ESTEQUIOMETRIA (Conceitos básicos) QUÍMICA A 1415 ESTEQUIOMETRIA

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1 ESTEQUIOMETRIA Estequiometria é a parte da Química que estuda as proporções dos elementos que se combinam ou que reagem. MASSA ATÓMICA (u) É a massa do átomo medida em unidades de massa atómica (u). A massa atómica indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado que ½ do isótopo C 12. Na natureza, quase todos os elementos são misturas dos seus isótopos com diferentes percentagens em massa. Estas percentagens são chamadas abundâncias relativas. Veja a abundância relativa do cloro: Isótopo Abundância Relativa Massa Atómica Cl 35 75,4% 34,969 u Cl 37 24,6% 36,966 u A massa atómica do cloro que aparece na Tabela Periódica dos Elementos é a média ponderada destas massas. O cálculo é feito desta maneira: Considerando a percentagem dos isótopos do hidrogénio na natureza: 1H 1 1H² 1H³ 99,9% 0,09% 0,01% Hidrogénio Deutério Trítio Antigamente, utilizava-se o termo "peso atómico". Mas deve-se evitar este termo. Para determinar as massas atómicas dos elementos recorre-se à espectrometria de massa. MASSA MOLECULAR (MM) É a massa da molécula medida em unidades de massa atómica. Para cálculos estequiométricos, utiliza-se a unidade gramas (g). O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas atómicas dos elementos e a soma dos seus átomos na molécula. 1

2 Assim: H2O (Água) O = 1x 16 = 16 H = 2 x 1 = 2 MM = = 18 g ou 18 u Na fórmula da água há 1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atómica (16), resultando em 16. Há dois átomos de H que é multiplicado pela sua massa atómica (1), resultando em 2. Estes resultados são somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular, 18 g ou 18 u. Outros exemplos: CO2 (Dióxido de carbono) O = 2 x 16 = 32 C = 1 x 12 = 12 MM = = 44 g ou 44 u C12H22O11 (Sacarose) O = 11 x 16 = 176 H = 22 x 1 = 22 C = 12 x 12 = 144 MM = = 342 g ou 342 u Mg(OH)2 (Hidróxido de magnésio) H = 2 x 1 = 2 O = 2 x 16 = 32 Mg = 1 x 24 = 24 MM = = 58 g ou 58 u Ca(NO3)2 (Nitrato de cálcio) O = 6 x 16 = 96 N = 2 x 14 = 28 Ca = 1 x 40 = 40 MM = = 164 g ou 164 u CuSO4.5H2O (Sulfato cúprico penta-hidratado) O = 5 x 16 = 80 H = 10 x 1 = 10 O = 4 x 16 = 64 S = 1 x 32 = 32 Cu = 1 x 63,5 = 63,5 MM = ,5 = 249,5 g ou 249,5 u 2

3 Fórmula Empírica É uma fórmula que fornece o número relativo entre os átomos da substância. Mostra a proporção em número de átomos dos elementos expressa em número inteiros e os menores possíveis. Considere a fórmula empírica de algumas substâncias e as suas fórmulas moleculares: Substância Fórmula Molecular Fórmula Empírica Água Oxigenada H2O2 HO Glicose C6H12O6 CH2O Ácido Sulfúrico H2SO4 H2SO4 Geralmente, as fórmulas empíricas são uma simplificação matemática da fórmula molecular. A água oxigenada pode ser dividida por 2 originando a fórmula empírica acima. Na glicose, a fórmula molecular foi dividida por 6 e no ácido sulfúrico, não é possível dividir por um número inteiro, então a fórmula empírica fica igual à fórmula molecular. Composição Centesimal ou Análise Elementar A fórmula centesimal fornece a percentagem dos átomos que compõe a substância. Representa a proporção em massa que existe na substância. É sempre constante e segue a Lei de Proust. Exemplo: C: 85,6% H: 14,4% Considere o cálculo da fórmula centesimal a partir de dados obtidos da análise da substância: A análise de 0,40 g de um certo óxido de ferro revelou que ele possui 0,28 g de ferro e 0,12 g de oxigénio. Qual é a sua fórmula centesimal? x = 70% de Fe x = 30% de O Então, neste óxido possui 70% de Fe e 30% de O. 3

4 MOL A palavra mol foi utilizada pela primeira vez pelo químico Wilhem Ostwald em Em latim, esta palavra significa mole, que significa monte, quantidade. A partir desta palavra também originou molécula, que quer dizer pequena quantidade. Algumas mercadorias são vendidas em quantidades já definidas, como por exemplo a dúzia (12), o quarteirão (25), a grosa (144), a resma (500) e etc. O mol também determina quantidade. Pode determinar também massa e volume. Considere o esquema a seguir: MOL Quantidade = 6,022 x átomos, moléculas, iões Massa (em g) da Tabela Periódica Volume = 22,4 L, nas PTN O mol indica quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,022x10 23 unidades. É utilizado em química para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito grande. Pode ser usado para quantificar átomos, moléculas, iões, número de eletrões, etc. O número 6,022x10 23 é a constante de Avogadro. Exemplos: 1 mol de átomos de H tem 6,022x10 23 átomos. 2 mol de átomos de H tem 2 x 6,022x10 23 átomos = 12,04x10 23 átomos de H O mol indica massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g). Exemplos: 1 mol de água tem 18 g 2 mol de água tem 2 x 18 = 36 g O mol indica volume. Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas PTN (condições normais de pressão e temperatura). Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4 L (litros). PTN: T = 0 C = 273 K P = 1 atm = 760 mmhg Exemplos: 1 mol de CO 2 ocupa que volume nas PTN? 22,4 L 2 mol de CO 2 ocupa que volume nas PTN? 2 x 22,4 L = 44,8 L Para gases que não estão nestas condições, utiliza-se a fórmula dos Gases Ideais ou Equação de Clapeyron: Onde: P = pressão do gás (atm) V = volume do gás (L) n = número de mols do gás (mol) P.V = n.r.t 4

