estequiometria_15fev2012_vf_modo_de_compatibilidade
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estequiometria_15fev2012_vf_modo_de_compatibilidade


DisciplinaQuímica Geral I20.045 materiais343.869 seguidores
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para identificar
quais as espécies que estão sofrendo
variação.
Balanceamento de Reações Químicas
2. Escreva separadamente as equações parciais
de semi-reações de oxidação e redução
mostrando:
Agentes oxidantes \u2013 forma reduzida (ganhouAgentes oxidantes \u2013 forma reduzida (ganhou
é);
Agente redutor \u2013 forma oxidada (perde é).
3. Faça o balanço das massas dos elementos que
sofreram variação no Nox, por tentativa.
\ufffdSe a reação ocorre em meio ácido, adiciona-
se H+ no membro da equação onde houver
Balanceamento de Reações Químicas
se H no membro da equação onde houver
predominância de átomos de oxigênio, e
H2O, no outro membro da equação.
\ufffdSe a reação ocorre em meio básico (alcalino),
adicione OH - no lado da equação onde
houver deficiência de átomos de oxigênio e
H2O, no lado oposto.
Balanceamento de Reações Químicas
3.1. Igualar o n° de átomos em ambos os lados 
de cada equação parcial
Isto segue a seguinte ordem;
a) Balancear primeiramente os elementos que a) Balancear primeiramente os elementos que 
sofrem mudança no número de oxidação
b)Balancear os átomos de oxigênio da seguinte 
maneira:
\u2022 Sol. ácida: 2H+ + (extra O) \u2192 H2O
\u2022 Sol. básica: H2O+ (extra O) \u2192 2OH
-
Balanceamento de Reações Químicas
c) Se ainda tem átomos de hidrogênio 
disponíveis usando o seguinte:
\u2022 Sol. ácida: + (extra H) \u2192 H+
\u2022 Sol. básica: OH- + (extra H) \u2192 H O\u2022 Sol. básica: OH- + (extra H) \u2192 H2O
Balanceamento de Reações Químicas
4. Balancear eletricamente cada equação parcial 
com adição de elétrons para igualar as cargas 
iônicas. 
Balanceamento de Reações Químicas
5. Por multiplicação cruzada fazer o número de 
elétrons perdidos em uma equação, igual ao 
número de elétrons ganho na outra. 
6. Somar as duas equações parciais e cancelar 
elétrons, H+, H2O, OH
-, tanto quanto possível. 
Não deve haver elétrons na equação final.
Balanceamento de Reações Químicas
Balanceamento de Reações Químicas
7. Para ter certeza de que a equação esteja
balanceada, verifique: (1) se o número de
átomos de cada elemento são iguais e, (2) se a
soma das cargas iônicas, são iguais em ambossoma das cargas iônicas, são iguais em ambos
os lados da reação.
Exemplo 1: Fe3+(aq) + Cl
-
(aq) \u2192 Fe(s) + Cl2(g). 
\ufffd Etapas 1, 2, 3 - Separe as equações parciais
Fe3+(aq) \u2192 Fe(s) -------- Nox=3, ganhou de 3é \u2013 agente oxidante. Em 
ambos os lados da equação só tem um átomo de ferro. 
2Cl-(aq)\u2192 Cl2(g) ------- Nox=2, perdeu 2é - agente oxidante. Em um lado 
da equação tem 2 átomos de Cl. Coloque 2 no outro lada da equação, 
para efetuar o balanço de massa.
Balanceamento de Reações Químicas
para efetuar o balanço de massa.
\ufffd Etapa 4 e 5:
Fe3+(aq) + 3é \u2192 Fe(s) (x 2)
_2Cl-(aq) \u2192 Cl2(g) + 2é (x 3)____
2Fe3+(aq) +6é + 6Cl
-
(aq)\u2192 2Fe(s) + 3Cl2(g) + 6é 
\ufffd Etapas 6 e 7:
2Fe3+(aq) + 6Cl
-
(aq)\u2192 2Fe(s) + 3Cl2(g) - Equação balanceada
. 
Exemplo 2: MnO4
-
(aq) + Fe
2+
(aq) \u2192 Mn
2+
(aq) + Fe
3+
(aq) (meio ácido (H
+)
\ufffd Etapas 1, 2, 3 - Separe as equações parciais
MnO4
-
(aq)\u2192 Mn
2+
(aq) ------ Nox=5, ganhou de 5 é \u2013 agente oxidante. 
Fe2+(aq) \u2192 Fe
3+
(aq) -------- Nox=1, perdeu 1 é \u2013 agente redutor.
\ufffd Etapa 3, 4 e 5:
Balanceamento de Reações Químicas
MnO4
-
(aq)\u2192 Mn
2+
(aq) (x 1é) (acrescentar 8H
+ para balancear H) 
Fe2+(aq) \u2192 Fe
3+
(aq) (x 5é) (acrescentar 4H2O para balancear O)
8H+ + MnO4
-
(aq) + 5Fe
2+
(aq) +5é \u2192 Mn
2+
(aq) + 5Fe
3+
(aq) + 5é + 4 H2O 
\ufffd Etapas 6 e 7:
8H+ + MnO4
-
(aq) + 5Fe
2+
(aq)\u2192 Mn
2+
(aq) + 5Fe
3+
(aq) + 4 H2O -Eq. balanc
. 
Fórmula mínima a partir de análises
\u2022 A fórmula mínima trata de uma proporção entre a 
quantidade de cada átomo de uma molécula.
\u2022 Exemplo: C2H6 -> Fórmula Molecular do Etano
CH3 -> Fórmula mínimaCH3 -> Fórmula mínima
\u2022 A fórmula molecular pode ser obtida através da
multiplicação dos índices de cada elemento por uma
constante de proporcionalidade.
C(1x2)H(3x2)
Fórmula mínima a partir de análises
Fórmula mínima a partir de análises
\u2022 A análise por combustão tem a finalidade de 
descobrir também a fórmula empírica através 
das massas de CO2, H2O e NO2.
Informações quantitativas a partir de 
equações balanceadas
\u2022 Os coeficientes de uma equação balanceada mostram 
as relações estequiométricas entre os componentes 
desta reação.
\u2022 Com essa equivalência estequiométrica pode-se 
deduzir a quantidade do produto através do reagente e 
vice-versa.vice-versa.
\u2022 Exemplo: 2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)
\u2022 No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 
2 mols de H2O são quantidades estequiometricamente 
equivalentes.
Informações quantitativas a partir de 
equações balanceadas
Esquema do cálculo da massa de um reagente consumido ou de um 
produto formado numa reação, a partir da massa de um outro reagente ou 
outro produto.
Reagentes limitantes
\u2022 O reagente limitante de uma reação química é o reagente 
que se encontra presente em menor quantidade relativa ou 
seja, o que é primeiramente consumido.
Ex: 2H2 + O2 2H2O Ex: 2H2 + O2 2H2O 
\u2022 Se tivermos 2 mols de H2 e 2 mols de O2, H2 será limitante e 
sobrará excesso de 1 mol de O2.
Reagentes limitantes
Reagentes limitantes
\u2022 Rendimento real de um produto \u2013massa obtida no final da 
reação, medida em gramas, ou quantidade de matéria, 
medida em mols
\u2022 Rendimento teórico \u2013 é a massa que deveríamos obter se 
não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade 
Rendimento teórico \u2013 é a massa que deveríamos obter se 
não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade 
calculada com base numa equação química)
RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 %
RENDIMENTO TEÓRICO
Referência Bibliográfica
\u2022Química: Ciência Central \u2013 Brown, Lemay e Bursten; 7ª 
edição