É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas.

Transcrição

1 Estequiometria

2 Introdução Estequiometria É derivada da palavra grega STOICHEON (elemento) e METRON (medida) significa medida dos elementos químicos", ou ainda medir algo que não pode ser dividido. É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas. mols, massa, volume, número de átomos e moléculas 2

3 Estequiometria O que é uma reação ou transformação química? 3

4 Estequiometria A estequiometria é baseada em algumas leis fundamentais: Antoine Lavoisier Proust 4

5 Estequiometria LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA (Lei de Lavoisier) Proposta pelo químico francês Antoine Laurent Lavoisier ( ) em 1773 e diz o seguinte: Num sistema fechado, quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total dos produtos é igual a soma das massas dos reagentes. m (reagentes) = m (produtos) 5

6 Estequiometria Exercício 1) Considere duas substâncias, uma com 15g de massa e outra com 13g, reagiram entre si num sistema fechado. Da reação surgiram dois produtos: Sabendo-se que um desses produtos possui massa de 10g, calcule a massa do outro produto que a reação formou. 6

7 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS (Lei de Proust) Estequiometria Foi elaborada no ano de 1794 pelo químico francês Joseph Louis Proust ( ) e é mais conhecida como a Lei de Proust e afirma que: Na formação de um determinado composto, seus elementos constituintes combinam-se entre si sempre na mesma proporção de peso, independentemente da origem ou modo de preparação do composto. 7

8 Estequiometria Massa atômica (MA) Unidade: (u ou u.m.a.) 8

9 Mol Estequiometria O mol é uma unidade de medida que possibilita expressar o número de átomos ou de moléculas de qualquer sistema químico. 1 mol = 6,02 x átomos, moléculas, íons, etc... Constante de Avogadro9

10 Estequiometria Massa molecular (MM) A massa de uma molécula é dada pelo somatório das massas de todos os elementos que a compõem. Exemplo: H 2 SO 4 H ( 2 x 1) S (1 x 32) O (4 x 16) = 98 u ou 98 g 10

11 Massa molar (M) Estequiometria É a massa, em gramas, de um mol de uma determinada substância. Podemos dizer que a massa molar é obtida anexando-se à massa atômica (MA) ou à massa molecular (MM) a unidade g/mol ou g.mol -1 Exemplo: Ferro: MA Fe = 56 u Água MM H 2 O = 18 u M Fe = 56 g/mol M H 2 O = 18 g/mol 11

12 Estequiometria EXERCÍCIOS 1. Quantos moles de benzeno, C 6 H 6, estão presentes em 390 gramas de benzeno? R = 5 moles 2. Quantas gramas de (NH 4 ) 3 PO 4 estão contidas em 2.52 moles de (NH 4 ) 3 PO 4? R = 376 moles 12

13 Estequiometria Composição percentual Composição percentual de um composto é a percetagem de massa de cada elemento neste composto. Exemplo: H 2 O 11.11% H de massa 88.89% O de massa 13

14 Estequiometria Fórmula mínima ou empírica É a menor proporção, em números inteiros, de átomos dos elementos que formam uma substância. Exemplo: C 2 H 6 se dividir por 2 CH 3 14

15 Estequiometria Determinação da fórmula mínima a partir de dados experimentais... Sabemos que a composição percentual de uma substância é de: 40% de C, 6,7 % de H, 53,3% de O, determine a fórmula mínima. R = C 1 H 2 O 1 15

16 Estequiometria Fórmula molecular É a quantidade de átomos de cada elemento que forma uma molécula de determinada substância. C 1 H 2 O 1 C 2 H 4 O 2 C 4 H 8 O 4? 16

17 Estequiometria Exemplo: Uma substância apresenta 9,09% de hidrogênio, 54,54% de carbono e 36,36% de oxigênio e tem massa igual a 88u. Calcule a fórmula molecular. R = C 4 H 8 O 2 17

18 Estequiometria Volume molar É o volume ocupado por um mol de determinada substância na CNTP. É constante!!! V molar = 22,4L CNTP (P = 1 atm, 273 K) 18

19 Em resumo... Estequiometria 1 Mol equivale: = número de moléculas ou de átomos igual a 6,02 x = A uma massa (do átomo ou da molécula) em gramas. = A um volume (nas CNTP, 22,4 litros) 19

20 Estequiometria Balanceamento de equações químicas!!! 20

21 Estequiometria Balanceamento de equações É a determinação dos coeficientes de uma equação química. Deve-se obedecer a Lei de Lavoisier!! 2 métodos - Método das tentativas - Oxirredução 21

22 Estequiometria Método das tentativas - Exemplos 2H O 2 2 H 2 O 1 N H 2 2 NH 3 22

23 Estequiometria Cálculos envolvendo estequiometria 23

24 Estequiometria RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO É o quanto uma reação rende (produz), em massa, quantidade de matéria (mols). Expresso em porcentagem. Exemplo: A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o rendimento da reação? (C = 12; O = 16) R = 90% 24

25 Estequiometria GRAU DE PUREZA Se houver impureza na amostra, o cálculo não poderá levar em conta as impurezas. Haverá a necessidade de se descontar essa impureza. Exemplo: (U.E. MARINGÁ/SP/96) - A decomposição térmica do CaCO 3, se dá de acordo com a equação. CaCO 3 CaO + CO 2 Quantas toneladas de óxido de cálcio serão produzidas através da decomposição de 100 toneladas de carbonato de cálcio com 90% de pureza?(ca = 40; O = 16; C = 12) 25

26 SOLUÇÕES 26

27 SOLUÇÕES Soluções são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme. SOLUÇÕES: Misturas Homogêneas Solução Soluto Solvente 27

28 SOLUÇÕES Solventes: Determina o estado da matéria no qual a solução existe. É o maior componente (quantidade). É o dispersante. Soluto: É o outro componente da solução e encontra-se dissolvido no solvente. É o disperso. 28

29 Preparo de uma solução Soluto: componente geralmente em menor quantidade. 29 Solvente: componente que acolhe e dispersa o soluto o soluto.

