ESTEQUIOMETRIA:

1. ESTEQUIOMETRIA: Cálculos com fórmulas e equações químicas Luiz Felipe Pugliese Pedro Henrique Ferreira Machado

2. Sumário 1- Equações químicas 2- Reatividade química 3- Massas atômicas e moleculares 4- O mol 5- Análise química e fórmulas empíricas 6- Informações quantitativas e equações equilibradas 7- Reagentes limitantes

3. IntroduçãoEstequio- elementometria- medida • Definição: é o estudo das relações quantitativas de reagentes e produtos • Bases teóricas: Lei da conservação das massas (Lavoisier). Lei das proporções definidas (Proust).

4. 1- Equações Químicas - Reagentes: substâncias que aparecem no lado esquerdo da equação. - Produtos: substâncias que aparecem no lado direito da equação. N2(g) + H2(g) NH3(g)

5. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) - O balanceamento da equação química compreende a igualdade de átomos entre reagentes e produtos. - Os coeficientes de reagentes e produtos não alteram a identidade da substância, mas sim a quantidade.

6. 2- Tipos de reatividade - Reações de decomposição: uma única substância forma dois ou mais produtos. - Reações de combinação: duas substâncias formam um só produto. - Combustão ao ar: são reações rápidas que produzem chama e tem O2(g) como reagente. - Participação da tabela periódica. Exemplo: Sendo M um metal alcalino 2 M(s) + 2 H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g)

7. 3- Massas atômicas e massas moleculares - As fórmulas e equações químicas têm significado quantitativo. - Unidade de massa atômica (u) é definida por 1/12 do 12C . - Massa atômica média: os elementos comparecem na forma de mistura de isótopos.

8. - Massa molecular: é a soma das massas atômicas de cada átomo da fórmula química. Exemplo: SO2 1 x M.A. enxofre + 2 x M.A. oxigênio 1 x 32 g + 2 x 16 g = 64 g - Composição percentual a partir das fórmulas é a porcentagem de cada elemento na substância. - Espectrômetro de massa: Através desse aparelho, se consegue detetar de forma exata a massa atômica e a abundância do elemento. Com esses dois dados calculamos a massa atômica média.

9. 4- O Mol • Unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) para a grandeza de matéria. • Adequado somente para descrever quantidades de entidades elementares (átomos, elétrons, íons, moléculas e outras partículas). • Constante de Avogadro: 6,0221567 x 1023 partículas / mol. • Massa molar (em gramas) tem o mesmo valor numérico que a massa formal (em u).

10. Conversões entre massas, mol e número de partículas: Gramas use a massaMolUse Moléculas molar 6,022 x 1023 Relações: • Quantidade (em mol) = massa / massa molar • Número de moléculas = Quantidade x 6,022 x 1023 Exercício resolvido: Tendo uma massa de 5 g de C6H12O6,calcule a sua quantidade. (Massa molar da glicose = 180 g) Quantidade = 5 g de glicose x 1 mol / 180g de glicose

11. 5- Análise química e fórmulas empíricas • Fórmula empírica de uma substância informa o número relativo de átomos de cada elemento químico na fórmula. • O cálculo é realizado através dos seguintes passos: % do elemento em massa Fórmula empírica Calcule a razão entre as quantidades Admita amostra de 100g Use as massas atômicas Quantidade de cada elemento Massa de cada elemento

12. - Exercício resolvido: O ácido ascórbico (vitamina C) contém 40,92% de C, 4,58% de H e 54,50% de O. Qual sua fórmula empírica? Qt de C: 40,92 g de C x 1 mol de C = 3,41 mol de C 12,01 g de C Qt de H: 4,58 g de H x 1 mol de H = 4,54 mol de H 1,008g de H Qt de O: 54,50 g de O x 1 mol de O = 3,41 mol de O 16,00 g de O C: 3,41 = 1 H: 4,54 = 1,33 O: 3,41 = 1 3,41 3,41 3,41 Fórmula empírica = C3H4O3

13. A fórmula molecular pode ser obtida através da fórmula empírica, pois os índices da fórmula molecular de uma substância são sempre múltiplos inteiros dos índices correspondentes da fórmula empírica. • A análise por combustão tem a finalidade de descobrir também a fórmula empírica através das massas de CO2, H2O e NO2.

14. 6- Informações quantitativas nas equações equilibradas • Os coeficientes de uma equação química equilibrada podem ser interpretados como números relativos de moléculas que participam da reação ou como números relativos de mols. Exemplo: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O são quantidades estequiometricamente equivalentes.

15. Massa de A Massa de B • Esquema do cálculo da massa de um reagente consumido ou de um produto formado numa reação, a partir da massa de um outro reagente ou outro produto. Use a massa molar de A Use a massa molar de B Use os coeficientes de A e de B na equação equilibrada Quantidade de A Quantidade de B

16. - Exercício resolvido: Calcular a massa de água produzida na combustão de 1,00 g de metano CH4: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O Qt de metano: 1,00 g de CH4 x 1 mol de CH4 16,0 g de CH4 Converte-se a qt de metano em água. Qt de água: 1,00 g de CH4 x 1 mol de CH4 x 2 mols de H2O 16,0 g de CH4 1 mol de CH4 Finalmente com a massa molar da água converte-se a qt de água em gramas: 1,00 g de CH4 x 1 mol de CH4 x 2 mols de H2O x 18,0 g de H2O 16,0 g de CH4 1 mol de CH4 1 mol de H2O = 2,25 g de H2O.

17. 7- Reagentes limitantes • Reagente limitante é o reagente que é completamente consumido numa reação e limita a quantidade de produto a ser formado. - Exercício resolvido: 2 SO2(g) + O2(g) + 2 H2O(l) 2 H2SO4(aq.) Que quantidade de ácido sulfúrico pode se formar a partir de 5,0 mols de SO2, 2 mols de O2 e quantidade ilimitada de água? Resolução: A quantidade de O2 necessária para consumo completo de 5,0 mols de SO2 é: Qt de O2: 5,0 mols de SO2 x 1 mol de O2 = 2,5 mols de O2 2 mols de SO2 como há somente 2,0 mols de O2, e para os 5,0 mols de SO2 são necessários 2,5 mols de O2, então o reagente limitante é o O2.

18. Como a proporção entre o O2 e o H2SO4 é de 1:2, calcula-se a quantidade de produto produzido a partir da quantidade do reagente limitante que é o O2. Qt de produto: 2,0 mols de O2 x 2,0 mols de produto 1,0 mol de O2 = 4,0 mols de produto. Esses 4 mols consomem 4 mols de SO2. Logo fica provado que o reagente em excesso é o SO2 e assim fica evidente que os cálculos são feitos com base no valor do reagente limitante. Assim a resposta do exercício é 4,0 mols de H2SO4.

19. Produção teórica: é a quantidade de produto que se determina pelo cálculo a partir do consumo completo do reagente limitante. • Produção real é a quantidade de produto que se obtém na reação. • Rendimento percentual é a razão, em porcentagem, entre a produção real e a produção teórica. Rendimento = produção real x 100 produção teórica