Estequiometria. Índice. Por Victor Costa

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1 Estequiometria Por Victor Costa Índice 1. Massa atômica 2. Mol 3. Massa molar 4. Massa molecular 5. Composição percentual 6. Reação química 7. Balanceamento 8. Reagente limitante 9. Rendimento

2 Essa aula é apenas uma revisão de conceitos vistos no Ensino Médio, portanto não creio que trará grandes dificuldades. Vamos rever alguns conceitos e definições básicas e resolvermos alguns exemplos. Massa atômica É a massa de um átomo. É expressa em unidades de massa atômica (u). 1/12 do átomo de 12 C o 12 C pesa 12u IMPORTANTE: Muitos elementos possuem espécies com diferentes números de prótons, os isótopos, o que latera a massa dos átomos. Contudo, precisa-se de um único valor para ser registrado na Tabela Periódica. Nesse caso, utilizamos a média ponderada pela abundância de cada isótopo. Exemplo 1 O metal lítio existe na forma de dois isótopos. 7,42% do lítio existente está na forma do 6 Li, cuja massa atômica é 6,015, enquanto os 92,58% restantes está na forma de 7 Li, com massa atômica de 7,016. Qual a massa atômica do lítio presente na Tabela Periódica? R: [(7,42 x 6,015) + (92,58 x 7,016)]/100 = 6,941u Mol É o número que indica a mesma quantidade de átomos em 12g do 12 C. É um número qualquer: assim como falamos uma dúzia de ovos, podemos falar um mol de ovos. Mas se uma dúzia de ovos são 12 ovos, em um mol temos quantos ovos? Em um mol de ovos temos 6x10 23 (6, x10 23, para ser mais exato) ovos, assim como em um mol de átomos temos 6x10 23 átomos. Esse número é conhecido como Número de Avogadro (N A ). que: Massa molar É a massa de um mol. Para qualquer elemento, temos Massa atômica (em u) = massa molar (em g/mol) Massa molecular É a soma da massa atômica de cada elemento da molécula, considerando a quantidade de cada elemento.

3 Exemplo 2 Sabendo que a massa molar do oxigênio é 16 g/mol e do hidrogênio é 1g/mol, quantos átomos de água temos em 27g? Massa molar Massa atômica O 16 g/mol 16 u H 1 g/mol 1 u x2 H 2 O 18 g/mol 18 u 6x10 23 moléculas (1 mol) g X g X = 9x10 23 moléculas de H 2 O Composição percentual Indica quantos % do composto é de um determinado elemento. CP = n x MMe x 100 MMc Onde n = número de mols do elemento em 1 mol do composto MMe = massa molar do elemento MMc = massa molar do composto Experimento para determinação da fórmula empírica de compostos do tipo CxH y O z O2 CO2/O2 H2O CO2 O2 Calor H2O CO2 O experimento consiste na combustão da amostra e posterior retirada de toda a água e de todo gás carbônico formado. A ideia é que todo o C da amostra está no CO 2 e todo H está na H 2 O.

4 Exemplo 3 Na combustão de 11,5 g de etanol, foram coletados 22g de CO2 e 13,5g de H 2 O. Qual a fórmula empírica do etanol? 22g de CO 2 0,5 mol de CO 2 0,5 mol de C (6g de C) 13,5g de H 2 O 0,75 mol de H 2 O 1,5 mol de H (1,5g de H) Massa de O: 11,5 (6+1,5) = 4g de O 0,25 mol de O Portanto, para cada 0,5 mols de C, temos 1,5 mols de H e 0,25 mols de O, ou seja, a fórmula fica C 0,5 H 1,5 O 0,25. Contudo, a fórmula requer coeficientes inteiros, portanto dividimos todos pelo mínimo múltiplo comum (0,25), obtendo a fórmula C 2 H 6 O. Reação química Processo em que uma ou mais substâncias são transformadas em outras. Existem quatro principais tipos de reações: - Adição (A+B C) - Decomposição (A B+C) - Simples troca (AB + C AC + B) - Dupla troca (AB + CD AC + BD) No sentido de serem os tipos mais abrangentes. Pode-se falar, também, em reação de oxirredução, de combustão, de complexação, entre outras. Para se afirmar que ocorreu uma reação química precisa-se de alguma evidência experimental, como mudança de cor, liberação de gás, formação de precipitado, mudança de temperatura, emissão de luz, entre outras. Balanceamento É preciso ter o mesmo número de mols de cada elemento nos reagentes e nos produtos. Por enquanto, as reações possuem balanceamentos bastante simples. Mais pra frente, veremos casos com balanceamentos mais complicados. Reagente limitante Às vezes, não há mols suficientes de uma substância X para reagir com todos os mols de Y. Nesse caso, o regente X limita a reação, que é finalizada pela falta desse reagente, de modo que X é o reagente limitante e Y o reagente em excesso. Exemplo 4 Em um processo industrial, 124g de Al reagiram com 601g de Fe 2 O 3. Indique o reagente limitante e calcule o excesso do outro reagente e a massa de Al 2 O 3 formado. Reação: 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe

5 Resolução: (27x2) g de Al [(56x2) + (16x3)] g de Fe 2 O g de Al m m = 367,4g de Fe 2 O 3, ou seja, o Al disponível não é suficiente para reagir com todo o óxido de ferro, de modo que sobra um excesso de ,4 = 233,6g e o Al é o reagente limitante. Por fim: 160g de Fe 2 O g de Al 2 O 3 367,4g de Fe 2 O m m = 234,2g de Al 2 O 3 são produzidas. Rendimento Nem sempre todo reagente limitante é consumido, de modo que não são obtidas as quantidade estequiométricas esperadas dos produtos ao final da reação. No exemplo foi considerado que o rendimento foi de 100%, ou seja, que todo o Al reagiu, mas isso é bastante raro de acontecer. - Rendimento teórico: É a quantidade de produto formada considerando que 100% do reagente limitante foi consumido. - Rendimento real/experimental: É a quantidade de produto formada considerando que menos que 100% do reagente limitante foi consumido, ou seja, que sobrou reagente limitante no meio reacional. - Porcentagem de rendimento: rendimento real x 100% rendimento teórico Exemplo 5 Em uma certa operação industrial, efetuou-se a reação de 3,54x10 7 g de TiCl 4 com 1,13x10 7 g de Mg. Reação: TiCl 4 + 2Mg Ti + 2MgCl 2 a) Determine o rendimento teórico para obtenção de Ti em gramas. 190g de TiCl g de Mg 3,54x10 7 g de TiCl m m = 0,894x10 7 g de Mg excesso de 0,235x10 7 g de Mg; TiCl 4 é o reagente limitante.

6 b) Calcule a porcentagem de rendimento para o caso de serem efetivamente obtidos 7,91x10 6 g de Ti 8,94x10 6 g de Ti % 7,91x10 6 g de Ti x x = 88,4% (isolando x sem realizar a conta, obtêm-se a fórmula da porcentagem de rendimento).

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