Estequiometria: Definição e Cálculos

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Estequiometria
 Aluno: João Paulo Costa
 Curso: Engenharia da computação
 Professora: Lúcia de Fátima Lacerda
Sumário
 1. DEFINIÇÃO
 2. AS FÓRMULAS QUÍMICAS
 2.1 Fórmulas moleculares
 2.2 Fórmulas empíricas
 3. MASSA ATÔMICA E OUTROS TIPOS DE MASSAS
 3.1 Massa atômica 
 3.2 As massas moleculares.
 4.MOL
 4.1 Número de Avogadro
 4.2 Mols de um átomo.
 4.3 Mols em moléculas.
 5 .FÓRMULA ESTEQUIOMÉTRICA
 5. 1 Significados das fórmulas
 6. ANÁLISE ELEMENTAR
 7. ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
 7.1 Significados de uma equação química.
 7.2 Cálculo estequiométrico
 7.2.1 Pureza dos reagentes químicos 
 7.2.2 Reagente limitante e em excesso
 7.2.3 Rendimento de uma reação
 8. ESTEQUIOMETRIA DAS SOLUÇÕES
 8.1 Solução 
 8.2 Soluto e solvente
 8.3 A Concentração de soluções
 8.3.1 Concentração comum
 8.3.2 Densidade 
 8.3.3 Concentração molar
 8.3.4 Diluição
1. DEFINIÇÃO
 A palavra estequiometria vem das palavras gregas stoicheon, significando "elemento" e metron, significando "medida". Atualmente, é definida como o estudo das quantidades de elementos combinados em compostos (fórmula estequiométrica) e de quantidades relativas a substâncias consumidas em reações químicas (Equação ou reação estequiométrica).
2. AS FÓRMULAS QUÍMICAS
 
 Apenas os símbolos são usados para representar elementos ou seus átomos. 
 Ex: 
 Fe, O, Ca e C
 
 Por outro lado, as fórmulas são usadas para representar compostos ou agregados de seus átomos. Serão abordadas as fórmulas moleculares e fórmulas empíricas.
 
2.1 Fórmulas moleculares
 
 A fórmula de uma molécula emprega um símbolo e um subíndice para indicar o número de cada tipo de átomo na molécula
 Fonte http://principo.org/gab-a-02-ufscar-sp20021fase.html
 2.2 Fórmulas empíricas
A fórmula mínima ou empírica corresponde à proporção mínima, em números inteiros, entre os átomos dos elementos que compõem a molécula da substância.
Percebe-se na tabela abaixo que a proporção das substâncias é de 1:2:0 (C,H e O , respectivamente)
 
É importante salientar que esse tipo de fórmula não é suficiente para identificar uma substância. Como também, há casos em que a fórmula mínima se assemelha com a fórmula molecular de outra substância.
fonte :https://brasilescola.uol.com.br/quimica/formula-minima-ou-empirica.htm
3. MASSA ATÔMICA E OUTROS TIPOS DE MASSAS
3.1 Massa atômica 
 A massa de um átomo é conhecida como massa atômica e é normalmente expressa pelo uso de uma unidade extremamente pequena chamada de unidade de massa atômica, abreviada u (Dalton). Uma unidade de massa atômica é 1/12 avos da massa do isótopo de carbono mais comum.
 Fonte :https://quimik.webnode.com.br/primeiroano/massa-atomica/
É importante esclarecer que a massa atômica de um elemento é a massa média de seus átomos, pois a massa dos átomos de muitos elementos não são todas iguais. Exemplo disso são os isótopos de um mesmo elemento químico que possuem uma massa atômica diferente
Fonte :https://alunosonline.uol.com.br/quimica/unidade-unificada-massa-atomica-u.html
3.2 As massas moleculares.
A massa de uma molécula é a soma das massas de seus átomos componentes e é chamada massa molecular.
 4. MOL
 O mol é um termo muito usado para determinar quantidades de partículas, que podem ser átomos, moléculas, íons, entre outras. A massa molar corresponde à massa molecular de uma substância, sendo expressa em gramas
4.1 Número de Avogadro
 Este é o número de átomos de elemento, que deve ser reunido com a finalidade de que o grupo inteiro apresente uma massa em gramas que é numericamente igual à massa atômica em u. Para cada elemento este é 6,02 x 10²³ átomos.
4.2 Mols de um átomo.
Um grupo de números de Avogadro de átomos recebe um nome especial: um mol de átomos.
 
