Aula 8 - Estequiometria

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Estequiometria: cálculos com fórmulas e 
equações químicas 
• Lavoisier: a massa é conservada em uma 
reação química. 
 
• Equações químicas: descrições de 
reações químicas. 
 
• Duas partes de uma equação: reagentes 
e produtos: 
2H2 + O2  2H2O 
 
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 
 
Equações químicas 
 Entendendo a relação entre a teoria atômica de Dalton e as leis ponderais. 
 A Lei de Lavoisier é explicada do seguinte modo: 
 Carbono + oxigênio  gás carbônico 
 C + O2  CO2 
 
 
 
 (3g+4g+4g=11g)  (4g+3g+4g=11g) 
 
 Considerando que as partículas (átomos) iniciais e as finais são as 
mesmas, concluímos que a massa deve permanecer inalterada. 
Equações químicas 
2Na + 2H2O  2NaOH + H2 
2K + 2H2O  2KOH + H2 
 
Equações químicas 
• Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das 
fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e produtos. 
Equações químicas 
• Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em nenhuma 
reação química. 
Equações químicas 
Reações de combinação e decomposição 
 
• As reações de combinação têm menos produtos do que reagentes: 
 
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) 
 
• O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO. 
• As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos: 
 
2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) 
 
(a reação que ocorre em um airbag) 
 
• O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso. 
Alguns padrões simples de reatividade química 
Reações de combinação e decomposição 
Alguns padrões simples de reatividade química 
Alguns padrões simples de reatividade química 
Reações de combinação e decomposição 
Combustão ao ar 
A combustão é a queima de uma substância 
em oxigênio do ar: 
 
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g) 
 
Alguns padrões simples de reatividade química 
Massa molecular e peso fórmula 
 
• A massa molecular (MF): é a soma de MA para os átomos na fórmula. 
 
 MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) 
 = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) 
 = 98,1 u 
 
• A massa molecular (MM) é a massa da fórmula molecular. 
 MM de C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u 
 
• Não se recomenda a utilização do termo massa fórmula 
 
Massa molecular 
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. 
O mol 
O mol 
O mol 
Esta fotografia mostra um mol de sólido 
(NaCl), um mol de líquido (H2O) e um 
mol de gás (O2). 
O mol 
Conversões entre massas, mols e número de partículas 
 
• Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos: 
 massa molar de N2 = 2  (a massa molar de N). 
 
• As massas molares para os elementos são encontradas na tabela periódica. 
 
• As massas moleculares são numericamente iguais às massas molares. 
 
O mol 
Quantos átomos estão em 0,551 g of potasio (K) ? 
1 mol K = 39,10 g K 
1 mol K = 6,022 x 1023 atoms K 
0,551 g K 
1 mol K 
39.10 g K 
x x 
6,022 x 1023 atoms K 
1 mol K 
= 
8.,49 x 1021 atoms K 
O mol 
Fórmulas mínimas a partir de análises 
• Comece com a % em massa dos elementos (por exemplo, Dados Empíricos) 
e calcule uma fórmula, ou 
 
• Comece com a fórmula e calcule os elementos da % em massa. 
Fórmulas mínimas a partir de análises 
 Fórmula molecular a partir de fórmula mínima 
 
• Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos da MM para 
encontrarmos a fórmula molecular. 
 
• Os índices inferiores na fórmula molecular são sempre números inteiros 
múltiplos dos índices inferiores na fórmula mínima. 
Análise por combustão 
• As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por combustão: 
Fórmulas mínimas a partir de análises 
Informações quantitativas a partir de equações 
balanceadas 
• A equação balanceada fornece o número de moléculas que reagem para 
formar produtos. 
 
• Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de reagente 
necessária para se chegar à proporção da quantidade de matéria do 
produto. 
 
• Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas. 
 
• As proproções ideais de reagentes e produtos no laboratório devem ser 
medidas em gramas e convertidas para mols. 
 
Quantos átomos de H estão em 72,5 g de C3H8O ? 
1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O 
1 mol H = 6,022 x 1023 átomos H 
5,82 x 1024 atomos H 
1 mol C3H8O moléculas = 8 mol H átomos 
72,5 g C3H8O 
1 mol C3H8O 
60 g C3H8O 
x 
8 mol H atoms 
1 mol C3H8O 
x 
6,022 x 1023 H atoms 
1 mol H atoms 
x = 
Reagentes limitantes 
• Se os reagentes não estão presentes em quantidades estequiométricas, 
ao final da reação alguns reagentes ainda estarão presentes (em excesso). 
 
• Reagente limitante: um reagente que é consumido 
Reagentes limitantes 
Reagentes limitantes 
Rendimentos teóricos 
 
• A quantidade de produto prevista a partir da estequiometria considerando 
os reagentes limitantes é chamada de rendimento teórico. 
 
• O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade de 
material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico: