estequiometria - sesi-jundiai.webnode.com · em outras palavras, é o cálculo das quantidades de...
TRANSCRIPT
Estequiometria:
Estequiometria deriva do grego
“STOICHEON”, que significa . . .
. . .“a medida dos elementos químicos”.
Em outras palavras, é o cálculo das
quantidades de reagentes e/ou produtos das
reações químicas em massa, mols, em
volume, número de átomos e moléculas, . . .
Nas indústrias ou nos laboratórios,
objetiva calcular teoricamente a
quantidade de reagentes a ser usada
em uma reação, prevendo a
quantidade de produtos.
Importância . . .
A estequiometria das reações químicas
tem como base as Leis Ponderais:
1. Lei de Dalton
2. Lei de Lavoisier
3. Lei de Proust
As principais leis ponderais são:
Lei da conservação das massas
ou
Lei de Lavoisier
Lei das proporções constantes
ou
Lei de Proust
Lei das proporções múltiplas
ou
Lei de Dalton
As leis das reações químicas podem ser divididas em dois grupos:
LEIS PONDERAIS LEIS VOLUMÉTRICAS
São as leis relativas às
massas das substâncias
que participam das
reações químicas
São as leis relativas aos
volumes das substâncias
que participam das
reações químicas
Prof. Agamenon Roberto
01) A reação entre 23 g de álcool etílico e 48 g de oxigênio produziu
27g de água, ao lado de gás carbônico. A massa de gás carbônico
obtida foi de:
a) 44g.
b) 22g.
c) 61g.
d) 88g.
e) 18g.
álcool etílico oxigênio gás carbônico água + +
23g 48g 27g m g
23 + 48 = m + 27
m = 71 – 27 m = 44 g
Prof. Agamenon Roberto
Lei das proporções constantes ou Lei de Proust
hidrogênio oxigênio água +
4 g 32 g 36 g
1ª experiência:
2ª experiência:
2 g 16 g 18 g
1ª experiência: 2 g
16 g
1 g
8 g
= massa de hidrogênio
massa de oxigênio =
2ª experiência: 4 g
32 g
1 g
8 g =
massa de hidrogênio
massa de oxigênio =
QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA
SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS MESMOS
ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS NUMA MESMA PROPORÇÃO
Prof. Agamenon Roberto
CONSEQÜÊNCIAS DA LEI DE PROUST
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
É o cálculo pelo qual prevemos
as quantidades das substâncias que participarão
de uma reação química
Prof. Agamenon Roberto
Relações estequiométricas fundamentais
As possibilidades em estequiometria
representada por
na qual há
que expressam
conforme a conveniência pode ser
expressa em
Reação química equação química
coeficientes estequiométricos
proporção (em mols) entre os participantes da equação
quantidade em mols
massa volume número de moléculas
número de átomos
número de íons
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Relações estequiométricas fundamentais
Proporção estequiométrica entre quantidade em mols
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Proporção estequiométrica é a proporção entre as quantidades
em mols dos participantes de uma dada reação química.
1 N2 (g) 3 H
2 (g) 2 NH
3 (g) +
1 molécula 3 moléculas 2 moléculas
6 1023 6 1023 6 1023
1 6 1023 moléculas
1 mol
3 6 1023 moléculas 2 6 1023 moléculas
3 mol 2 mol
AD
ILSO
N S
ECCO
Relações estequiométricas fundamentais
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reação química
equação química
coeficientes estequiométricos
proporção entre os participantes da reação
quantidade em mols
representada por
na qual há
expressam
proporção que envolve, em princípio, a
Relações estequiométricas fundamentais
Resolução
Massas molares (g mol1): Ag = 108; HNO3 = 63; AgNO3 = 170; NO = 30; H
2O = 18
x = 5,04 g; y = 3,6 1022 fórmulas; z = 0,5L; w = 0,04 mol
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
3 Ag (s) +
4 HNO3 (aq) → 3 AgNO
3 (aq) + 1 NO (g) + 2 H
2O (l)
Proporção 3 mol 4 mol 3 mol 1 mol 2 mol
↓ ↓ ↓ ↓ ↓
Grandezas envolvidas
No átomos Massa No de fórmulas Volume Mols
↓ ↓ ↓ ↓ ↓
Transformando mol em:
1,8 1024
Átomos
252 g Massa
1,8 1024 fórmulas
25 L volume
2 mol mols
Dados do problema:
3,6 1022 Átomos
X y z w
01) Sabemos que 7 g de nitrogênio reagem todo com 1,5 g de hidrogênio,
produzindo gás amônia. A massa de gás amoníaco que iremos obter
nessa reação quando misturamos 2,1 g de nitrogênio com uma
quantidade suficiente de hidrogênio é:
a) 8,1g.
