ESTEQUIOMETRIA 2014.2

Prévia do material em texto

ESTEQUIOMETRIA 
Fonte:http://www.greentechnologydobrasil.com/attac
hments/Image/indquim.jpg
 Estequio = stoicheion = elemento
 Metria = metron = medida
 Para que serve a estequiometria?
 Para medir concentração: sal na água;
 Para determinar o rendimento potencial: 
alumínio a partir do mineral;
 Avaliar diferentes processos de conversão: 
carvão em combustíveis gasosos;
Leis Estequiométricas
 Lei da Composição Definida;
“Compostos químicos são formados de átomos de 
dois ou mais elementos em uma razão fixa”.
 Lei da Conservação das Massas:
“a massa total dos átomos dos reagentes deve ser a 
mesma que a dos átomos dos produtos”. Os átomos 
não são criados nem destruídos numa reação 
química, apenas rearranjados.
John Dalton
(1766-1844)
H2 + O2 H2O
2 H2 + O2 2 H2O
Obs: coeficiente X índice
Equações Químicas
BALANCEAMENTO DAS 
EQUAÇÕES QUÍMICAS
Método Direto, Tentativas ou Inspeção;
Método de Oxi-redução
Método Algébrico;
Método íon-elétron ou Semi-reação;
Métodos de Balanceamento
Pode ser usado para a maior parte das reações 
químicas;
Recomenda-se identificar na reação um elemento 
ou radical que apareça apenas uma vez em cada 
lado da equação;
Selecionar, entre esses, o que apresenta maior 
valor de índice;
Um vez selecionado o elemento, transpor seus 
índices de um membro para outro, usando-os 
como coeficientes;
Método das Tentativas
ZnS + HCl → ZnCl2 + H2S
HCl + Cr → CrCl3 + H2
Al + Fe2O3 → Al2O3 + Fe
C2H4(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
Na2S2O3 + I → Na I + Na2S4O6
Exemplos
ZnS + 2 HCl → ZnCl2 + H2S
6HCl + 2Cr → 2 CrCl3 + 3 H2
2Al + 1 Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe
 C2H4(s) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(g)
2 Na2S2O3 + 2 I → 2 Na I + Na2S4O6
Resultados:
Reação de Combinação ou Síntese;
Reação de Decomposição;
Reação de Oxiredução;
Reação de Eletrólise;
Reação de Precipitação
Tipos de Reações Químicas
Tipos de Reações Químicas
 Reação de Combinação:
 Reação de Decomposição:
 Reação de Combustão:
 A + B C 
 N2(g) + 3H2(g) 2 NH3
 C A + B
 Cu(OH)2(s) CuO(s) + H2O(l) 
 C3H8(g) + 5O2 3CO2 (g) + 4 H2O(g)
CONCEITOS 
ESTEQUIOMÉTRICOS
MOL
NÚMERO DE AVOGRADO
FÓRMULA MOLECULAR E EMPÍRICA
COMPOSIÇÃO CENTESIMAL
RENDIMENTO DE REAÇÃO
REAGENTE LIMITANTE
CONCEITO DE MOL
Unidade de Massa Atômica
 Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e
Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o
isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual se convencionou
atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica.
 1 átomo de 12C = 1,9926 x 10-23 g
 Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde desta forma a 1/12
de massa de um átomo do isótopo 12 do carbono.
 Portanto:
 O valor de 1 u é de 1,66 · 10–24g, o que corresponde aproximadamente
à massa de um próton ou de um nêutron.
 Massa atômica (MA) :
 Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um
átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1u, ou seja,
1/12 da massa do 12C.
Número de Avogrado
O conceito de mol está intimamente ligado à
constante de Avogadro (antigamente chamada
de número de Avogadro), onde 1 mol tem
aproximadamente 6,022 × 1023 entidades.
Fonte: /www.agracadaquimica.com.br
Massas Atômicas Médias
A maioria dos elementos são encontrados na
natureza como uma mistura de seus isótopos;
A massa atômica na verdade é uma média das
massas dos isótopos:
Ex: Carbono: 98,93% de 12C = 12u
1,07% de 13C = 13,00335u
M = (0,9893) x (12u) + (0,0107)(13,00335u) = 12,01u
Exercício de Aplicação
O cloro encontrado na natureza é constituído de
75,78% de 35Cl, que tem massa atômica 34,969u e
24,22% de 37Cl que tem massa atômica 36,966u.
Calcule a massa atômica média do cloro.
O Princípio de Avogrado
 “Volumes iguais de todos os gases à mesma temperatura e
pressão contém o mesmo número de moléculas”.