30 SOLUÇÕES As soluções podem ser classificadas quanto ao seu estado físico: Solução Gasosa Exemplo: Ar Solução Líquida Exemplo: Água do Mar Solução Sólida Exemplo: Ouro 18K 30

31 SOLUÇÕES As soluções podem ser classificadas quanto a natureza do soluto: Moleculares - após dissolução permanecem como moléculas neutras rodeadas por moléculas de solvente - não eletrólitos (açúcar, etanol, etilenoglicol,.). Iônicas - após dissolução formam íons individuais hidratados - eletrólitos (NaCl, KNO 3, HCl...). 31

32 SOLUÇÕES Concentração e diluição de soluções Concentração de uma solução: é a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solução ou de solvente. Pode ser apresentada em diversas formas, sempre relacionando quantidade de soluto com quantidade de solução ou de solvente. 32

33 As quantidades podem ser expressas em: massa: g, kg, mg, ton... 1 kg = 1.000g 1 g = mg 1 ton = 10 6 g = g SOLUÇÕES número de mols n = massa da substância /massa molar da substância 33

34 SOLUÇÕES Os volumes podem ser expressos em: L, ml, m 3, cm 3, dm L = 1000 ml = 1000 cm 3 1 m 3 = 1000 L 34

35 SOLUÇÕES Expressa a proporção existente entre as quantidades de SOLUTO E SOLVENTE ou mesmo as quantidades de SOLUTO E SOLUÇÃO. 35

36 SOLUÇÕES Dependendo das unidades que usarmos, as concentrações terão nomes diferentes... 36

37 SOLUÇÕES Concentração comum (C) É o quociente entre a massa de soluto em gramas e o volume da solução em litros. C = m 1 (g) V (L) m 1 = massa do soluto em gramas (g) V = volume da solução em litros (L) 37

38 SOLUÇÕES Exercícios: Concentração comum (C) 1. O oxalato de cálcio, CaC 2 O 4, é encontrado nas folhas de espinafre, nas sementes do tomate, e é um dos constituintes das pedras formadas nos rins (cálculo renal). Uma amostra (alíquota) de 25 cm 3 de uma solução aquosa de oxalato de cálcio contém 0,2625 g desse sal. Qual é a concentração comum de CaC 2 O 4 nessa solução? 38

39 SOLUÇÕES Molaridade (concentração molar): é o número de mols de soluto em 1 L de solução. n soluto M = V (L) M = concentração molar (mol/l) n = número de mol (mol) V = volume da solução em litros (L) Lembrando que: n soluto = m 1 (g) MM (g/mol) 39

40 SOLUÇÕES Diluição de soluções A diluição é um processo de preparação de soluções menos concentradas a partir de outras mais concentradas, mediante adição de solvente. O número de mols de soluto antes da diluição é igual ao número de mols de soluto depois da diluição, então se a concentração é dada em mol/l e o volume em L: C i V i = C f V f 40

41 SOLUÇÕES DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES SOLUÇÃO 1 SOLUÇÃO 2 + SOLVENTE n 1 = C 1. V 1 n 2 = C 2. V 2 O NÚMERO DE MOLS DE SOLUTO É CONSTANTE! n 1 = n 2 ENTÃO: C 1. V 1 = C 2. V 2 41

42 SOLUÇÕES Diluição de soluções Como se poderá preparar 200 ml de uma solução 0,8 mol/l de NaOH a partir de uma solução-mãe 5,0 mol/l? São necessários 32 ml da solução concentrada, à qual se adiciona o solvente até perfazer o volume total de 200 ml. (repare que não foi necessário converter o volume para L. Por quê?) 42

43 SOLUÇÕES EXERCÍCIOS 1) Determine o volume necessário para preparar 500mL de uma solução aquosa de H 2 SO 4 de concentração 3mol/L, a partir de uma solução de concentração 15mol/L do ácido. 2) Um químico possui, em seu estoque, uma solução aquosa de hidróxido de sódio cuja concentração é 10g/L. No entanto, ele precisa de uma solução aquosa de hidróxido de sódio com concentração 2,5g/L. Calcule o volume de água, em litros, que deve ser adicionado a 5,0L da solução-estoque, para se obter a concentração desejada. 43

44 SOLUÇÕES Mistura de soluções de mesmo soluto SOLUÇÃO 1 + SOLUÇÃO 2 = SOLUÇÃO 3 n 1 = C 1. V 1 n 2 = C 2. V 2 n 3 = C 3. V 3 n 1 + n 2 = n 3 44 C 1. V 1 + C 2. V 2 = C 3. V 3