 Se X 25 u (massa atômica)
 Então X 25 u x 6,02 x 10²³ = 25 g
 1 mol de X (6,02 x 10²³ átomos) possui 25 g
 4.3 Mols em moléculas.
Para cada substância a massa de um mol de moléculas em gramas é numericamente igual à massa molecular.
Ex: Qual é a massa de 1,00 mol de moléculas de dióxido de enxofre (SO2)?
Resposta: 
A massa de uma única molécula é a soma das massas atômicas de seus elementos, portanto ( S = 32,1 u + O = 2 x 16,0 u ----> 64,1 u). Então 1,00 mol de SO2 é igual a 64,1 g. 
5 . FÓRMULA ESTEQUIOMÉTRICA
É a relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus elementos constituintes
5. 1 Significados das fórmulas
a) Qualitativamente: usada para designar através da fórmula o nome de uma substância. 
 Ex: C9H8O4 (aspirina) , H2O (água) e NaCl (Cloreto de sódio)
b) Quantitativamente: Indica o número de cada tipo de átomo em uma molécula ou fórmula unitária.
C10H14N2 (nicotina) indica que a molécula possui 10 átomos de carbono, 14 de hidrogênio e 2 de nitrogênio.
Esse termo também descreve a quantidade de mols de átomo de uma molécula. 
 C10H14N2 consiste em 10 mols de carbono, 14 mols de hidrogênio e 2 mols de nitrogênio.
6. ANÁLISE ELEMENTAR
a) Determinar a composição percentual através da fórmula
Podemos facilmente determinar a análise elementar de um composto, também conhecida como sua composição percentual em massa a partir da sua fórmula empírica ou molecular.
Exemplo:
O ácido butírico, um composto produzido quando a manteiga se deteriora, tem a fórmula C4H8O2 . Qual é a análise elementar do ácido butírico? 
 Resolução
1° passo 
Encontrar o número de mols de átomos de C, H e O em um mol de molécula de C4H8O2 
 
 C4H8O2 possui 4 mol de átomo de C, 8 mols de átomo de H e 2 mols de átomo de O.
2° Passo
Encontrar a massa de cada uma destas quantidades, para isso é necessário obter através da tabela periódica as massas atômicas de cada elemento. Dados: C = 12,0; H = 1,0 e O = 16,0 . 
Como essas massas atômicas correspondem a 1 mol, então de acordo com o primeiro passo, multiplica-se os valores de massa pela quantidade de mols de átomos do composto. 
 
 Assim, a massa de 1 mol de C4H8O2 é 48,0 g + 8,08 g + 32,0 g = 88,1 g.
3° passo
Encontrar a contribuição percentual de cada elemento. 
 
 b) Determinar fórmula empírica a partir de uma análise elementar. 
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)?
 Resolução
1° Passo
Descobrir a proporção em número de átomos (mols). Portanto, consideraremos, primeiramente, uma porção de massa em gramas da substância (NPA) e através do percentual de cada elemento descobriremos a quantidade de massa de cada um. Será utilizado 100g, pois isso fará com que o número em gramas seja igual numericamente a porcentagem dos elementos.
Em 100 g de NPA há, portanto, 19,8 g de C, 2,5g de H, 66,1 g de O e 11,6 g de N.
 