 O volume molar de uma substância (Vm) - é o volume que
ela ocupa por mol de moléculas. Ou seja, se V é o volume
de uma amostra e n é o número de mols de moléculas que
a amostra contém, o volume molar é: Vm = V/n
 Podemos também dizer: o volume ocupado por uma
amostra de gás à pressão e temperatura constantes é
diretamente proporcional ao número de mols de moléculas
presente: V ~ n
 Nas CNTP o volume molar de um gás ideal é de
aproximadamente 22,4 litros.
FÓRMULAS QUÍMICAS
 As fórmulas químicas são formas abreviadas de
representar a composição química das substâncias através
de símbolos químicos.
Fonte: www.ff.up.pt
Classificação das Fórmulas 
Químicas
 Fórmula Mínima ou Empírica –
fornece o número relativo 
presente em uma fórmula 
unitária. É obtida 
normalmente a partir de 
resultados de algumas análises 
experimentais.
 Fórmula Molecular: Fornece o 
número efetivo de cada espécie 
de átomo em uma fórmula 
unitária.
 Fórmula Estrutural: apresenta 
os traços entre os diferentes 
símbolos atômicos representam 
as ligações químicas que ligam 
os átomos entre si na molécula. 
Ex: NaCl, H2O e CH2
Ex: C2H4 ( Etileno) 
Fórmula mínima: CH2
Razão 1: 2 = CH2, C2H4, C3H6
 Problema 58 ( Brady)
 O acetileno que é usado como combustível nos maçaricos 
de solda, é produzido numa reação entre carbeto de cálcio 
e água.
 CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2 (g)
 Determine:
 Quantos moles de acetileno serão produzidos a partir de 2,50 
moles de carbeto de cálcio?
 Quantos gramas de acetileno serão formados a partir de 0,5 
moles de carbeto de cálcio?
 Quantos moles de água serão consumidos ao se produzirem 
3,20 moles de acetileno?
 Quantos gramas de hidróxido de cálcio serão produzidos 
quando 28 g de acetileno forem formados? 
COMPOSIÇÃO PERCENTUAL 
DE UM COMPOSTO
O cálculo depende dos seguintes parâmetros:
Massa molecular da substância;
Massa atômica de cada elemento de interesse;
Número de átomos de cada elemento na fórmula 
química:
% do elemento = (número de átomos desse
elemento) x (massa atômica do elemento) / (massa
molecular do composto)
Calcule a Composição 
Percentual da Sacarose.
Fórmula: C12H22O11:
% C = (12) ( 12u) / 342,0u x 100% = 42,1%
%H = (22)(1,0u)/ 342,0u x 100% = 6,4%
%O = (11) (16,0 u)/ 342,0u x100% = 51,5%
EX2. Calcule a porcentagem de nitrogênio, em massa, em 
Ca(NO3)2 ?
Cálculo de Fórmulas Mínimas
O ácido ascórbico(vitamina c) contém 40,92% de C,
4,58% de H e 54,50% de O em massa. Qual é a
fórmula mínima do ácido ascórbico?
Considerando100g da substância teremos:
40,92g de C; 4,58g de H e 54,5g de O
Cálculo do número de moles:
Dividimos pelo menor para obtermos as
proporções;
Multiplicamos por 3 para obtermos números
inteiros e pequenos;
R= C3H403
Cálculo de Fórmulas 
Moleculares
O ácido ascórbico(vitamina c) contém 40,92% de C,
4,58% de H e 54,50% de O em massa . A sua massa
molecular ( MM) determinada experimentalmente é
de 176u. Qual sua fórmula molecular.
Fórmula mínima: C3H403 = Massa mínima (Mm)=
88u
Cálculo: MM / Mm = 176/88 = 2
Fórmula Molecular = 2 x Fmin = C6H8O6
Exercício de Aplicação
Em uma amostra de 5,325g de benzoato de metila,
um composto utilizado na fabricação de perfumes,
encontram-se 3,758g de carbono, 0,316g de
hidrogênio e 1,251g de oxigênio. Qual a fórmula
mínima dessa substância? Sabendo-se que a massa
molecular é 136g, qual a fórmula molecular.
R= C4H4O
FM = C8H8O2
 Rendimento Teórico de uma Reação: Segundo Atkins e
Jones (2006) o rendimento teórico de uma reação é a
quantidade máxima ( mols, massa ou volume) de produto
que pode ser obtida a partirde uma determinada
quantidade de reagente.