b) 10,2g.
c) 2,55g.
d) 4,00g.
e) 3,60g.
1,5 g 8,5 g
2,1 g m g
7
2,1
8,5
m = 7 x m = 2,1 x 8,5
7
17,85 m = m = 2,55 g
nitrogênio + hidrogênio gás amoníaco
7 g
7 x m = 17,85
Prof. Agamenon Roberto
02) A quantidade de água em MOL produzida pela combustão completa
de 40 g de hidrogênio é de:
Dados: H2 = 2g/mol.
2 H2 + O
2 2 H
2O
a) 100 mols.
b) 40 mols.
c) 20 mols.
d) 4 mols.
e) 1 mol.
massa mol
2 x 2g 2 mol
40g n mol
4 2
40 n
= 4 . n = 80
n =
80
4
n = 20 mols
Prof. Agamenon Roberto
03) O mármore (CaCO3) reage com o ácido sulfúrico formando o gesso
(CaSO4), de acordo com a equação balanceada:
H2SO
4(aq) + CaCO
3(s) CaSO
4(s) + H
2O
(l) + CO
2(g)
A massa de gesso formada pela reação de 25 g de mármore
com H2SO
4 suficiente será:
Dados: CaCO3 = 100 u; CaSO
4 = 136 u
a) 5 g.
b) 17 g.
c) 34 g.
d) 68 g.
e) 100 g.
... + CaCO3(s)
CaSO4(s)
+ ...
100g
136g
25g
m g
100
136
25
m
100
25 x 136
=
m =
100
3400
m =
m = 34g
Prof. Agamenon Roberto
Fórmula percentual
São as porcentagens, em massa, dos elementos
formadores de uma substância
Prof. Agamenon Roberto
hidrogênio carbono metano +
x g y g 100 g
1ª experiência:
2ª experiência:
12 g 4 g 16 g
x 100
12 =
16
y
4 =
x
12 =
100
16 16 x x = 12 x 100
16 x x = 1200 16
1200 x = x = 75 % de C
y
4 =
100
16 16 x y = 4 x 100
16 x y = 400 16
400 y = y = 25 % de H
Prof. Agamenon Roberto
01) O carbonato de cálcio é formado por 40% de cálcio, 12% de
carbono e x% de oxigênio, em massa. Em 50 g do referido sal
à quantidade de oxigênio é igual a:
a) 8g.
b) 16g.
c) 24g.
d) 32g.
e) 48g.
carbono carbonato de cálcio +
12% 100 g
m g 50 g
48
m
100
50 = x x 100 48 50 m =
x 100 2400 m = 100
2400 m =
m = 24 g
cálcio
40%
oxigênio +
x %
12 100 g 40 x + + =
48 g x =
Prof. Agamenon Roberto
02) A porcentagem em massa do carbono no CHCl3 (clorofórmio) é:
Dados: H = 1 u; C = 12 u; Cl = 35,5 u
a) 1%.
b) 10%.
c) 12%.
d) 24%.
e) 50%.