2° Passo
Encontrar o número de mol de cada espécie de átomo nesta amostra. Desde que 1 mol de cada elemento tem uma massa que é numericamente igual a sua massa atômica. 
Exemplo : Massa atômica de C é 12u, portanto 1 mol de C é 12,0g
 3° Passo
Determinar a razão simples entre esse números de mols. Esta razão conduz a uma fórmula empírica com frações decimais como subíndicesC1,65H2,5O4,13N0,829
4° passo
Converter a razão expressa em número inteiros. Para realizar tal procedimento será dividido cada um dos números pelo menor deles, neste caso, por 0,829.
 Estes números podem ser arredondados dando-nos 2:3:5:1, desse modo a fórmula empírica do NPA é C2H3O5N.
7. ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
7.1 Significados de uma equação química.
a) Qualitativamente: Descreve quais são os produtos e reagentes de uma reação. 
b) Quantitativamente: Especifica a relação numérica das quantidades de de reagentes e produtos. Suas relações podem ser tanto de nível microscópico (átomos, molécula, fórmulas unitárias) ou macroscópico (mols
Ex.
 4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s
 Na reação acima, verifica-se que 4 átomos de ferro reage com 3 átomos de oxigênio formando 2 fórmulas unitárias de óxido de ferro. Também há outro significado quantitativo: 4 mols de ferro reagindo com 3 mols de oxigênio formando 2 mol de fórmula unitária de óxido de ferro. Reações balanceadas descrevem razões fixas das quantidades de reagentes e produto. 
7.2 Cálculo estequiométrico
7.2.1 Pureza dos reagentes químicos 
 Quando se afirma que um reagente possui um determinado grau de pureza, geralmente expresso em porcentagem, significa dizer que não é toda a amostra que participará da reação química. Ou seja,se numa dada reação, um determinado reagente possuir 60 % de pureza, isso significa que 40% da massa total desse reagente não participará dessa reação. 
 massa total do reagente 100%
 X % fornecida
Ex. 20og de CaCO3 com 70% de pureza
 200g 100%
 x 70%
 x = 200g x 70% / 100% = 140g
Massa do reagente que deve ser utilizado
 Por regra de três simples obteve um valo de 140g desse reagente, portanto esse valor que deverá ser considerado.
Problema: 
O HF é obtido a partir da fluorita (CaF2) segundo a reação equacionada a seguir: 
 CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF
 A massa de HF obtida na reação de 500,0 g de fluorita de 78% de pureza é:
Dados: massa molar(g/mol): Ca=40, F=19, H=1, S=32, O=16.
Resolução
Veja que a proporção estequiométrica entre o hidróxido de magnésia e o cloreto de magnésio é de 1 : 2. Usando as massas molares, vamos descobrir quanto de HF será produzido a partir de 500 g de CaF2 puro:
 1 . 78 g de CaF2 2 . 20 g de HF
 500,0 g de CaF2 x
 x = 256,4 g de HF
Mas essa seria a quantidade produzida se a amostra de fluorita estivesse pura, ou seja, se fosse 100% constituída de fluoreto de cálcio (CaF2), mas ela não é. O seu grau de pureza é 78%, por isso temos:
256,4 g de HF 100%
 x 78%
 x = 200 g de HF serão produzidos.
7.2.2 Reagente limitante e em excesso
 Segundo a lei ponderal de Proust, a Lei das proporções constantes, nas reações química ocorrem proporções definidas e constantes. Por exemplo, na reação de formação da amônia é realizada na proporção de 1 mol de gás nitrogênio para 3 mols de gás hidrogênio conforme mostrada a seguir: 
 1 N2(g) + 3 H2(g)→ 2 NH3(g)
Se essa reação for realizada numa proporção diferente, teremos um reagente em excesso e um outro limitante. A partir desse exemplo chegamos a tal definição:
Reagente limitante é aquele que limita a quantidade de produto que pode ser produzido na reação. Ou seja, quando o reagente limitante é totalmente consumido, a reação para, mesmo tendo ainda outros reagentes.
Exemplo
Considere a seguinte reação corretamente balanceada:
 6 Na(l) + Al2O3(s)→ 2 Al(l) + 3 Na2O(s)
a) Determine o reagente limitante e o reagente em excesso dessa reação quando 5,52g de sódio reage com 5,10 g de Al2O3.
Massa atômica [Na= 23 u, Al= 27 e O= 16] 
 
1) A massa molar do Na é 23 g/mol e do Al2O3 é 102 g/mol. Determinando a quantidade em mols (n) de cada reagente:
 n = m/MM
nNa = 5,52g / 23 g/mol → nNa = 0,24 mol
nAl2O3= 5,10g / 102 g/mol→ nAl2O3 = 0,05 mol 
2) Fazer a relação estequiométrica para descobrir a quantidade de Al2O3 necessária para reagir com 0,24 mol de Na:
6 Na(l) + Al2O3(s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s)
6 mol 1 mol
0,24 mol x x = 0,04 mol
Conclusão:
 
A relação estequiométrica demonstra que seria necessário 0,04 mol de Al2O3­ para reagir totalmente com 0,24 mol de Na. Mas, o 1º passo mostrou que na verdade temos uma massa maior do que essa, que é de 0,05 mol de Al2O3­. 
Assim, o Al2O3(s)­ é o reagente em excesso e o Na é o reagente limitante.
7.2.3 Rendimento de uma reação
O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. 
Exemplo
Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3). Utilizando-se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% da reação, qual a quantidade de ferro produzida? [MM Fe2O3 = 160g/mol MM Fe = 56g/mol
 Fe2O3 + 3C 2Fe + 3CO
RESOLUÇÃO
Primeiramente calcula-se as relação estequiométricas entre as massas molares do reagente e o produto
 Fe2O3 Fe
 160g 112g (2 mols x 56g)
 480g x
 