 Rendimento Percentual: segundo os referidos autores, é a
fração do rendimento teórico que é realmente obtida,
expresso em porcentagem:
Rendimento Percentual = rendimento real / rendimento
teórico x 100%
 Em outras palavras: “O rendimento teórico de um produto é a
quantidade máxima que pode ser esperada na base da
estequiometria de uma equação química. O rendimento
percentual é a percentagem do rendimento teórico que foi
realmente atingida.”
• O Ácido Adípico, H2C6H8O4 é usado para produzir
náilon. Ele é preparado comercialmente por uma
reação controlada entre o ciclo-hexano ( C6H12) e O2,
conforme a equação abaixo:
• 2C6H12 (l) + 5 O2 (g) 2H2C6H8O4(l) + 2H2O(g)
• A) Considerando que a reação foi realizada com 25g
de ciclo-hexano, qual é o rendimento teórico?
• B) Se nessa reação se obtém 35,5g de ácido adípico,
qual é o rendimento percentual do ácido?
• 2C6H12 (l) + 5 O2 (g) 2H2C6H8O4(l) + 2H2O(g)
• A) Considerando que a reação foi realizada com 25g
de ciclo-hexano, qual é o rendimento teórico do
ácido?
• R= 43,5
• B) Se nessa reação se obtém 35,5g de ácido adípico,
qual é o rendimento percentual do ácido?
• R = %R = (R real / R teórico) * 100 = (35,5 / 43,5) =
82%
Qual o rendimento percentual da formação de dióxido de
carbono quando no teste de um motor veicular sob certas
condições, a partir da queima de 1L de octano (702g)
obteve-se 1,84 kg de dióxido de carbono?
EXEMPLO DE APLICAÇÃO
• a) Equação balanceada: 
• C8H18 (L) + 12,5 O2 (g)→ 8 CO2 (g) + 9 H2O (L)
• 2 C8H18 (L) + 25 O2 (g)→ 16 CO2 (g) + 18 H2O (L)
• b) Cálculo do Rendimento Teórico de CO2
• Massa Molecular: C8 H18 = 114 g/mol
• CO2 = 44 g/mol
• 2 x 114 →16 x 44
• 702 → x x = 2167,58 g de CO2
• C) Cálculo do Rendimento Percentual de CO2 :
• 2167,58 g de CO2 → 100%
• 1840 g → y y = 84,88%
• Segundo Atkins e Jones(2006), o reagente limitante é o que
determina o rendimento máximo do produto de uma
reação.
• Em outras palavras o reagente limitante de uma reação é o
reagente que está em quantidade menor do que o
necessário, segundo a relação estequiométrica entre os
reagentes, nesse caso o rendimento teórico da reação deve
ser calculado a partir da quantidade do reagente limitante.
• Segundo Atkins e Jones( 2006) existem dois métodos para identificar o
reagente limitante:
• Método 1 – Usa-se a razão molar obtida da equação química para
determinar se existe quantidade suficiente para a reação de qualquer
reagente com os demais, conforme as etapas:
• a) Calcula-se a quantidade de cada reagente em mols, convertendo as
massas em quantidades, usando as massas molares;
• b) Escolhe-se um dos reagentes e usa-se a relação estequiométrica para
calcular a quantidade teórica do segundo reagente, necessária para que a
reação com o primeiro se complete.
• c) Se a quantidade real do segundo reagente for maior do que a
quantidade necessária( valor calculado na etapa b), então o segundo
reagente está em excesso. Se a quantidade real do segundo reagente for
menor do que o valor calculado, então toda ela reagirá e o primeiro
reagente estará em excesso.
• Segundo Atkins e Jones( 2006) existem dois métodos para
identificar o reagente limitante:
• Método 2 – Calcula-se o rendimento molar teórico de um
dos produtos para cada reagente separadamente. O reagente
que produzir a menor quantidade de produto será o reagente
limitante, conforme as etapas:
• A) Converter a massa de cada reagente em mols; se
necessário, usando as massas molares das substâncias;
• B) Selecionar um dos produtos. Para cada reagente, calcular
quantos mols de produto ele irá formar.
• C) o reagente que produzir menos produto é o reagente
limitante.
• O mais importante processo comercial para converter N2 do
ar em compostos contendo nitrogênio é baseado na reação de
N2 e H2 para formar NH3, conforme equação abaixo:
• N2 (g) + 3 H2(g) 2NH3(g)
• Qual quantidade de matéria de NH3 pode ser formada a
partir de 3 mols de N2 e 6 mols de H2 Quem ó o reagente
limitante.
• R = 4 mols de NH3
•
• O H2 é o reagente limitante