5 R = Constante universal dos gases perfeitos = 0,082 atm.l/mol.k T = temperatura do gás (K) ESTEQUIOMETRIA COMUM / ESTEQUIOMETRIA DA FÓRMULA: Os cálculos estequiométricos são cálculos que relacionam as grandezas e quantidades dos elementos químicos. Utiliza-se muito o conceito de mol nestes cálculos. É muito importante saber transformar a unidade grama em mol. Pode-se usar a seguinte fórmula: Onde: n = número de mol (quantidade de matéria) m = massa em gramas MM = massa molar (g/mol) Exemplo: Quantos gramas existem em 2 mol de CO 2? 2 x 44 = m m = 88 g Este cálculo pode ser feito também por: x = 44 x 2 x = 88 g Para os cálculos com regra de três, sempre devemos colocar as unidade iguais uma em baixo da outra, como no exemplo acima. Outros exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo apenas a fórmula química: 1. Quantos mols há em 90 g de H 2O? 90 = 18. X x = 5 mol 5

6 2. Quantas moléculas de água há em 3 mol de H 2O? x = 3. 6, x = 18, ou 1, moléculas 3. Qual o volume ocupado por 4 mol do gás Cl 2 nas PTN? x = 4 x 22,4 x = 89,6 L 4. Quantos mols existem em 89,6 L de CO 2 nas PTN? 22,4. x = 89,6 x = 4 mol ESTEQUIOMETRIA DA EQUAÇÃO QUÍMICA Os cálculos estequiométricos que envolvem uma reação química consistem em encontrar as quantidades de certas substâncias a partir de dados de outras substâncias que participam da mesma reação química. Estes cálculos são feitos através de proporções. Deve-se levar em conta os coeficientes, que agora serão chamados de coeficientes estequiométricos. Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular: 1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos); 2. fazer contagem de mol de cada substância; 3. verificar o que é pedido no problema; 4. relacionar as grandezas; 5. calcular (proporções). Exemplos: 1) 108 g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogénio, segundo a reação seguinte: Al + H2SO4 1Al2(SO4)3 + 3H2 6

7 Determine: a) o balanceamento da equação: 2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + H2 Isto quer dizer que 2 mol de Al reagem com 3 mol de H 2SO 4 reagindo com 1 mol de Al 2(SO 4) 3 e 3 mol de H 2 b) a massa o ácido sulfúrico necessária para reagir com o alumínio: 1 ) passo: 2 ) passo: x = 3,98 x = 2,27 x = 294 g de H 2SO 4 x = 54 g de Al 3 ) passo: 54. x = x = x = 588 g de H 2SO 4 Relacionar a massa de ácido com a massa de alumínio, como no 3 passo. Antes, no 1 e no 2 passo, transformar o número de mol em gramas. CÁLCULO DA PUREZA O cálculo da pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias. Estes cálculos são muito utilizados, já que nem todas as substâncias são puras. Exemplo: Uma amostra de calcite, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a reação: CaCO3 CaO + CO2 Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcite? 100. x =

8 100. x = x = 640 g de CaCO 3 Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO 3 puro, ou seja, 640 g. CaCO3 CaO 100. x = x = x = 358,4 g de CaO CÁLCULO DO RENDIMENTO É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparação do operador, etc. O cálculo do rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. Exemplo: Num processo de obtenção de ferro a partir de minério hematite (Fe 2O 3), considere a equação química nãobalanceada: Fe2O3 + C Fe + CO Utilizando-se 480 g de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de: Equação Balanceada: Dados: 1Fe 2O 3 = 480 g 2Fe = x (m) com 80% de rendimento MM Fe 2O 3 = 160 g/mol MM Fe = 56 g/mol 1Fe2O3 + 3C 2Fe + 3CO 8

9 160. x = x = x = 336 g de Fe Cálculo do Rendimento: 100. x = x = x = 268,8 g de Fe CÁLCULO DO REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO: Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de reagente. Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro reagente será o limitante. Estes cálculos podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores de reagentes. É necessário calcular qual destes reagentes é o limitante e qual deles é o que está em excesso. Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos. Exemplos: 1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação: Zn + S ZnS Reagiu 30 g de zinco e 36 g de enxofre. Qual é o regente em excesso? Balancear a reação química: Dados: Zn = 30 g S = 36 g Transformar a massa em gramas para mol: 1 Zn + 1 S 1 ZnS 9

10 x = 0,46 mol de Zn x = 1,12 mol de ZS Pela proporção da reação 1 mol de Zn reage com 1 mol de S. Então 0,46 mol de Zn reage com quantos mols de S? x = 0,46 mol de S Então 1 mol de Zn precisa de 1 mol de S para reagir. Se temos 0,46 mol de Zn, precisamos de 0,46 mol de S, mas temos 1,12 mol de S. Concluimos que o S está em excesso e, portanto o Zn é o reagente limitante. 2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima? Para resolver esta questão, utiliza-se somente o valor do reagente limitante. 65,39. x = ,39 65,39. x = 2921,7 x = 44,68 g de ZnS Algumas constantes e conversões úteis: 1 atm = 760 mmhg = Pa 1 Torr = 1 mmhg R = 0,082 atm.l/mol.k R = 8,314 mol.k R = 1,987 cal/mol.k Número de Avogadro: 6, ml = 1 cm³ 1 dm³ = 1 L = 1000 ml 10

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