Estequiometria:
Estequiometria deriva do grego STOICHEON, que significa...... a medida dos elementos químicos.
Em outras palavras, é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas em massa, mols, em volume, número de átomos e moléculas,...
Importância... Nas indústrias ou nos laboratórios, objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes a ser usada em uma reação, prevendo a quantidade de produtos.
A estequiometria das reações químicas tem como base as Leis Ponderais: 1. Lei de Dalton 2. Lei de Lavoisier 3. Lei de Proust
LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
As principais leis ponderais são: Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier Lei das proporções constantes ou Lei de Proust Lei das proporções múltiplas ou Lei de Dalton
As leis das reações químicas podem ser divididas em dois grupos: LEIS PONDERAIS São as leis relativas às massas das substâncias que participam das reações químicas LEIS VOLUMÉTRICAS São as leis relativas aos volumes das substâncias que participam das reações químicas
01) A reação entre 23 g de álcool etílico e 48 g de oxigênio produziu 27g de água, ao lado de gás carbônico. A massa de gás carbônico obtida foi de: a) 44g. b) 22g. c) 61g. d) 88g. e) 18g. álcool etílico + oxigênio gás carbônico + água 23g 48g m g 27g 23 + 48 = m + 27 m = 71 27 m = 44 g
Lei das proporções constantes ou Lei de Proust hidrogênio + oxigênio água 1ª experiência: 2ª experiência: 2 g 16 g 18 g 4 g 32 g 36 g 1ª experiência: massa de hidrogênio massa de oxigênio = 2 g 16 g = 1 g 8 g massa de hidrogênio 2ª experiência: 4 g = massa de oxigênio 32 g = 1 g 8 g QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS MESMOS ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS NUMA MESMA PROPORÇÃO
CONSEQÜÊNCIAS DA LEI DE PROUST CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO É o cálculo pelo qual prevemos as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química
Relações estequiométricas fundamentais As possibilidades em estequiometria Reação química representada por equação química na qual há coeficientes estequiométricos que expressam proporção (em mols) entre os participantes da equação conforme a conveniência pode ser expressa em quantidade em mols massa volume número de moléculas número de átomos número de íons Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
ADILSON SECCO Relações estequiométricas fundamentais Proporção estequiométrica entre quantidade em mols Proporção estequiométrica é a proporção entre as quantidades em mols dos participantes de uma dada reação química. 1 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 1 molécula 3 moléculas 2 moléculas 6 10 23 6 10 23 6 10 23 1 6 10 23 moléculas 3 6 10 23 moléculas 2 6 10 23 moléculas 1 mol 3 mol 2 mol Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
Relações estequiométricas fundamentais Reação química representada por equação química na qual há coeficientes estequiométricos expressam proporção entre os participantes da reação proporção que envolve, em princípio, a quantidade em mols Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
Relações estequiométricas fundamentais Resolução Massas molares (g mol 1 ): Ag = 108; HNO 3 = 63; AgNO 3 = 170; NO = 30; H 2 O = 18 3 Ag (s) + 4 HNO 3 (aq) 3 AgNO 3 (aq) + 1 NO (g) + 2 H 2 O (l) Proporção 3 mol 4 mol 3 mol 1 mol 2 mol Grandezas envolvidas N o átomos Massa N o de fórmulas Volume Mols Transformando mol em: 1,8 10 24 Átomos 252 g Massa 1,8 10 24 fórmulas 25 L volume 2 mol mols Dados do problema: 3,6 10 22 Átomos X y z w x = 5,04 g; y = 3,6 10 22 fórmulas; z = 0,5L; w = 0,04 mol Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
01) Sabemos que 7 g de nitrogênio reagem todo com 1,5 g de hidrogênio, produzindo gás amônia. A massa de gás amoníaco que iremos obter nessa reação quando misturamos 2,1 g de nitrogênio com uma quantidade suficiente de hidrogênio é: a) 8,1g. b) 10,2g. c) 2,55g. d) 4,00g. e) 3,60g. nitrogênio + hidrogênio gás amoníaco 7 g 1,5 g 8,5 g 2,1 g m g 7 2,1 = 8,5 m 7 x m = 2,1 x 8,5 7 x m = 17,85 m = 17,85 7 m = 2,55 g
