Cálculo Químico ESTEQUIOMETRIA

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1 Cálculo Químico ESTEQUIOMETRIA Profº André Montillo

2 Definição: É o estudo da quantidade de reagentes e produtos em uma reação química, portanto é uma análise quantitativa de um fenômeno químico. Devemos conhecer as proporções entre os elementos que formam as deferentes substâncias. Conceitos que devem ser aplicados: o Massa Atômica / Massa Molecular o Mol o Número de Avogrado o Massa Molar o Fórmulas Químicas o Reações Químicas o Equações Químicas

3 Massa Atômica (MA): É a massa de um átomo relacionada com o número de elétrons, prótons e nêutrons que o constituem. É a massa de um átomo em unidade de massa atômica (μ) 1μ: é a massa exatamente igual a massa de 1/12 da massa de um átomo do Carbono 12 Portanto: É a sua Massa comparada com 1/12 da Massa do Carbono unidade de massa atômica (μ) 1/12 Carbono 12 Por convenção: A Massa Atômica do Carbono 12 é igual a 12μ A Massa Atômica de um elemento é calculada a partir da média das Massas Atômicas de todos os isótopos dos elementos na natureza átomo do 12 C Massa Molecular: é a soma dos Números Atômicos do total de átomos da molécula

4 Mol: É a unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) para a grandeza quantidade de substâncias elementares: átomos, moléculas, íons, elétrons e outras partículas. É utilizada comumente para representar as proporções químicas e no cálculo de concentrações de substância. É adimensional, sem unidade. Representa a quantidade de substância elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) existentes em exatamente 12g do Carbono 12.

5 Mol: Foi determinado experimentalmente e é denominado de: Número de Avogrado (N A ) N A = 6, x = 6,022 x Mol = (N A ) = 6,022 x Mol = 6,022 x = 12g de massa 12 C = Massa Atômica = 12 μ 1 Mol = 6,022 x = 12g de massa = Massa Atômica (μ)

6 Massa Molar (M): É a massa, em gramas, de 1 mol de unidades de uma substância (átomos, moléculas ou partícula). Ou seja: É o peso de 1 mol da substância, que é exatamente a Massa Atômica da substância expressa em gramas Valor Numérico da Massa Molar(g) do átomo Valor Numérico da Massa Atômica(μ) do átomo 1 Mol do átomo Massa Molar(g) 6,022 x átomos

7 Massa Molar (M): Estequiometria Valor Numérico da Massa Molar(g/mol) do átomo Valor Numérico da Massa Atômica(μ) do átomo 1 Mol do átomo Massa Molar(g/mol) 6,022 x átomos Elemento Massa Atômica (μ) Massa Molar (g) He 4μ 4g S 32μ 32g Cu 63,5μ 63,5g Hg 201μ 201g 1 Mol do átomo = 6,022 x 1023 átomos

8 Massa Molar (M): Carvão Enxofre 12g 32,07g Mercúrio 200,6g 63,55g 55,85g Cobre Ferro 1 mol destes Elementos

9 Equivalências do Mol: CNTP Estequiometria 1 mol em massa em volume em número de moléculas massa molar (g/mol) 22,4 L/mol CNTP (gás) 6,022 x moléculas/mol

10 Fórmulas Químicas: Fórmula Percentual Fórmula Mínima ou Empírica Fórmula Molecular

11 Fórmulas Químicas: Fórmula Percentual: indica a percentagem, em massa, de cada elemento que constitui a substância. CH4 C = 12 x 1 = 12 + H = 1 x 4 = 4 16 massa molecular (MM) de CH4 C X H X C = 75% de carbono H = 25% de hidrogênio Deste modo temos: C 75 H 25

12 Fórmulas Químicas: Fórmula Mínima ou Empírica: indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância. 1.Passo: quando se trabalha com percentagem em massa, considerar a amostra de 100g, o que permite que as percentagens em massa correspondam à massa em gramas de cada elemento 100g da amostra 75% em massa de carbono 75g de carbono 25% em massa de hidrogênio 25g de hidrogênio

13 Fórmulas Químicas: Fórmula Mínima ou Empírica: indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância. 2.Passo: a partir dessas quantidades em massa e conhecendo as massas atômicas dos elementos, pode-se determinar o número de mol de átomos de cada elemento 75% em massa de carbono 75g de carbono 25% em massa de hidrogênio 25g de hidrogênio C massa atômica = 12μ massa molar = 12g x mol -1 H massa atômica = 1μ massa molar = 1g x mol -1 nº de mol de átomos (n) = massa (g) massa molar (g x mol -1 ) C n = 75g = 6,25 mol de átomos 12g x mol -1 H n = 25g = 25 mol de átomos 1g x mol -1

