ACH4064 LQRQ 2. Aula : Estequiometria. Káthia M. Honório. (Atkins: Cap. Fundamentos - Kotz: Caps. 4 e 5)

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1 ACH4064 LQRQ 2 Aula : Estequiometria (Atkins: Cap. Fundamentos - Kotz: Caps. 4 e 5) Káthia M. Honório 2 º semestre/2017

2 Transformações Químicas Reagentes: Zn + I 2 Produto: Zn I 2

3 Mol Os químicos descrevem o número de átomos, moléculas ou íons em termos de uma unidade chamada Mol Exemplo: Um pacote com doze refrigerantes. N o de átomos de carbono 12 = 12/1,99265x10-24 g = = 6,0221 x átomos

4 EXEMPLO Cada amostra contém 1 mol de átomos de cada elemento. Exemplos: 32g de S 201g de Hg 207g de Pb 64g de Cu 12g de C

5 1 mol dos átomos de C, S, Cu, Pb e Hg 12 g de Carbono 32 g de Enxofre 65 g de Cobre 207 g de Chumbo 201 g de Mercúrio

6 Mol Mol: número de átomos de uma amostra 1 mol de qualquer elemento = 6,0221 x átomos do elemento = N A = Constante de Avogadro) Constante de Avogadro: utilizada para a conversão entre o número de mols e o número átomos, moléculas ou íons: N = nn A (1) onde N é o número de mols, n é a quantidade da substância.

7 EXEMPLO Sabendo-se que um amostra de vitamina C apresenta 1,29 x átomos de H (bem como outras espécies de átomos), quantos mols de H a amostra possui? As quantidades de átomos, íons ou moléculas em uma amostra são expressas em mol e a constante de Avogadro, N A, é usada para a conversão entre o número destas partículas e o número de mols.

8 MASSA MOLAR Como podemos determinar o número de mols presente se não podemos contar os átomos? Utilizamos a massa da amostra e a massa molar M (a massa por mol de partículas). Número de mols = (m) da amostra / (M) por mol ou n = m / M (2)

9 TESTE A massa de uma moeda de Cu é 3,2g. Suponha que seja cobre puro. Quantos mols de átomos de Cu deveriam estar presentes na moeda? Quantos átomos de Cu estão presentes? Dado: M Cu = 62,54 g mol -1. A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos. A massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas. A massa molar de um composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas unitárias.

10 Calculando a massa a partir do número de mols Qual a massa de NaHSO 4 (hidrogenossulfato de sódio anidro) que você deveria pesar para obter cerca de 0,2 mol? A massa molar de um composto, a massa por mol de suas moléculas ou fórmulas unitárias, é usada para a conversão entre a massa de uma amostra e os mols que ela contem.

11 PARA EXERCITAR!!! Resposta: Resposta: Resposta:

12 EQUAÇÕES QUÍMICAS Reação química: representações simbólicas de transformações químicas Reagentes Produtos Sódio + água hidróxido de sódio + hidrogênio

13 EQUAÇÕES QUÍMICAS Representa reagentes e produtos e suas quantidades relativas na reação: 4 Al(s) + 3 O 2 (g) ---> 2 Al 2 O 3 (s) Números na frente das espécies químicas: coeficientes estequiométricos. Letras (s), (g) e (l): estado físico dos compostos

14 EQUAÇÕES QUÍMICAS 4 Al(s) + 3 O 2 (g) ---> 2 Al 2 O 3 (s) Esta equação representa: 4 átomos de Al + 3 moléculas de O 2 fornecem ---> 2 moléculas de Al 2 O 3 4 mols de Al + 3 mols de O 2 fornecem ---> 2 mols de Al 2 O 3

15 EQUAÇÕES QUÍMICAS Já que os mesmos átomos estão presentes em uma reação do início ao fim, a quantidade de matéria em um sistema NÃO MUDA. Lei da Conservação das Massas

16 EQUAÇÕES QUÍMICAS Devido ao princípio da conservação da massas, uma equação química deve ser balanceada. Deve existir o mesmo número de átomos (do mesmo tipo) em ambos lados da equação. Lavoisier, 1788

17 Lei da conservação da massa ou Lei de Lavoisier Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos. A + B AB 2g 5g 7g

18 Como balancear equação química? NO BALANCEAMENTO: COEFICIENTES DAS FÓRMULAS NÃO MUDAM A IDENTIDADE DAS SUBSTÂNCIAS; SE ALTERARMOS OS ÍNDICES, ALTERAMOS A SUBSTÂNCIA H 2 O é diferente de H 2 O 2 índice (1) CH O 2 (1) CO H 2 O Coeficientes da equação balanceada

19 Balanceamento das Equações Químicas Al(s) + Br 2 (l) ---> Al 2 Br 6 (s)

20 TESTE 1 O metano é o principal componente do gás natural. Ele queima com oxigênio para formar dióxido de carbono e água. Escrever a equação balanceada.