12
x
119,5
100 = 119,5 x x = 12 x 100
119,5 x x = 1200
hidrogênio clorofórmio + carbono cloro +
12 g 1 g 106,5 g 119,5 g
x g 100 g
1200
119,5
= x = 10 %
Prof. Agamenon Roberto
LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS
ou
LEI DE DALTON
hidrogênio oxigênio água +
4 g 64 g 68 g
1ª experiência:
4 g 32 g 36 g
Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a
massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá
variar segundo valores múltiplos ou submúltiplos
=
hidrogênio oxigênio água oxigenada + 2ª experiência:
32 g
64 g
32 g
64 g
:
:
32
32
= 1
2 A proporção é de 1 : 2
Prof. Agamenon Roberto
LEIS VOLUMÉTRICAS
São as leis relativas aos volumes das substâncias que
participam de uma reação
As relações entre os volumes dos gases que reagem
foram determinada por
GAY-LUSSAC
Prof. Agamenon Roberto
“ Quando medidos nas mesmas condições de
temperatura e pressão, os volumes
reagentes e dos produtos gasosos formam
uma proporção constante, de números inteiros e pequenos “
Estas leis podem ser resumidas em um único enunciado
Prof. Agamenon Roberto
Na reação entre os gases hidrogênio e cloro, foram medidos
os seguintes volumes:
hidrogênio cloro gás clorídrico +
15 L 15 L 30 L
Simplificando-se esses valores teremos a seguintes
relação 1 : 1 : 2
que é uma relação de números inteiros e pequenos
Prof. Agamenon Roberto
Na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio
foi medidos os seguintes volumes:
hidrogênio oxigênio água +
6 L 3 L 6 L
Simplificando-se esses valores teremos a seguintes
relação 2 : 1 : 2
que é uma relação de números inteiros e pequenos
Prof. Agamenon Roberto
HIPÓTESE DE AVOGADRO
Volumes iguais de gases quaisquer,
medidos nas mesmas condições de temperatura
e pressão encerram
o mesmo número de moléculas
Prof. Agamenon Roberto
02) (Covest – 90) Como produto da eletrólise da água, recolhe-se gás
oxigênio no eletrodo positivo (ânodo) e gás hidrogênio no eletrodo
negativo (cátodo). Assinale que afirmativa representa a razão entre
os volumes dos gases recolhidos, nas mesmas condições de
temperatura e pressão.
H2O H2 O2 2 2 + 1
a) 1 volume de oxigênio para 1 volume de hidrogênio.
b) 2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio.
c) 1 volume de oxigênio para 3/2 volumes de hidrogênio.
d) 1 volume de oxigênio para 2 volumes de hidrogênio.
e) 3/2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio.
Prof. Agamenon Roberto
03) Para a reação 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g), quantos
litros de trióxido de enxofre (SO3) serão produzidos a
partir de 10 L de O2, considerando que todos os volumes
foram medidos nas mesmas condições de temperatura e
pressão? O2 SO2 1 + 2 SO3 2
10 L
1 L 2 L
V
V = 20 L
a) 5 L.
b) 10 L.
c) 20 L.
d) 30 L.
e) 40 L.
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
As substâncias podem ser representadas pelas fórmulas
PERCENTUAL MÍNIMA MOLECULAR e
Prof. Agamenon Roberto
FÓRMULA PERCENTUAL
É a fórmula que indica os elementos químicos
e as porcentagens, em massa,
de cada átomo que forma a substância
C H 75% 25%
Indica que:
O metano é constituído por carbono e hidrogênio
Em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio
METANO
Prof. Agamenon Roberto
FÓRMULA MOLECULAR
É a fórmula que indica os elementos químicos que
constituem a substância e o número de átomos de
cada elemento na molécula
C6H12O6
GLICOSE
Indica que:
A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio
Em uma molécula de glicose existem 6 átomos de carbono,
12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio
FÓRMULA MÍNIMA
É a fórmula que indica os elementos químicos que
constituem a substância e a proporção em número de
átomos desses elementos, expressa em números inteiros
e os menores possíveis
C6H12O6 GLICOSE
Indica que:
A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio
Em uma molécula de glicose existe uma proporção de
1 átomo de carbono, 2 átomos de hidrogênio e
1 átomo de oxigênio
fórmula molecular
CH2O GLICOSE fórmula mínima
Podemos calcular a fórmula mínima partindo da fórmula
molecular,fórmula centesimal
ou das massas que participam da reação
01) (Covest – 2005) Uma substância pura foi analisada em laboratório e
foram obtidos os seguintes resultados:
Teor de H = 0,4 g, teor de C = 2,4 g e teor de O = 3,2 g.