02) A quantidade de água em MOL produzida pela combustão completa de 40 g de hidrogênio é de: Dados: H 2 = 2g/mol. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O a) 100 mols. b) 40 mols. c) 20 mols. d) 4 mols. e) 1 mol. massa mol 2 x 2g 2 mol 40g n mol 4 2 = 4. n = 80 40 n 80 n = 4 n = 20 mols
03) O mármore (CaCO 3 ) reage com o ácido sulfúrico formando o gesso (CaSO 4 ), de acordo com a equação balanceada: H 2 SO 4(aq) + CaCO 3(s) CaSO 4(s) + H 2 O (l) + CO 2(g) A massa de gesso formada pela reação de 25 g de mármore com H 2 SO 4 suficiente será: Dados: CaCO 3 = 100 u; CaSO 4 = 136 u a) 5 g.... + CaCO 3(s) CaSO 4(s) +... b) 17 g. 100g 136g c) 34 g. d) 68 g. 25g m g e) 100 g. 100 136 25 x 136 = m = 25 m 100 m = 3400 100 m = 34g
Fórmula percentual São as porcentagens, em massa, dos elementos formadores de uma substância
carbono + hidrogênio metano 1ª experiência: 2ª experiência: 12 x 4 y = 16 100 16 x x = 1200 = 16 100 16 x y = 400 12 g 4 g 16 g x g y g 100 g 12 4 16 x = = y 100 16 x x = 12 x 100 1200 x = 16 x = 75 % de C 16 x y = 4 x 100 y = 400 y = 25 % de H 16
01) O carbonato de cálcio é formado por 40% de cálcio, 12% de carbono e x% de oxigênio, em massa. Em 50 g do referido sal à quantidade de oxigênio é igual a: a) 8g. cálcio + carbono + oxigênio carbonato de cálcio b) 16g. c) 24g. d) 32g. e) 48g. 40% 48 m 12% x % 100 g 100 50 m g 50 g 100 m = 48 50 = x x 100 x m = 2400 m = 2400 100 40 + 12 + x = 100 g x = 48 g m = 24 g
02) A porcentagem em massa do carbono no CHCl3 (clorofórmio) é: Dados: H = 1 u; C = 12 u; Cl = 35,5 u a) 1%. b) 10%. c) 12%. d) 24%. e) 50%. 12 x = 119,5 100 119,5 x x = 12 x 100 119,5 x x = 1200 x = 1200 = 10 % 119,5 carbono + hidrogênio + cloro clorofórmio 12 g 1 g 106,5 g 119,5 g x g 100 g
LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS ou LEI DE DALTON Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá variar segundo valores múltiplos ou submúltiplos 1ª experiência: 2ª experiência: hidrogênio + oxigênio água 4 g 32 g 36 g hidrogênio + oxigênio água oxigenada 4 g 64 g 68 g 32 g 64 g = 32 g 64 g : : 32 32 = 1 2 A proporção é de 1 : 2
LEIS VOLUMÉTRICAS São as leis relativas aos volumes das substâncias que participam de uma reação As relações entre os volumes dos gases que reagem foram determinada por GAY-LUSSAC
Estas leis podem ser resumidas em um único enunciado Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes reagentes e dos produtos gasosos formam uma proporção constante, de números inteiros e pequenos
Na reação entre os gases hidrogênio e cloro, foram medidos os seguintes volumes: hidrogênio + cloro gás clorídrico 15 L 15 L 30 L Simplificando-se esses valores teremos a seguintes relação 1 : 1 : 2 que é uma relação de números inteiros e pequenos
Na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio foi medidos os seguintes volumes: hidrogênio + oxigênio água 6 L 3 L 6 L Simplificando-se esses valores teremos a seguintes relação 2 : 1 : 2 que é uma relação de números inteiros e pequenos
HIPÓTESE DE AVOGADRO Volumes iguais de gases quaisquer, medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão encerram o mesmo número de moléculas
02) (Covest 90) Como produto da eletrólise da água, recolhe-se gás oxigênio no eletrodo positivo (ânodo) e gás hidrogênio no eletrodo negativo (cátodo). Assinale que afirmativa representa a razão entre os volumes dos gases recolhidos, nas mesmas condições de temperatura e pressão. 2 H2O 1 O2 + 2 H2 a) 1 volume de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. b) 2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. c) 1 volume de oxigênio para 3/2 volumes de hidrogênio. d) 1 volume de oxigênio para 2 volumes de hidrogênio. e) 3/2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio.
