5

Prévia do material em texto

NOME DA DISCIPLINA
WEBCONFERÊNCIA III – ESTEQUIOMETRIA
Professor: Waldomiro Bezerra de Queiroz
Temas abordados
• Equações químicas;
• Reatividade química;
• Massa atômica e massa molecular;
• O mol;
• Fórmulas mínimas a partir de análises;
• Informações quantitativas a partir de equações balanceadas;
• Reagentes limitantes.
Introdução
• Estequiometria ou cálculo estequiométrico é o estudo
das relações quantitativas de reagentes e produtos
• Baseado nas leis:
• Lei da conservação da massa (Lavoisier)
• Lei das proporções definidas (Proust)
Equações Químicas
• Reagentes – Substâncias iniciais que provocam uma reação e 
encontram-se à esquerda na equação.
• Produtos – Resultado da reação e encontra-se à direita na equação. 
H2(g) + O2(g) H20(g)
2 H2(g) + O2(g) 2 H20(g)
Tipos de reatividade
Reação de combinação e decomposição
Tipos de reatividade
Tipos de reatividade
Combustão: Reação química exotérmica entre uma 
substância e um gás, geralmente o oxigênio, para 
liberar calor. 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
Massa atômica
e massa molecular
• Massa atômica: massa de um átomo relativo à
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 massa molecular
• Massa molecular de uma 
fórmula: soma das massas 
atômicas 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
Mol
• Origem: palavra latina moles (porção, quantidade)
• É a unidade utilizada para relacionar um número grande 
de átomos, íons 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
LAVOISIER:
Lei da Conservação das Massas
C + O2  CO2
+
12g C + 32g O2  44g CO2
❖ Partículas iniciais e finais são as mesmas  massa iguais.
LEI DE PROUST:
Lei das Proporções Constantes
C + O2  CO2
❖ Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão.
+
+
2C + 2O2  2CO2
Informações quantitativas
a partir de equações balanceadas
• Os coeficientes de uma equação balanceada mostram as relações 
estequiométricas entre os componentes desta reação.
• Com essa equivalência estequiométrica pode-se deduzir a quantidade do 
produto através do reagente e vice-versa.
• Exemplo: 2H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)
• No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O são 
quantidades estequiometricamente equivalentes.
Reagentes limitantes
• 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 
• 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
• Rendimento real de um produto – massa obtida no final da 
reação, medida em gramas, ou quantidade de matéria, medida 
em mols
• Rendimento teórico – 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
1 Mol
6,02 x 1023
Massa (g)
1 coeficiente
CNTP 22,4 L
EXEMPLO
(Relação Massa-Massa)
Ex.: Qual a massa de água dada em gramas,
produzida a partir de 8g de gás hidrogênio?
1º  H2 + O2  H2O
2º  2H2 + O2  2H2O
3º  4g  36g
8g  x x = 8 . 36 = 72g
4
EXEMPLO
(Relação Massa-Moléculas)
Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 
16g de oxigênio gás?
1º  H2 + O2  H2O
2º  2H2 + O2  2H2O
3º  32g  12,04 x 1023
16g  x
x = 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023
32
EXEMPLO
(Relação Massa-Volume)
Ex.: Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por 12g
de H2 que reage com N2 suficiente?
1º  N2 + H2  NH3
2º  N2 + 3H2  2NH3
3º  6g  44,8 L
12g  x
x = 12 . 44,8 = 89,6 L
6
EXEMPLO
(Relação Mol-Volume)
Ex.: Quantos Moles de CO2 são produzidos a partir de 44, 8L
de CO?
1º  CO + O2  CO2
2º  CO + ½O2  CO2
3º  22,4L  1Mol
44,8L  x
x = 44,8 . 1 = 2 Mol
22,4L
Cálculos especiais
Rendimento
EX1.: A combustão de 36g de grafite (C) provocou a
formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o
rendimento da reação ? (C = 12; O = 16)
a) 50%.
b) 60%.
c) 70%.
d) 80%.
e) 90%.
Parte 1 (100%)
1º  C + O2  CO2
2º  C + O2  CO2
3º  12g  44g
36g  132g
Resolução
Parte 2 (Rendimento)
132g  100%
118,8g  X%
X=90%
EX2.: A decomposição térmica do CaCO3, se dá de
acordo com a equação. Quantas toneladas de óxido
de cálcio serão produzidas através da
decomposição de 100 toneladas de carbonato de
cálcio com 90% de pureza?(Ca = 40; O = 16; C = 12)
a) 40,0 t.
b) 56,0 t.
c) 62,2 t.
d) 50,4 t.
e) 90,0 t.
Grau de pureza
Parte 1 (100%)
1º  CaCO3 CaO + CO2
3º  100g  56g
100 t  56 t
Resolução
Parte 2 (Pureza)
100%  56 t
90%  X t
X=50,4 t
Reagente Limitante
EX3.: 10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de
hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em
excesso. Após completar a reação, restarão:
H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2H2O
a) 0,02g de H2SO4
b) 0,20g de H2SO4
c) 0,26g de Ca(OH)2
d) 2,00g de H2SO4
e) 2,00g de Ca(OH)2.
H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2H2O
98g + 74g
10g + 7,4g
Resolução
98g  74g
9,8g  7,4g
10g – 9,8g = 0,2g
R= 0,20 de H2SO4
O ácido está em excesso
10g
FIM