14 Fórmulas Químicas: Fórmula Mínima ou Empírica: indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância. 3.Passo: após terminar a proporção entre números de mol de átomos, devese transformá-la na menor proporção possível de números inteiros. Isso é feito dividindo-se os valores em números de mol pelo menor deles. C n = 6,25 mol de átomos H n = 25 mol de átomos C 6,25 mol = 1 6,25 H 25 mol = 4 6,25 Essa é a menor proporção, de números inteiros, entre o número de mol de átomos de cada componente. Logo, 1 mol de átomo de carbono se combina com 1 mol de átomo de hidrogênio. A Fórmula Mínima de composto é: C 1 H 4 CH 4

15 Fórmula Molecular = (Fórmula Mínima) n, em que n é número inteiro Estequiometria Fórmulas Químicas: Fórmula Molecular: indica o número real de átomos de cada elemento na molécula. Método: Relacionando as percentagens em massa com a massa molecular. Vitamina C (massa molecular = g da amostra C = 40,9% em massa = 40,9g H = 4,55 em massa = 4,55g MM = 176 O = 54,6% em massa = 54,6g massa atômica: C=12 H=1 O=16 Considerando que a Fórmula Molecular seja: C x H y O z Agora relacionamos as percentagens em massa com as massas atômicas e a massa molecular C x H y O z 12x + 1y + 16z = ,9% 4,55% 54,6% 100% % % % C x 12x 40,9% H y 1y 4,55% O z 16z 54,65% x = 6 y = 8 z = 6 Fórmula Molecular C 6 H 8 O 6

16 Reações Químicas: É o processo no qual 1 ou mais substâncias se transformam em 1 ou mais substâncias novas. Leis Ponderais: o o Lei da Conservação da Massa: Antoine Laurent Lavoisier: em um sistema fechado, a massa total do reagente é igual a massa total do produto. Lei das Proporções Definida: Joseph Louis Proust: toda a substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição, que também é mantida entre as substâncias presentes na reação química.

17 Equações Químicas: É a representação gráfica, informando os aspectos qualitativos e quantitativos, de uma Reação Química. Interpretação: o Reagentes: o primeiro membro o Seta: a reação química o Produto: segundo membro o Coeficientes estequiométricos: número na frente das moléculas: são os valores que vão indicar a proporção de moléculas (mol) que compõem a equação química e a quantidade de átomos de cada elemento presente nos reagentes e nos produtos o Estado físico: gás (g), sólido (s), líquido (l) e vapor (v) o Formação de precipitado: ( ) o Desprendimento de gás: ( ) o Necessidade de aquecimento: (Δ) na seta o Ocorrência de reações reversíveis: ( ) o Presença de moléculas ou íons em solução aquosa: (aq)

18 Equações Químicas: É a representação gráfica, informando os aspectos qualitativos e quantitativos, de uma Reação Química. Exemplo: Oxidação do Ferro: formação da ferrugem reação 4Fe + 3O 2 2Fe 2 O 3 Coeficiente (mol) reagentes massa do reagente = produto massa do produto índice (nº de átomos)

19 Equações Químicas: Balanceamento das Equações Químicas: Método da Tentativa: Regras: Legenda 1. Raciocinar com o elemento (ou radical) que aparece apenas uma vez no 1º e 2º membros de equação. 2. O elemento que existir mais de uma vez, no reagente ou no produto, fica por último. 3. Matem sempre a maior atomicidade na legenda. 4. Prosseguir com os outros elementos (ou radicais) usando o mesmo raciocínio até o fim do balanceamento.

20 Equações Químicas: Balanceamento das Equações Químicas: Método da Tentativa: Legenda C5H12 + O2 CO2 + H2O C = 5 C = 1 H = 12 O = 2 H = 2 O = 3 C5H12 + 8O2 5CO2 + 6H2O

21 Equações Químicas: Balanceamento das Equações Químicas: Método da Tentativa: Legenda CH4 + O2 CO2 + H2O C = 1 C = 1 H = 4 O = 2 H = 2 O = 3 CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

22 Equações Químicas: Balanceamento das Equações Químicas: Método da Tentativa: Legenda C2H6 + O2 CO2 + H2O C = 2 C = 1 H = 6 O = 2 H = 2 O = 3 2. C2H ,5 O CO H2O 2 C2H6 + 7 O2 4 CO2 + 6 H2O

23 Cálculo Estequiométrico: Regras Básicas: 1. Escrever a Equação Química para o problema. 2. Balancear a Equação Química (Lei de Lavoisier). 3. Identificar as substâncias envolvidas no problema (DÚVIDA). 4. Avaliar a Equação Química (CERTEZA). 4. Armar um regra de 3 (proporção - Lei de Proust).

