1ª ano Médio - Cap 21 e 22 - Estequiometria

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Cap
 
21 e 22 - Estequiometria
TURMA: Única
DATA: 
25/10
/2018
TURNO: Tarde
Livro 
6
Professor (a): 
TeylonPaiva
 
QUÍMICA
ANO: 
1ªano Médio
)61
Cálculos Estequiométricos – Estequiometria
A estequiometria é responsável pela análise quantitativa da composição das substâncias consumidas e formadas em uma reação química.
O cálculo estequiométrico estabelece uma relação entre as quantias de reagentes e produtos de uma reação química.
Assim, é possível saber a quantidade de produtos que serão utilizados em uma reação e a quantidade de produtos que serão formados.
Os princípios da estequiometria se baseiam nas Leis Ponderais (Lei de Lavoisier e Lei de Proust), relacionadas com as massas dos elementos químicos dentro das reações químicas. A união da Lei de Lavoisier e da Lei de Proust são chamadas de “Leis Ponderais”, na medida em que apresentam pesquisas sobre a massa dos elementos envolvidos nas reações químicas. Juntas, elas representam os estudos mais importantes da química uma vez que inauguraram seu nascimento como ciência.
Lavoisier: “A soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação” e ficou largamente conhecida pela frase: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
A experiência realizada por Lavoisier ocorreu na transformação do Mercúrio (Hg) em contato com o Oxigênio (O2) formando o Óxido de Mercúrio II (HgO).
2 Hg + 1 O2 → 2 HgO
Assim, Lavoisier fez vários experimentos analisando as massas dos reagentes e dos produtos nas reações químicas, o que o levou a constatar que as massas dos elementos envolvidos, após reagirem são, constantes, ou seja, a reação possui a mesma massa inicial. Observe que a Lei de Lavoisier é aplicada para as reações químicas que ocorrem em recipientes fechados.
Proust: “Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”.
Da mesma maneira, Proust realizou uma série de experimentos e constatou que as massas dos elementos envolvidos nas reações químicas são proporcionais. Isso explica a massa dos elementos químicos e sua proporcionalidade. Ou seja, determinadas substâncias sempre reagem com outras a partir de uma proporção definida das massas envolvidas. Em outras palavras, a massas dos reagente e dos produtos podem se alterar com a reação química, mas sempre terá relações proporcionais.
C + O2 → CO2
Experiência 1: 6g de Carbono (C) são combinados com 16g de Oxigênio (O) formando 22g de Gás Carbônico (CO2)
Experiência 2: 9g de Carbono (C) são combinados com 24g de Oxigênio (O) formando 33g de Gás Carbônico (CO2) 
Passo a passo
1. Escrever a equação da transformação química, expressando as fórmulas dos reagentes e as dos produtos.
2. Balancear a equação.
3. Estabelecer as relações entre as quantidades de matéria de reagentes e de produtos da reação.
4. A partir das massas moleculares das substâncias participantes, estabelecer as relações entre as massas, os números de moléculas ou os volumes, no caso de se tratar de gases e saber o volume molar de cada um deles nas condições da reação.
5. Partindo dos dados conhecidos e aplicando a relação matemática de proporcionalidade direta, determinar as quantidades desconhecidas.
Como realizar o cálculo estequiométrico?
O cálculo estequiométrico pode ser feito conforme as seguintes etapas:
1. Escrever a equação química
Escreva a equação química conforme apresentado no problema ou exercício proposto.
2. Balanceamento da equação química
O balanceamento das equações químicas informa a quantidade de átomos envolvidos na reação.
Ele é importante pois garante que exista o mesmo número de átomos dos elementos em cada lado da equação, ou seja, entre reagentes e produtos.
Nesse momento, você deve acertar os coeficientes estequiométricos, eles são os números multiplicadores recebidos pelas espécies químicas em uma equação balanceada e indicam os números de mols.
3. Estabelecer a regra de três
Como se trata de relações de grandezas, é preciso estabelecer uma regra de três simples entre os dados e a pergunta do problema.
Exemplos
1. Qual o número de mols de moléculas de O2 necessário para reagir com 5 mols de átomos de ferro?
1° Passo - Escrever a equação química:
2° Passo - Balancear a equação:
3° Passo - Realizar Regra de três:
2. Considerando a síntese de amônia, qual a massa de NH3 que pode ser produzida a partir de 0,4 mol de N2?
1° Passo - Escrever a equação química:
2° Passo - Balancear a equação:
Consultando a massa dos elementos na tabela periódica e fazendo a relação com o número de mols, temos:
Observe que a soma da massa dos reagente é igual a do produto, isso obedece a Lei de Proust, um dos princípios da estequiometria.
3° Passo - Realizar Regra de três:
Com base nas informações dadas no problema, temos a seguinte regra de três:
Cálculo de massas
Para saber como são feitos os cálculos estequiométricos envolvendo as quantidades das substâncias que participam de uma reação química acompanhe um exemplo:
Exemplo: 
Na reação entre oxigênio e hidrogênio formando água, calcular a massa de hidrogênio que reage com 10 gramas de oxigênio”. (Massas atômicas: H=1; O=16)
Resolução
1. O primeiro passo é escrever a equação:
H2(g) + O2(g)    →    H2O(L)
2H        2O               2H 1O
         Reagentes             Produto
Observe que temos 2 moléculas de oxigênio nos reagentes e somente 1 molécula no produto: não está balanceada.
2. O segundo passo é balancear a equação. 
O balanceamento poder ser feito pelo método das tentativas. Fazemos o balanceamento do hidrogênio e da água colocando-se o algarismo 2 no início de cada uma.
2 H2(g) + O2(g)    →    2 H2O(L)
4H        2O                4H 2O
Com a equação balanceada, agora temos 4 moléculas de hidrogênio e 2 de oxigênio nos reagentes e as mesmas quantidades no produto.
3. No terceiro passo, indica-se abaixo de cada substância, a quantidade de matéria em mol. 
Os mols coincidem com o coeficiente estequiométrico. Quando uma substância está sem coeficiente, considera-se que há 1 mol dela.
2 H2(g) + O2(g)    →    2 H2O(L)
2 mol     1 mol             2 mol    
4. O quarto passo é estabelecer, com base nas quantidades do problema, uma relação de massas. 
Se H = 1 e O = 16, então H2 = 2; O2 = 32 e H2O = 18:
2 H2(g) + O2(g)    →    2 H2O(L)
2 mol      1 mol             2 mol
2 • 2 g       32 g              2 • 18 g
5. O quinto passo é, a partir da massa de oxigênio fornecida, calcular a massa proporcional de hidrogênio:
2 H2(g) + O2(g)    →    2 H2O(l)
2 mol      1 mol             2 mol
2 • 2 g       32 g              2 • 18 g
 x            10g                           
Fazendo a regra de três: 2•2 x 10 / 32 = 1,25
x  = 1,25 g de H2 
Cálculo de quantidades em mols
Os coeficientes da equação química representam a proporção em mols das substâncias que reagem (reagentes) e das substâncias que são produzidas (produtos da reação); assim, basta relacionar as quantidades em mols fornecidas pela equação química balanceada à pergunta do problema, já que ambas estão em mols.
Exemplo:  qual é a quantidade de matéria, em mols de gás carbônico, CO2, liberada na queima de 15 mols de etanol, C2H6O?
Resolução
1. Escrever a equação:
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
2. Balancear:
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
3. Relacionar:
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
1 mol                        2 mol
15 mol                      x
Importante: O exercício fornece a quantidade de etanol em mols e pede a quantidade de gás carbônico também em mols, portanto não é necessário transformar a relação molar.
4. Usar a regra de três para resolver o problema.
1 mol C2H6O ——— 2 mol CO2
15 mol C2H6O ——— x
x = 15×2 / 1 = 30
x = 30 mol de CO2
Cálculo de volumes
Para esse tipo de cálculo estequiométrico, os dados do problema são apresentados em massa e a quantidade é pedida em volume ou vice-versa; dados e perguntas são apresentados em volumes gasosos.
Nas CNTP, a pressão-padrão é de 101325 Pa, o que equivale a 1 atm, e atemperatura-padrão é de 273,15 K. Nessas condições, o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás é ≈ 22,4L.
Exemplo: 
Determine a massa de amônia produzida pela reação completa de 134,4 L de nitrogênio nas CNTP com suficiente quantidade de hidrogênio. (Massas atômicas: H = 1; N = 14)
1. Escrever a equação:
N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g)
2. Balancear:
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
3. Relacionar:
1 mol N2 ocupa 22,4 L (CNTP).
1 mol NH3 = 17 g → 2 mols NH3 = 2 · 17 = 34 g
1 N2(g) + 3 H2(g)  → 2 NH3(g)
1 mol N2                    2 mols NH3
22,4 L                         34 g
134,4 L                       m
4. Usar a regra de três para resolver o problema.
22,4 L N2 ———   34 g NH3
134,4 L N2 ——— x
x = 204 g NH3
Exercícios resolvidos
1. A fermentação da glicose ocorre segundo a equação:
C6H12O6  →  C2H5OH  +  CO2 (equação não balanceada)
Glicose       Álcool etílico
Calcule o número de mols de álcool etílico que serão produzidos de 5 mols de glicose.
Resolução:
1 C6H12O6  →  2 C2H5OH  +  2 CO2
1 mol de glicose ——— 2 mol de álcool etílico
5 mol de glicose ——— x
x = 10 mol de álcool etílico
2. A queima de 2,5 mols de carvão puro ocorre conforme a equação: C + O2 → CO2.  Calcule a massa de dióxido de carbono (CO2) liberada na atmosfera. (Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol)
Resolução
1 C + 1 O2  →  1 CO2
1 C                    1 CO2
1 mol               1 mol
m = ? kg de CO2
1 mol CO2 ——— 1 · 44 g
1 mol
 2,5mol ———x
1 mol ——— 44 g
2,5mol ———x
m = 110 g de CO2
3. Dada a equação: N2 + H2 → NH3. Determine a massa, em gramas, de amônia, NH3, obtida quando reagem totalmente 180 g de hidrogênio (H2).
Resolução
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
3 H2
       2 NH3
3 mols  
 2 mols
m= ? g de NH3
3 · 2 g ——— 2 · 17 g
180 g ——— x
6 g ——— 34 g
180 g ——— x
x = 1 020 g de NH3