Cálculo estequiométrico

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CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
GABRIELA SANTIAGO
REAÇÃO QUÍMICA
 é um fenômeno onde os átomos permanecem intactos. Durante as reações, as moléculas 
iniciais são "desmontadas" e os seus átomos são reaproveitados para "montar" novas 
moléculas, com propriedades diferentes das moléculas iniciais.
EQUAÇÃO QUÍMICA
 É a representação gráfica de uma reação química, onde são representadas todas as 
espécies que participam da reação.
 REPRESENTAÇÕES IMPORTANTES:
 Em cima da seta
 ∆ = calor
 aq = aquoso ou em água
 cat = catalisador
 ʎ = luz
 Na substância
 ↑ desprendimento de gás
 ↓ precipitação de sólido
 Representação de estado físico : Sólido (s), Líquido (l), gasoso (g), em meio aquoso (aq).
FATORES QUE PODEM INDICAR UMA REAÇÃO QUÍMICA
 Desprendimento de gás;
 Mudança de cor;
 Formação de precipitado
 Aparecimento de cama ou luminosidade
TIPOS DE REAÇÃO
 SÍNTESE OU ADIÇÃO: A + B  AB
 DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE: AB  A+ B
 SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO: AB + C  AC + B
 DUPLA TROCA OU SUBSTITUIÇÃO: AB + CD  AD + BC
EXERCÍCIO
 Identifique qual o tipo de reação esta acontecendo:
 A) 2 Mg + O2  2 Mgo
 B) C12H22O11  12 C + 11 H2O
 C) AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
 D) 2 Na + Cl2  2 NaCl
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
 Estudo das relações quantitativas entre REAGENTES e PRODUTOS de uma reação química
 Baseado nas leis ponderais:
 LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA (LAVOISIER)
 “Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das 
massas dos produtos.
 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS (PROUST)
 Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma 
proporção em massa
LEIS PONDERAIS
 Mercúrio metálico + oxigênio → óxido de mercúrio II
 100,5 g 8,0 g 108,5 g
BALANCEAMENTO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
 H2 + N2  NH3
 Mg + HCl  MgCl2 + H2
 H2 + O2  H2O
 NaN3  N2 + Na
 C2H6O + O2  CO2 + H2O
MASSA ATÔMICA E MASSA MOLECULAR
 Massa atômica: massa de um átomo relativo a unidade de massa atômica u (1/12 da massa 
do isótopo carbono-12, 12C ).
 Massa molecular: massa de uma molécula de uma substância relativa à unidade de massa 
atômica u (1/12 da massa do isótopo carbono 12, 12C)
MASSA ATÔMICA E MOLECULAR
 Massa molecular de uma fórmula: soma das massas atômicas dos átomos dos átomos da 
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
EXERCÍCIO
a) NaOH
b) H2O
c) Ca3(PO4)2
d) KNO3
e) HClO4
MOL
 Origem: palavra latina moles ( porção, quantidade).
 È a unidade utilizada para relacionar um número grande de átomos, íon e moléculas.
 1 mol = 6,0221367 x 1023 partículas
MOL
 Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol , g.mol-1)
 A massa de 1 mol de átomos de 12C = 12 g
RELAÇÕES ENTRE NÚMERO DE MOLS E MASSA MOLAR ?
 Considere um copo contendo 54 g de água. Determine:
 O nº de mols de moléculas de água;
 O nº de moléculas de água
 O nº de átomos de oxigênio
 O nº de átomos de hidrogênio
 O nº de átomos total
 ( massas atômicas: H = 1,0 ; O = 16)
ESTEQUIOMETRIA
 As substância reagem e formam produtos numa proporção específica;
 Assim o cálculo estequiométrico é usado para determinar a quantidade de reagentes que 
devem ser usados e de produtos que serão obtidos em uma reação química levando em 
consideração também a pureza e o excesso de reagentes, o rendimento da reação, o 
excesso de alguma substância, etc.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
 Relações estequiométricas das reações químicas, envolvendo principalmente a parte 
quantitativa da relação
1
 m
o
l Massa molecular (g)
Volume CNTP 
(22,4 L)
6x1023
moléculas
COMO RESOLVER?
- Identificar a reação química da questão
- Balancear a reação química
- Identificar as espécies envolvidas
- Identificar as grandezas envolvidas
- Estabelecer a relação estequiométrica e
CALCULAR!
RELAÇÕES ENTRE QUANTIDADE DE MATÉRIA
 Qual a quantidade de matéria de álcool etílico, C2H6O(l), que deve reagir para fornecer 12 
mol de gás carbônico ( supondo a reação de combustão completa) ?
 Qual quantidade de matéria de amônia formada a partir de 12 mols de H2? 
Reação: N2 + H2  NH3
RELAÇÃO ESTEQUIOMÉTRICA COM MASSA
 Calcule a massa de cloreto de potássio (KCl) obtida a partir da decomposição de 3 mol de 
cloratos de potássio (KClO3), na qual também se forma gás oxigênio (O2). Reação:
 KClO3(s)  KCl(s) + O2(g) 
 Calcule a quantidade de matéria de alumínio necessária para se obter 51 g de óxido de 
alumínio (Al2O3), sabendo-se que este é formado a partir da reação do alumínio com o gás 
oxigênio ( O2) .
 Al(s) + O2(g)  Al2O3(s)
 Calcule a massa de zinco (Zn) necessária para reagir com 109,5g de ácido clorídrico (HCl), 
formando cloreto de zinco (ZnCl2) e gás hidrogênio (H2)
 Zn(s) + HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2 (g)