômica, u.m.a.
EX: O= 16 u.m.a. 
 S= 32 u.m.a. 
C (carbono) foi o átomo padrão de pesagem para os demais átomos.
MASSA ATÔMICA
É comum elementos apresentarem isótopos.
Para se obter a massa atômica nestes casos, faz-se uma média ponderada da incidência de cada um na natureza e apresenta-se um massa média ponderada.
MASSA ATÔMICA
MA = M1x P1+ M2x P2+ .../100
EX: Calcule a massa atômica do B, sabendo que os dois isótopos estáveis são: 10B (10,01 u.m.a. e 20%) e 11B (11,01 u.m.a. e 80%). 
MA = (10,01)(20)+ (11,01)(80)/100
MA = 10,81
MOL
MOL: É a unidade utilizada para relacionar um número grande de quantidade de matéria com as respectivas entidades químicas (átomos, moléculas, íons ou aglomerados destes).
É a unidade mais prática para a definição de “uma coleção de átomos”.
MOL
Amedeo Avogadro, um cientista do século XIX, realizou uma série de experimentos que forneceram a base para o conceito de mol.
1 mol de átomos= 6,02x1023 átomos de um elemento
NÚMERO DE AVOGADRO
MOL
EX: É comum a prática de definir uma unidade para certa quantidade de objetos.
1 dúzia de ovos=12 ovos
1 resma de papel=500 folhas de papel
Da mesma forma,
1 mol=6,02x1023 unidades
MOL
1 mol de átomos de 12C =6,02x1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O =6,02x1023 moléculas de H2O 
1 mol de íons NO3- =6,02x1023 íons NO3-
MOL
MASSA MOLAR
É a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol, g.mol-1).
A massa molar de um elemento, em gramas, é numericamente igual á massa atômica do elemento, em u.m.a.
MASSA MOLAR
MASSA MOLAR
CONVERTENDO ÁTOMOS EM MOLES
EX: Calcule o número de moles de enxofre presentes em 1,81x1024 átomos de enxofre.
1 mol -------- 6,02x1023 átomos de S
 X ---------- 1,81x1024 átomos de S
X= 3,01 moles de S
EX: Calcule o número de moles de Cálcio presentes em 2,85x1025 átomos de Cálcio.
CONVERTENDO MOLES EM GRAMAS
EX: Qual é a massa, em gramas, de 3,01 moles de enxofre.
1 mol -------- 32,06 gramas de S
 3,01 moles-------- X
X= 96,5 gramas de S
EX: Quantos moles de Si estão contidos em 30,5 gramas de Si (Si=28,1u)? 
CONVERTENDO GRAMAS EM Nº DE ÁTOMOS
EX: Calcule o nº de átomos presentes em 1,00 grama de enxofre.
32,06 gramas de S -----6,02x1023 átomos de S
 1,00 grama ------------ X
X= 1,88x1022 átomos de S
EX: Quantos átomos estão presentes em um pedaço de ferro que pesa 2g? (Fe=55,8u)
MASSA MOLECULAR
Representa o somatório das massas atômicas de uma molécula.
Massa Molecular (MM) = H2O
MM = 2(MA de H) + 1(MA de O) 
MM = 2(1,01 g de H) + 16,00 g de O 
MM = 18,02 g
Então a massa molar de H2O é 18,02 g/mol
MASSA MOLECULAR
EX: Calcule a massa molecular da sacarose (C12H22O11).
EX2: Considerando o carbonato de sódio Na2CO3:
Dados: Na=23; C=12; O=16
a. Qual a massa de 0,250 mol de Na2CO3?
b. Quantos moles de Na2CO3 existem em 132 gramas de Na2CO3?
 
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL
A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em um composto, em massa.
O cálculo depende da massa molecular (MM), da massa atômica de cada elemento (MA) no qual estamos interessados e do número de átomos de cada elemento na fórmula química. 
Composição percentual = n x massa molar do elemento x100
 massa molecular do composto
 
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL
EX: O ácido butírico tem a fórmula C4H8O2. Qual a sua composição percentual? (C=12; H=1;O=16)
FÓRMULA EMPÍRICA OU MÍNIMA
Representa a menor razão de números inteiros dos átomos de um elemento em um composto.
Exemplo: 
C2H6 -> Fórmula Molecular do Etano
CH3 -> Fórmula mínima
Fator multiplicador, n = massa molar do elemento 
 massa do elemento na reação
EX: Uma amostra de gás contém 2,34g de N e 5,34g de O. Qual a fórmula mínima do composto? (N=14u; O=16u)
FÓRMULA EMPÍRICA OU MÍNIMA
EQUAÇÕES QUÍMICAS
A equação química é a notação abreviada de uma reação química.