21 TESTE 2

22 ESTEQUIOMETRIA Porque é importante estudar a estequiometria de reação? Processos industriais (produção de substâncias químicas). Processos que ocorrem no meio ambiente (geração de gás sulfídrico, chuva ácida, destruição da camada de ozônio).

23 ESTEQUIOMETRIA Estudo dos aspectos quantitativos que envolvem as reações químicas.

24 ESTEQUIOMETRIA Se baseia no princípio da conservação das massas 2 Al(s) + 3 Br 2 (liq) > Al 2 Br 6 (s)

25 PROBLEMA: se 454g de NH 4 NO 3 se decompõe, quais as quantidades de N 2 O e H 2 O são formadas? Qual o rendimento teórico dos produtos? PASSO 1: escrever a equação química balanceada. NH 4 NO 3 ---> N 2 O + 2H 2 O

26 454g de NH 4 NO 3 --> N 2 O + 2 H 2 O PASSO 2: Converter a massa do reagente (454 g) --> mols 454 g 1 mol g = 5.68 mol NH 4NO3

27 454g de NH 4 NO 3 --> N 2 O + 2 H 2 O PASSO 3: Converter mols do reagente --> mols de produto Relacionar mols NH 4 NO 3 ao nro de mols de produtos esperados. 1 mol NH 4 NO 3 --> 2 mol H 2 O Expressar esta relação como: FATOR ESTEQUIOMÉTRICO.

28 454g de NH 4 NO 3 --> N 2 O + 2 H 2 O PASSO 3: Converter mols do reagente (5,68 mols) --> mols de produto = 11,4 mols H 2 O produzidos

29 454g de NH 4 NO 3 --> N 2 O + 2 H 2 O PASSO 4: Converter mols de produto (11,4 mols) --> massa de produto 11.4 mol H 2 O g 1 mol = 204 g H 2 O

30 454g de NH 4 NO 3 --> N 2 O + 2 H 2 O PASSO 5: Qual a quantidade de N 2 O formado? Massa total de reagentes = massa total de produtos 454g NH 4 NO 3 = g N 2 O g H 2 O massa de N 2 O = 250 g

31 454g de NH 4 NO 3 --> N 2 O + 2 H 2 O PASSO 6: Calcular o rendimento percentual Se você conseguiu somente 131g de N 2 O, qual o rendimento percentual? Isto compara os rendimentos teórico (250g) e real (131g).

32 454g de NH 4 NO 3 --> N 2 O + 2 H 2 O PASSO 6: Calcular rendimento percentual Rendimento % = real. 100% teórico Rendimento % = 131g. 100% = 52,4% 250g

33 EXEMPLO 1 As indústrias de cerveja utilizam o gás carbônico na fermentação da maltose (C 12 H 22 O 11 ), presente na cevada, com o objetivo de produzir água gaseificada para fabricação de refrigerantes. As reações químicas deste processo são mostradas abaixo: C 12 H 22 O 11 + H 2 O 4 C 2 H 5 OH + 4 CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 a) Qual a massa de gás carbônico (CO 2 ) obtida a partir de 3,26 kg de maltose? b) Qual a massa de ácido carbônico (H 2 CO 3 ) obtida em gramas?

34 Resposta: EXEMPLO 2

35 Respostas: EXEMPLO 3

36 Resumo: Cálculos Estequiométricos Massa de reagente Massa de produto Mols de reagente Fator Estequiométrico Mols de produto

37 Reações envolvendo um REAGENTE LIMITANTE Em uma dada reação, não há quantidade suficiente de um reagente para reagir com outro reagente completamente. O reagente em menor quantidade fornece LIMITES de quantidade de produto que pode ser formado.

38 Reações envolvendo um REAGENTE LIMITANTE Um químico misturou 1 mol de N 2 com 5 mols de H 2. Qual o maior número possível de mols do produto (NH 3 ) que serão formados pela reação? O reagente em menor quantidade (número de mols) limita a quantidade do produto formado, ou seja, é o reagente limitante. Então, devemos usar o N 2 para iniciar os cálculos: N H 2 2 NH 3 Portanto: 1 mol de N mols de H2 2 mols de NH 3 Sobram 2 mols de H 2

39 Animação Animations/LimitingReactant.html Animations/Stoichiometry-1.html

40 Próxima Aula LABORATÓRIO Preparo de Soluções e Estequiometria Não esquecer JALECO!!!