Leis Históricas da Estequiometria

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Bento Ferreira Azeredo
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1 Estequiometria A proporção correta da mistura ar-combustível para o motor de uma carro de corrida pode ser tão importante quanto a habilidade do piloto para ganhar a corrida. As substâncias químicas, como o combustível e o oxigênio do ar, sempre se combinam em proporções fixas e definidas. Neste capítulos aprenderemos como estas proporções são determinadas e utilizadas.

As substâncias químicas, como o combustível e o oxigênio do ar, sempre se combinam em

2 Leis Históricas da Estequiometria A palavra estequiometria vem do grego e significa medir algo que não pode ser dividido. Hoje a estequiometria compreende os requisitos atômicos básicos das substâncias que participam de uma reação química, particularmente o que diz respeito a peso. A lei das proporções definidas: na formação de um composto, seus elementos constituintes combinam sempre na mesma proporção de peso independentemente da origem ou modo de preparação do composto. Ex: A água( H 2 O) sempre se formará na proporção de O: H (1:2) A lei de conservação de massas: na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma. O n o total de átomos nos reagentes = O n o total de átomos nos produtos.

A lei das proporções definidas: na formação de um composto, seus elementos constituintes combinam sempre na mesma proporção de peso independentemente da origem ou modo de

3 Lei da Conservação de Massas(1775) Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.

4 Esse experimento pode ser representado pela equação: Óxido de mercúrio (vermelho) Mercúrio + oxigênio (prateado) (incolor) Massa do reagente = Massa do produtos Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.

Massa do reagente = Massa do produtos Num sistema fechado, a

5 A + B C + D m A m B m C m D m A + m B = m C + m D Massa do reagente Massa do produtos Calcário 100g Cal viva 56g + Gás carbônico 44g Essa foi a primeira das leis das combinações químicas ou leis ponderais.

6 Leis das Proporções definidas Em 1799, Joseph Louis Proust determinou que a composição em massa das substâncias puras era constante, independentemente de seu processo de obtenção. água 100% 100g hidrogênio + oxigênio 11.1% 88.9% 11.1g 88.9g Assim, a composição da água sempre apresentará uma mesma relação entre as massas de hidrogênio e oxigênio para qualquer massa de água. Massa de hidrogênio Massa de oxigênio = 11.1g 88.9g = 1 8

água 100% 100g hidrogênio + oxigênio 11.1% 88.9% 11.1g 88.

7 Na formação da água deveremos ter a combinação de hidrogênio para oxigênio na proporção de 1 para 8 em massa. Se colocarmos 1g de hidrogênio com 8 gramas de oxigênio obteremos 9g de água: Proust enunciou a segunda lei ponderal: Toda substância apresenta, em sua composição, uma proporção constante em massa dos elementos.

Se colocarmos 1g de hidrogênio com 8 gramas de oxigênio obteremos 9g de água:

8 Quantidades que participam da reação A quantidade de cada substância que participa da reação é indicada por números escritos antes de suas fórmulas, denominados coeficientes. Veja uma exemplo:

9 Balanceamento de uma equação química Na queima do carvão, este reage com o gás oxigênio (O2) presente no ar, formando gás carbônico. Essa reação pode ser representada assim: Como a quantidade de átomos de cada elemento nos reagentes é igual a quantidade de átomos nos produtos dizemos que essa equação está balanceada. Quando a equação não estiver balanceada devemos fazer o balanceamento antes de realizar os cálculos estequiométricos.

Essa reação pode ser representada assim: Como a quantidade de átomos de cada elemento nos reagentes é igual

10 Método da tentativa Um método simples, eficiente para um grande número de equações químicas, desde que sejam seguidos alguns procedimentos: a) atribuir o coeficiente 1 à substância que, na equação, apresenta o maior número de átomos. b) a partir dessa substância, fazer o acerto dos coeficientes das outras substâncias.

coeficiente 1 à substância que, na equação, apresenta o maior número de átomos.

11 Faça o balanceamento das seguintes reações : a) 2 Fe (s) + 3 Cl 2 (g) FeCl 2 3 (s) b) Al(s) Br 2 (l) Al 1 2 Br 6 (s) c) P 1 4 (s) + 5 O 2 (g) P 1 4 O 10 (s) d) NH 4 3 (g) + 3 O 2 (g) N 2 2 (g) + _ 6 H 2 O (l)

12 Como muitos metais, o alumínio reage com um halogênio para formar haleto do metal. 2 Al (s) + 3Br 2 (l) Al 2 Br 6 a) Que massa de Br 2, em gramas, é necessária para reação completa com 2,56g de Al? b)que massa de sólido branco, Al 2 Br 6, é esperada? Dados : Br 2 =160g/mol; Al=27g/mol; Al 2 Br 6 = 534g/mol Resposta : a) 22,8g de Br 2 b) 25,3 g de Al 2 Br 6

completa com 2,56g de Al? b)que massa de sólido branco, Al 2 Br 6, é esperada?

13 A glicose reage com o oxigênio para formar o CO 2 e H 2 O. Responda: a) Qual é a massa de oxigênio, O 2, necessária para reagir completamente com 25g de glicose? b) Quais são as massa de CO 2 e H 2 O formadas partindo de 25g de glicose? Dados de massa molar do CO 2 = 44g/mol H 2 O= 18g/mol glicose=180 g/mol O 2 = 32g/mol C 6 H 12 O 6 (s) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(l) Resposta : a)26,6 g de O 2 b) 15g de H 2 O e 36,6 g de CO 2

b) Quais são as massa de CO 2 e H 2 O formadas partindo de 25g de glicose?

14 Problemas com reagentes limitantes Vimos que os coeficientes em uma equação balanceada indicam a relação de número de mols das espécies dos reagentes e produtos. 2 H 2 (g) + 1 O 2 (g) 2 H 2 O (g) Por exemplo, se 2,5 mol de moléculas de H 2 e 1mol de moléculas de O 2 estiverem presentes no início da reação anterior, somente 2 mol de moléculas de H 2 reagirão, deixando 0,5mol sem reagir. 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) Mols da reação 2,5 (excesso) 1,0 (limitante) 0 Variação - 2,0 (excesso) -1,0 (limitante) +2 Mols após a reação 0, Neste caso, oxigênio é o reagente limitante. O hidrogênio encontra-se em excesso.

2 H 2 (g) + 1 O 2 (g) 2 H 2 O (g) Por exemplo, se 2,5 mol de moléculas de H 2 e 1mol de moléculas de O 2 estiverem presentes no início da reação anterior,

15 Exemplo : 3,6 g de H 2 e 25,6g de O 2 sã misturados e reagem.quantos gramas de água são formados? 2H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g) A razão estequiométrica entre (H 2 para O 2 ) é de 2/1 ou 2. 1 mol de H g de H 2 x ,6 x = 1,8 mol de H 2 1 de O g de O 2 x ,6g de O 2 x = 0,80 molde O 2 A razão estequiométrica entre (H 2 para O 2 ) é 1,8/0,8=2,25. Visto que a razão é maior que 2 podemos observar que o H 2 está presente em excesso. Fazemos o cálculo baseando no 0,8 mol de O 2. 1 (mol) O mols g de H 2 O 0,8 (mol) de O x x = 1,6 mol de H 2 O x 18 g= 28,8 g de água.

1 mol de H 2 ----------- 2 g de H 2 x ------------3,6 x = 1,8 mol de H 2 1 de O 2 ----------- 32g de O 2 x ------------ 25,6g de O 2 x = 0,80 molde O 2 A razão

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