2H2 + O2  2H2O
REAGENTES
PRODUTOS
EQUAÇÕES QUÍMICAS
Diferença entre índice inferior e coeficiente estequiométrico
LEI DE LAVOISIER
“A soma das massas dos reagentes em uma reação química é igual à soma das massas dos produtos em ambiente fechado.”
Famosa frase: “Na natureza, nada se perde, nada se cria;
tudo se transforma.
Lei da Conservação das Massas
LEI DE LAVOISIER
EX:
LEI DE LAVOISIER
Ao se queimar papel e colocar uma palha de aço numa balança de dois pratos observa-se perda ou ganho de massa.
Isto viola a Lei de Lavoisier?
LEI DE LAVOISIER
 A diminuição de massa é devido a formação de gás carbônico;
Como sistema não está fechado o gás escapa para o ambiente.
 O aumento de massa ocorre porque o ferro se combina com oxigênio do ar formando o Óxido de Ferro.
Combustão do Papel
Combustão da Palha de aço
LEI DE LAVOISIER
Combustão do Papel
Papel + Oxigênio  Cinzas + Gás carbônico
Combustão da Palha de aço
Ferro + Oxigênio  Óxido de Ferro
Se essas reações fossem realizadas em sistema fechado, a massa se conservaria
Explicando em nível microscópico a Lei de Lavoisier
Numa reação química, os átomos apenas se recombinam. Então, já que os átomos não são destruídos nem formados, a massa de reagentes é sempre igual à de produtos.
Antes
4 átomos de H
2 átomos de O
Depois
4 átomos de H
2 átomos de O
2 H2 (g) + 1 O2 (g)
2 H2O (g)
ADILSON SECCO
LEI DE LAVOISIER
01) A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de
 oxigênio produziu 27g de água, ao lado de gás 
 carbônico. A massa de gás carbônico obtida foi de:
a) 44g.
b) 22g.
c) 61g.
d) 88g.
e) 18g.
álcool etílico
oxigênio
gás carbônico
água
+
+
23g
48g
27g
m g
23
48
27
m
+
=
+
71
27
–
m
=
m
=
44g
LEI DE PROST
A proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável.
Lei das Proporções Constantes
LEI DE PROST
hidrogênio 
oxigênio 
água
+
4 g 
32 g 
36 g 
1ª experiência: 
2ª experiência: 
2 g
16 g 
18 g 
1ª experiência: 
2 g
16 g 
1 g
8 g 
=
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
=
2ª experiência: 
4 g
32 g 
1 g
8 g 
=
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
=
Explicando em nível microscópico a Lei de Prost
 2 H2O (l) 2 H2 (g) + 1 O2 (g)
 4 H2O (l) 4 H2 (g) + 2 O2 (g) 
A proporção se mantém constante mesmo que as quantidades de reagentes e produtos sejam alteradas.
Capítulo 4 – Do macroscópico ao microscópico: átomos e moléculas
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
Identifique todos os reagentes e produtos e escreva as fórmulas químicas corretas;
(II) Inicie o balanceamento com os elementos que aparecem apenas uma vez, e com igual número de átomos em cada lado da equação.
(III) Teste diferentes coeficientes até chegar ao mesmo
número de átomos de cada lado da equação.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
(IV) Observe os elementos que que aparecem apenas uma vez mas com números de átomos diferentes em cada lado da equação;
(V) Efetue o balanceamento dos elementos que aparecem em duas ou mais fórmulas químicas de um mesmo lado da equação.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
EX: Balanceie seguinte equação:
Na2CO3 +2 HCl  2 NaCl + H2O + CO2
 Balancear Na.
Balancear Cl.
Balancear C.
Balancear H.
Balancear O.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
EX: Balanceie a seguinte equação:
CH4+O2  CO2+ H2O
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
A equação balanceada fornece o número de moléculas que reagem para formar produtos.
Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas.
Cálculo estequiométrico é o cálculo pelo qual prevemos as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química 
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Os coeficientes em uma reação química balanceada especifica as quantidades relativas, em mol, de cada substância envolvida na reação.
2 C8H18(l) + 25 O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(g)
2 moléculas de C8H18 reagem com 25 moléculas de O2 para formar 16 moléculas de CO2 e 18 moléculas de H2O.
 = 2 mols de C8H18 reagem com 25 mols de O2 para formar 16 mols de CO2 e 18 mols de H2O
2 mol C8H18 : 25 mol O2 : 16 mol CO2 : 18 mol H2O
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Quantos moles de oxigênio são necessários para queimar 1,80 mol de C2H5OH de acordo com a sua equação balanceada?
C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
	Sabemos que 7g de nitrogênio reagem todo com 1,5g de hidrogênio, produzindo gás amônia. A massa de gás amoníaco que iremos obter nessa reação quando misturamos 2,1g de nitrogênio com uma quantidade suficiente de hidrogênio é: 
a) 8,1g.
b) 10,2g.
c) 2,55g.
d) 4,00g.
e) 3,60g.