Sendo a fórmula mínima desta substância HℓCmOn, calcule a
soma ℓ + m + n.
Dados H (A = 1 u.), C (A = 12 u.), O (A = 16 u.).
H:
C:
O:
= 0,4
1 0,4 mol
= 2,4
12 0,2 mol
= 3,2
16 0,2 mol
: 0,2
: 0,2
: 0,2
=
=
=
2 mol
1 mol
1 mol
H2C1O1 fórmula mínima
soma: 2 + 1 + 1 = 04
02) (Modificado) Uma substância pura foi analisada em laboratório e foram
obtidos os seguintes resultados: Teor de H = 0,4 g, teor de C = 2,4 g, teor de
O = 3,2 g e massa molar 90 g/mol. A fórmula mínima desta substância é
HℓCmOn, escreva a fórmula molecular da substância.
Dados H (A = 1 u.), C (A = 12 u.), O (A = 16 u.).
H:
C:
O:
= 0,4
1 0,4 mol
= 2,4
12 0,2 mol
= 3,2
16 0,2 mol
: 0,2
: 0,2
: 0,2
=
=
=
2 mol
1 mol
1 mol
H2C1O1
fórmula mínima
(H2C1O1)n
fórmula molecular
n = massa molar
massa da fórmula mínima
= 90
30
= 3
fórmula molecular: H6C3O3
Prof. Agamenon Roberto
03) (Mackenzie-SP) Ao se analisar um óxido de elemento não
metálico Y, encontrou-se a proporção de 1,5 mols de
átomos de oxigênio para 1 mol de átomos de Y.
A fórmula desse óxido pode ser:
a) OF2.
b) SO3.
c) CO2.
d) Fe2O3.
e) N2O3.
Y1O1,5 x 2 = Y2O3
Pág. 02
Ex. 6
Prof. Agamenon Roberto
04) A combustão realizada em altas temperaturas é um dos fatores
da poluição do ar pelos óxidos de nitrogênio, causadores de
afecções respiratórias. A análise de 0,5 mol de um desses óxidos
apresentou 7,0g de nitrogênio e 16g de oxigênio. Qual a sua
fórmula molecular?
N:
O:
= 7,0
14 0,5 mol
= 16
16 1,0 mol
Em 0,5 mol do óxido temos...
1,0 mol de nitrogênio
2,0 mol de oxigênio
Em 1,0 mol do óxido teremos...
e
A fórmula molecular será NO2
Pág. 02
Ex. 7
Prof. Agamenon Roberto
05) Em 0,5 mol de quinina, substância utilizada no tratamento da malária há
120g de carbono, 12g de hidrogênio, 1 mol de átomos de nitrogênio e 1 mol
de átomos de oxigênio. Determine a fórmula molecular da quinina.
C:
H:
= 120
12 10 mol
= 12
1 12 mol
Em 0,5 mol de quinina temos...
N:
O:
1,0 mol
1,0 mol
C:
H:
20 mol
24 mol
Em 1,0 mol de quinina teremos...