24 Cálculo Estequiométrico: Relação de mol para mol: Quantos mols de N2 são necessário para produzir 5 mols de NH3? N2 + 3H2 2 NH3 1 mol 2 mol x mol 5 mol x = 5. 1 = 2,5mol N2 2

25 Cálculo Estequiométrico: Relação de massa para massa: Quantos gramas de NH3 serão produzidas a partir de 12g de H2? dados: massa molares em g/mol H2 = 2g/mol; NH3 = 17g/mol N2 + 3H2 2 NH3 6 g 34 g 12 g x g x = = 68 g NH 6

26 Cálculo Estequiométrico: Relação massa para massa (g com g): Calcular a massa de hidróxido de sódio que reage completamente com 490 g de ácido sulfúrico. 2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O xg 490g 80g 98g x = = 400g de NaOH 89

27 Cálculo Estequiométrico: Relação de volume para volume nas CNTP (L com L): 15 litros de hidrogênio reagem com nitrogênio nas CNTP. Calcular o volume de amoníaco produzido. 3 H2 + N2 2 NH3 15L xl 3. 22,4L 2. 22,4L x = ,4 = 10L de NH ,4

28 Cálculo Estequiométrico: Relação de volume para volume em diferentes pressões e temperaturas: Equação de Clapeyron: relaciona as quatro variáveis físicas de um gás perfeito: P.V = n.r.t R = P.V = 1 atm. 22,4 L = 0,082 atml n.t 1 mol K Kmol

29 Cálculo Estequiométrico: Relação de volume para volume em diferentes pressões e temperaturas: Na combustão de 18,4 g de C2H 6 O, pede-se o volume de oxigênio necessário, medido a 47 0 C e 1,6 atm. C2H 6 O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O 18,4g x mol de O2 46g 3 mol x = 1,2 mol P.V = n.r.t 1,6.V = 1,2. 0, V = 19,68 L

30 Cálculo Estequiométrico: Relação de volume para volume (L com L): Na combustão de 30 ml de C3H8, pede-se: a) O volume de oxigênio gasto b) O volume de gás carbônico produzido C3H 8 + 5O2 3 CO2 + 4 H2O 1 ml 5 ml 3 ml 4 ml 30 ml 150 ml 90 ml 120 ml volume de oxigênio gasto = 150 ml volume de gás carbônico produzido = 90 ml

31 Cálculo Estequiométrico: Relação de massa para massa, com excesso de um dos reagentes. Colocamos para reagir 160 g de H2SO4 com 150g de NaOH. a) Qual o reagente em excesso? b) Qual a massa de sal obtida 98g 80g 142g H2SO4 + 2 NaHO Na2SO4 + 2 H2O 160g 150g m =? H2So4 = = 15680g (em excesso) NaOH = = 14700g 80g 142g 150g xg x = = 266,25g de Na2SO4 80

32 Cálculo Estequiométrico: Cálculo do Rendimento (r) de uma Reação Química. Queimando 30 g de grafite pura com rendimento de 90%, que massa de dióxido de carbono será produzida? C + O2 CO2 12g 44g. 0,9 (rendimento) 30g xg x = ,9 = 99g de CO2 12

33 Cálculo Estequiométrico: Cálculo do Rendimento (r) de uma Reação Química. 32,7 g de zinco metálico reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio, resultando em 64,53 g de Na2ZnO2. Qual o rendimento da reação? Zn + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2 r = ,53 = 0, ,5 r = 89,6% 65g 143g. r (rendimento) 32,7g 64,53g

34 Cálculo Estequiométrico: Cálculo do Índice de Pureza (I p ) envolvendo Impurezas. 20 g de CaO impuro reagem completamente com HCl, resultando 33,3 g de CaCl. Qual a porcentagem de pureza do CaO? CaO + 2 HCl CaCl2 + H2O 56g 111g 20g. I p 33,3g I p = ,3 = 0, I p = 84%

35 Exercícios: Quantos mols de N2 são necessários para produzir 5mol de NH3? Quantos gramas de NH3 serão produzidos a partir de 12g de H2? 1N2 + 3H2 2NH3

36 Exercícios: Uma das maneiras de impedir que o SO2 seja liberado para atmosfera e trata-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado abaixo: MgO + SO2 + ½ O2 MgSO4 Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidos no tratamento de 9,6 x 10 3 toneladas de SO2?

37 Exercícios: Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos orgânicos saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela reação: NaH + H2O NaOH + H2 Quantos litros do gás, nas condições ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise de 60,0 g de hidreto de sódio? Volume Molar condições ambientes é 24,5L/mol (Não é a CNTP) Massa molar do NaH 24g/mol