x = 336g de Fe
Como o rendimento é de 80% então
336g 100 % x =268,8g de Fe
 X 80 % 
8. ESTEQUIOMETRIA DAS SOLUÇÕES
8.1 Solução 
 Solução é uma mistura homogênea de um soluto e solvente. 
8.2 Soluto e solvente
 Muito frequentemente, um componente de uma solução apresenta-se em uma quantidade muito maior do que a dos outros componentes. Este componente é chamado solvente e cada um dos outros componentes é chamado soluto. Ao dissolver 100g de sal e um litro de água, podemos classificar o sal como soluto por sua pequena quantidade e a água como solvente por ter relativamente uma quantidade maior.
8.3 A Concentração de soluções
8.3.1 Concentração comum (C )
Relaciona a massa do soluto em gramas com o volume da solução em litros. 
Exemplo
Calcule a concentração, em g/L, de uma solução aquosa de nitrato de sódio que contém 30 g de sal em 400 mL de solução.
Resposta
Converter 400 mL em L = 0,4 
Aplicar na fórmula de Concentração comum C = 30/0,4 = 75 g/L
8.3.2 Densidade (d)
Relaciona a massa da solução (diferentemente da concentração comum que é a massa do soluto) com o volume da solução. 
Geralmente, as unidades usadas são g/mL ou g/cm3.
Exemplo
Uma solução foi preparada misturando-se 30 gramas de um sal em 300 g de água. Considerando-se que o volume da solução é igual a 300 mL, a densidade dessa solução em g/mL será de:
Respostas
m1 (massa do soluto) = 30 g
m2 (massa do solvente) = 300 g
m (massa da solução) = (30 + 300)g = 330 g
v (volume da solução) = 300 mL
 Substituindo os valores na fórmula da densidade:
d = 330/300 = 1,1 g/mL
8.3.3 Concentração molar
Molaridade (M), concentração molar, concentração em mol/L ou concentração em quantidade de matéria é a razão da quantidade de matéria do soluto (mol) pelo volume de solução (em litros), expressa na unidade mol/L.Ex.
Uma solução tem um volume de 0,250 L e contém 26,8 g de cloreto de cálcio, CaCl2 Qual é a concentração molar do CaCl2 ? (Massas atômicas: Ca=40,1; Cl=35,5).
 Resolução
Primeiramente, devemos encontrar a massa molecular para um mol de cloreto de cálcio, e em seguida realizar regra de três simples para obter a quantidade de mol para a massa informada no enunciado. CaCl2 [40,1 + 2(35,5 )] = 111,1]
 1 mol de CaCl2 111,1 g 
 X 26,8
Aplicando os valores de volume e de mol encontrado na fórmula, teremos:
 Portanto, 0,96 mol/L é a concentração de CaCl2 numa solução de volume de 0,250 L
X = 0,241 mol de CaCl2
8.3.4 Diluição
Diluição de soluções estão diretamente relacionados com o aumento ou diminuição do volume do solvente. 
1) Determinar o volume final em uma diluição
O volume final da solução que foi diluída é calculado de acordo com o tipo de diluição.
1.1 Diluição com acréscimo de água
Se nesse caso envolver o acréscimo de solvente, o volume final será definido pela soma do volume inicial com o do volume de solvente adicionado.
 VFinal = Vinicial + Vadicionado
1.2 Diluição com retirada de solvente.
O volume final será definido pela subtração entre o volume inicial e o volume de solvente retirado.
 Vfinal = Vinicial – Vretirado
Podemos relacionar essa definição para os seguintes casos:
a) Concentração comum (C) 
m1 = m2 // C = m1/V
isolando a massa de soluto: m1 = V * C 
Então: V1*C1 =V2*C2
b) Concentração molar (M )
m1 = m2 // M = n1/V
isolando o índice de numero de mols de soluto, temos: n1 = V * M
Então: V1*M1 = V2*M2
Exemplo
Que volume de água em L devemos adicionar a 10 mL de solução 2M para torná-la 0,25M?
Volume adicionado (Va)= ?
Volume inicial (Vi) = 10 mL convertendo em L = 0,01L
Molaridade inicial (Mi) = 2 M
Molaridade final (MF) = 0,25 M
 VF = Vi + Va Assim: VF = 0,01 + Va
Em seguida, basta substituir o valor de VF na fórmula da diluição e molaridade:
 Mi.Vi = MF.VF
2 x 0,01 = 0,25 x (0,01.Va)
0,02 = 0,0025 + 0,25.Va
0,02 – 0,025 = 0,25.Va
0,25 x Va = 0,0175
Va = 0,0175
 0,25
Va = 0,07 L (equivalente a 70 mL)
Bibliografia
Livros
Química Geral- John Russel. 2ª ed.
Química Geral- Daltamir Justino , J. C. de A. Bianchi.
Sites:
https://www.soq.com.br/conteudos/em/estequiometria
https://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/estequiometria
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-reactions-stoichiome