03) Para a reação 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g), quantos litros de trióxido de enxofre (SO3) serão produzidos a partir de 10 L de O2, considerando que todos os volumes foram medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão? a) 5 L. b) 10 L. c) 20 L. d) 30 L. e) 40 L. SO2 + 1 2 O2 2 SO3 1 L 2 L 10 L V = 20 L V
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS As substâncias podem ser representadas pelas fórmulas PERCENTUAL MÍNIMA e MOLECULAR
FÓRMULA PERCENTUAL É a fórmula que indica os elementos químicos e as porcentagens, em massa, de cada átomo que forma a substância Indica que: C METANO H 75% 25% O metano é constituído por carbono e hidrogênio Em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio
FÓRMULA MOLECULAR É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a substância e o número de átomos de cada elemento na molécula GLICOSE Indica que: C6H12O6 A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio Em uma molécula de glicose existem 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio
FÓRMULA MÍNIMA É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a substância e a proporção em número de átomos desses elementos, expressa em números inteiros e os menores possíveis GLICOSE GLICOSE Indica que: fórmula molecular fórmula mínima C6H12O6 CH2O A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio Em uma molécula de glicose existe uma proporção de 1 átomo de carbono, 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio
Podemos calcular a fórmula mínima partindo da fórmula molecular,fórmula centesimal ou das massas que participam da reação 01) (Covest 2005) Uma substância pura foi analisada em laboratório e foram obtidos os seguintes resultados: Teor de H = 0,4 g, teor de C = 2,4 g e teor de O = 3,2 g. Sendo a fórmula mínima desta substância HlCmOn, calcule a soma l + m + n. Dados H (A = 1 u.), C (A = 12 u.), O (A = 16 u.). H: C: O: 0,4 1 2,4 12 3,2 16 fórmula mínima = = = 0,4 mol 0,2 mol 0,2 mol : 0,2 : 0,2 : 0,2 = = = H2C1O1 2 mol 1 mol 1 mol soma: 2 + 1 + 1 = 04
02) (Modificado) Uma substância pura foi analisada em laboratório e foram obtidos os seguintes resultados: Teor de H = 0,4 g, teor de C = 2,4 g, teor de O = 3,2 g e massa molar 90 g/mol. A fórmula mínima desta substância é HlCmOn, escreva a fórmula molecular da substância. Dados H (A = 1 u.), C (A = 12 u.), O (A = 16 u.). H: 0,4 1 = 0,4 mol : 0,2 = 2 mol C: 2,4 12 = 0,2 mol : 0,2 = 1 mol O: 3,2 16 = 0,2 mol : 0,2 = 1 mol n = massa molar = 90 massa da fórmula mínima 30 = 3 fórmula mínima H2C1O1 fórmula molecular (H2C1O1)n fórmula molecular: H6C3O3
03) (Mackenzie-SP) Ao se analisar um óxido de elemento não metálico Y, encontrou-se a proporção de 1,5 mols de átomos de oxigênio para 1 mol de átomos de Y. A fórmula desse óxido pode ser: a) OF 2. b) SO 3. c) CO 2. d) Fe 2 O 3. e) N 2 O 3. Y 1 O 1,5 x 2 = Y 2 O 3 Pág. 02 Ex. 6
04) A combustão realizada em altas temperaturas é um dos fatores da poluição do ar pelos óxidos de nitrogênio, causadores de afecções respiratórias. A análise de 0,5 mol de um desses óxidos apresentou 7,0g de nitrogênio e 16g de oxigênio. Qual a sua fórmula molecular? Em 0,5 mol do óxido temos... N: 7,0 14 = 0,5 mol Pág. 02 Ex. 7 O: 16 16 = 1,0 mol Em 1,0 mol do óxido teremos... 1,0 mol de nitrogênio e 2,0 mol de oxigênio A fórmula molecular será NO2
05) Em 0,5 mol de quinina, substância utilizada no tratamento da malária há 120g de carbono, 12g de hidrogênio, 1 mol de átomos de nitrogênio e 1 mol de átomos de oxigênio. Determine a fórmula molecular da quinina. Em 0,5 mol de quinina temos... C: 120 12 = 10 mol H: 12 1 = 12 mol Em 1,0 mol de quinina teremos... C: 20 mol H: 24 mol N: 1,0 mol N: 2,0 mol O: 1,0 mol O: 2,0 mol A fórmula molecular será C20H24N2O2 Pág. 02 Ex. 4 Decisão revisa
Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier metano + oxigênio gás carbônico + água 4 g 16 g 11 g 9 g reagentes produto 4 g + 16 g = 20 g 11 g + 9 g = 20 g NUMA REAÇÃO QUÍMICA A MASSA TOTAL DOS REAGENTES É IGUAL À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS ou ainda NA NATUREZA, NADA SE PERDE, NADA SE CRIA; TUDO SE TRANSFORMA
ADILSON SECCO Reagente limitante e reagente em excesso 1 N 2 + 5 H 2 2 NH 3 (excesso = 2 mol) + Reagente limitante Reagente em excesso Quando a reação se completa, o excesso de H 2 permanece sem reagir. Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagente limitante e reagente em excesso Reagente limitante é o reagente consumido totalmente em uma reação química. Após o consumo do reagente limitante não se pode formar mais produto na reação, ou seja, a reação termina. Para uma dada quantidade de N 2, se colocarmos mais H 2 que o necessário, as moléculas de H 2 em excesso não reagirão porque não há moléculas disponíveis de N 2 para reagir com elas. Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagente limitante e reagente em excesso Excesso de reagente verificado pela proporção entre massas Colocaram-se para reagir 14 g de N 2 e 5 g de H 2. Calcule a massa de NH 3 obtida. Massas molares (g mol 1 ): N = 14; H = 1 Proporção em massa extraída da proporção em mol Dados do problema 1 N 2 + 3 H 2 2 NH 3 28 g 6 g 34 g 14 g? g Para reagir com 14 g de N 2, sem alterar a proporção serão necessários? g de H 2. Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagente limitante e reagente em excesso Massas molares (g mol 1 ): N = 14; H = 1 Proporção em massa extraída da proporção em mol Dados do problema 1 N 2 + 3 H 2 2 NH 3 28 g 6 g 34 g 14 g? g Para reagir com 14 g de N 2, sem alterar a proporção serão necessários? g de H 2. Para reagir com 14 g de N 2, serão necessários 3 g de H 2 para que a proporção seja mantida. Como dispomos de 5 g de H 2 (mais que o necessário), H 2 é o reagente em excesso e N 2 é o reagente limitante. Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagentes que contêm impurezas envolve Reação química reagentes (consumidos) cada um deles está presente em uma produtos (formados) amostra de matéria na qual pode haver outras substâncias que não sejam de interesse Nesse contexto denominadas Impurezas Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagentes que contêm impurezas Determine a massa de ferro que pode ser obtida a partir de 1.000 t de minério hematita contendo 80% de Fe 2 O 3 : Fe 2 O 3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO 2 (g) Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
123 ADILSON SECCO Reagentes que contêm impurezas O primeiro passo é calcular a massa de Fe 2 O 3 presente no minério. m total = 1.000 t Fe 2 O 3 impuro 80% = Fe 2 O 3 20% = impurezas Porcentagem Massa 100% 80% 1,0 10 9 g x x = 8,0 10 8 g Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
123 Reagentes que contêm impurezas Resolução Fe 2 O 3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2 Proporção: Grandeza: 1 mol Massa 2 mol Massa 160 g 8,0 10 8 g 2 56 g y y = 5,6 10 8 g ou y = 560 t Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas
Rendimento da Reação Rendimento teórico é a quantidade de produtos formados, calculada quando todo o reagente limitante foi consumido. Rendimento real é a quantidade de produtos de fato obtida em uma reação. O rendimento real é sempre menor que (e nunca pode ser maior que) o rendimento teórico. O rendimento percentual de uma reação relaciona o rendimento real com o rendimento teórico (calculado). Quando se diz que o rendimento de uma reação é 60%, isso significa dizer que apenas 60% da quantidade que se esperava obter é de fato obtida na prática. Capítulo 15 Aspectos quantitativos das reações químicas