N:
O:
2,0 mol
2,0 mol
A fórmula molecular será C20H24N2O2 Pág. 02
Ex. 4
Decisão revisa
Prof. Agamenon Roberto
Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier
metano oxigênio água +
4 g 16 g 9 g
reagentes produto
4 g 16 g 20 g + =
gás carbônico +
11 g
11 g 9 g 20 g + =
NUMA REAÇÃO QUÍMICA A MASSA TOTAL DOS REAGENTES
É IGUAL À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS
NA NATUREZA, NADA SE PERDE, NADA SE CRIA;
TUDO SE TRANSFORMA
ou ainda
Prof. Agamenon Roberto
Reagente limitante e reagente em excesso
+
Quando a reação se completa, o excesso de H2
permanece sem reagir.
Reagente limitante
Reagente em excesso
1 N2 + 5 H
2 2 NH
3
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
(excesso = 2 mol)
AD
ILSO
N S
ECCO
Reagente limitante é o reagente consumido totalmente em
uma reação química.
Após o consumo do reagente limitante não se pode formar mais
produto na reação, ou seja, a reação termina.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Para uma dada quantidade de N2, se colocarmos mais H
2 que o
necessário, as moléculas de H2 em excesso não reagirão porque
não há moléculas disponíveis de N2 para reagir com elas.
Reagente limitante e reagente em excesso
Reagente limitante e reagente em excesso
Colocaram-se para reagir 14 g de N2 e 5 g de H
2. Calcule a massa de
NH3 obtida.
Massas molares (g mol1): N = 14; H = 1
1 N2 + 3 H
2 2 NH
3
Proporção em massa extraída da
proporção em mol
28 g 6 g 34 g
Dados do problema
14 g ? g
Para reagir com 14 g de N2,
sem alterar a proporção serão necessários ? g de H
2.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Excesso de reagente verificado pela proporção entre massas
Reagente limitante e reagente
em excesso
Massas molares (g mol1): N = 14; H = 1
1 N2 + 3 H
2 2 NH
3
Proporção em massa extraída da
proporção em mol
28 g 6 g 34 g
Dados do problema
14 g ? g
Para reagir com 14 g de N2,
sem alterar a proporção serão necessários ? g de H
2.
Para reagir com 14 g de N2, serão necessários 3 g de H
2 para
que a proporção seja mantida.
Como dispomos de 5 g de H2 (mais que o necessário), H
2 é o
reagente em excesso e N2 é o reagente limitante.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagentes que contêm “impurezas”
envolve
Impurezas
cada um deles está presente em uma
na qual pode haver
Reação química
reagentes (consumidos) produtos (formados)
amostra de matéria
outras substâncias que
não sejam de interesse Nesse contexto denominadas
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagentes que contêm “impurezas”
Determine a massa de ferro que pode ser obtida a partir de
1.000 t de minério hematita contendo 80% de Fe2O
3:
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Fe2O
3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO
2 (g)
O primeiro passo é calcular a massa de Fe2O
3 presente
no minério.
m total = 1.000 t
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagentes que contêm “impurezas”
80% = Fe2O
3 20% = impurezas
Fe2O
3 impuro
AD
ILSO
N S
ECCO
Porcentagem
x = 8,0 108 g 1
23
Massa
100%
80%
1,0 109 g
x
Reagentes que contêm “impurezas”
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Resolução
Fe2O
3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO
2
Proporção:
Grandeza:
1 mol
Massa
160 g
8,0 108 g
2 56 g
y
2 mol
Massa
12
3
ou y = 5,6 108 g y = 560 t
Rendimento da Reação
Rendimento teórico é a quantidade de produtos formados,
calculada quando todo o reagente limitante foi consumido.
Rendimento real é a quantidade de produtos de fato obtida
em uma reação.
O rendimento real é sempre menor que (e nunca pode ser
maior que) o rendimento teórico.
O rendimento percentual de uma reação relaciona o
rendimento real com o rendimento teórico (calculado).
Quando se diz que o rendimento de uma reação é 60%, isso
significa dizer que apenas 60% da quantidade que se esperava
obter é de fato obtida na prática.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas