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ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA. Os átomos reagem para formar moléculas, mantendo entre si razões simples de números inteiros. C + O → CO 1 átomo 1 átomo 1 molécula

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ESTEQUIOMETRIA

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Presentation Transcript

  1. ESTEQUIOMETRIA

  2. Os átomos reagem para formar moléculas, mantendo entre si razões simples de números inteiros. C + O → CO 1 átomo 1 átomo 1 molécula Devido às minúsculas dimensões, é difícil trabalhar com átomos ou moléculas individualmente. Por este motivo, costumamos trabalhar com um conjunto destas entidades:MOL.

  3. MOL: Um mol é a quantidade da substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas, elétrons, ...) quantas existem em exatamente 12 gramas do isótopo do carbono -12 (12C). Definição: Massa de 1 átomo de 12C = 12 u (6 prótons e 6 nêutrons) 1 u de 12C = 1,66 × 10-24 g 12 u de 12C = 1,99 × 10-23 g  1 átomo de 12C 12 g 12C  x = 6,02 ×1023 átomos 12C= 1 mol Para 1H : 1 át →1,6735 × 10-24 g 6,02 × 1023 át → x = 1,0078 g = 1 mol Para 16O: 1 át → 2,6560 × 10-23 g 6,02 × 1023 át → x = 15,9949 g = 1 mol

  4. 1 mol = 6,02 × 1023 entidades Número de Avogadro O mol foi introduzido em 1860 pelo químico alemão Wilhelm Ostwald (1853-1932) e tem origem na palavra latina moles, que significa pilha muito grande. É uma unidade básica do Sistema Internacional (SI) para medida da quantidade de uma substância. Amadeo Avogadro concebeu a idéia básica, mas foi Stanislao Cannizzaro que determinou o número e o apresentou no meio científico em 1860.

  5. MASSA ATÔMICA OU MASSA MOLAR: É a massa em gramas (g) de um mol de átomos de qualquer elemento. Unidade: g/mol ou g.mol-1 Exemplo: 1 mol H → 6,02 × 1023 át. H → 1 g H¯MH = 1 g/mol 1 mol Au → 6,02 × 1023 át. Au → 197 g Au¯MAu = 197 g/mol

  6. Massas atômicas médias: As massas atômicas dos elementos da TP são calculadas a partir das massas atômicas de seus isótopos, levando-se em consideração as suas abundâncias relativas. Exemplo: 98,893 %de 12C + 1,107 %de 13C A massa atômica média do C: (0,98893)(12 g/mol) + (0,01107)(13,00335 g/mol) 12,01 g/mol

  7. Exercício 1: Calcule, a partir dos dados da tabela abaixo, a massa atômica média para os elementos cloro e cobre: Resposta: ¯MCu = 63,55 g/mol; ¯MCl = 35,45 g/mol

  8. Correlação entre número de mols e massa molar: n = m/¯M n = número de mols (mol) M = massa do átomo ou molécula (g) ¯M = massa molar (g/mol) Correlação entre número de mols e número de partículas: n = N/¯N n = número de mols (mol) N = número de partículas ¯N ou NA = número de Avogadro (mol-1)

  9. Exercício 2: • a) Quantosmols de ferroestãocontidosem 136,9 g de ferro? • b) Quantosátomosestãocontidosem 2,451 mols de ferro? • c) Quantosgramas de ferroestãocontidosem 1,55 mol de ferro? Resposta: a) n = 2,451 mols; b) N = 1,476 × 1024 átomos; c) m = 86,57 g

  10. Exercício 3: • Considerando-se 2,35 mols de prata: • a) Qual é a massa de prata? • b) Qual é a massa de 1 átomo de prata? • c) Quantosátomos de prataestãocontidosem 2,35 mols? Resposta: a) m = 253,5 g; b) m = 1,79 × 10-22 g; c) N = 1,42 × 1024 átomos

  11. MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR: É a massa em gramas (g) de um mol de moléculas. Unidade: g/mol ou g.mol-1 Exemplos: ¯MNaOH = (1 × ¯MNa) + (1 × ¯MO) + (1 × ¯MH) ¯MNaOH = (1 × 23) + (1 × 16) + (1 × 1) = 40 g/mol ¯MCH3COOH = (2× ¯MC) + (2 × ¯MO) + (4 × ¯MH) ¯MCH3COOH= (2 × 12) + (2 × 16) + (4 × 1) = 60 g/mol ¯MPb(NO3)2 = (1× ¯MPb) + (2 × ¯MN) + (6 × ¯MO) ¯MPb(NO3)2= (1 × 207,2) + (2 × 14) + (6 × 16) = 331,2 g/mol

  12. 1 mol de CH3COOH ou 6,02 × 1023 moléculas de CH3COOH contém em sua fórmula: • * 2 mols de C = 2 × 6,02 × 1023 átomos de C • * 2 mols de O = 2 × 6,02 × 1023 átomos de O • * 4 mols de H = 4 × 6,02 × 1023 átomos de H

  13. Exercício 4: • Considerando-se 16,5 g de ácido oxálico (H2C2O4), calcule: • O número de mols correspondente a massa da amostra. • O número de moléculas de ácido oxálico em 16,5 g. • O número de átomos de carbono em 16,5 g de ácido oxálico. • d) A massa de uma molécula de ácido oxálico. Resposta: a) n = 0,183 mol; b) N = 1,10 × 1023 moléculas; c) N = 2,20 × 1023 átomos; d) m = 1,49 × 10-22 g

  14. Exercício 5: • Considerando-se 40 g do gás oxigênio (O2), calcule: • O número de mols do gás oxigênio. • O número de moléculas do gás oxigênio. • O número de átomos de oxigênio. Resposta: a) n = 1,25 mol; b) N = 7,53 × 1023 moléculas; c) N = 1,51 × 1024 átomos

  15. FÓRMULAS: • Fórmulasmoleculares: • Fornecemosnúmeros e tiposreais de átomosemumamolécula.

  16. Fórmulasmínimas: • Fornecemosnúmeros e tiposrelativos de átomosemumamolécula. • Fornecemosmenoresnúmerosinteirosproporcionaispossíveis dos átomosemumamolécula. • Exemplos: CH2 (fórmulamínima) C2H4 (fórmula molecular)

  17. Fórmulasestruturais: - Fornece a conectividade entre átomosindividuaisnamolécula. - A fórmulaestruturalpodeounão ser usadaparamostrar a forma tridimensionaldamolécula.

  18. EQUAÇÕES QUÍMICAS A equações químicas descrevem suscintamente o que ocorre em uma reação química. Exemplo: combustão de octano 2 C8H18 + 25 O2→ 16 CO2 + 18 H2O reagentes produtos 16C, 36H, 50O 16C, 36H, 50O A equação química deve obedecer a Lei de Conservação das Massas.

  19. Lei da Conservação das Massas “ Nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída em uma reação química” (Antoine Lavoisier, 1789) 2C8H18 + 25 O2→ 16 CO2 + 18 H2O 2, 25, 16 e 18 são os coeficientes estequiométricos da equação. 1C8H18 + 12½O2→ 8 CO2 + 9 H2O

  20. C + O → CO 1 mol 1 mol 1 mol 12 g 16 g 28 g 6,02 × 1023 át. C 6,02 × 1023 át. O 6,02 × 1023 moléc. CO C + 2 H2 → CH4 1 mol 2 mols 1 mol 12 g 2 × (2 g) 16 g 6,02 × 1023 át. C 2 × (6,02 ×1024 moléc. H2) 6,02 × 1023 moléc. CH4

  21. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS: • Quantos mols de potássio podemos obter pela dissociação de 12 mols de K4[Fe(CN)6]? (R = 48 mols) • K4[Fe(CN)6] → 4 K+ + [Fe(CN)6]4- 2) Quantos mols de hidróxido férrico serão necessários para neutralizar completamente 18 mols de ácido carbônico? (R = 12 mols) 2 Fe(OH)3 + 3 H2CO3→ Fe2(CO3)3 + 6 H2O 3) Qual é a massa de carbonato férrico que será formado segundo o exercício anterior? (R = 6 mols)

  22. 4) Quantos mols de ácido fosfórico e de hidróxido de cálcio reagem se há formação de 0,10 mol de fosfato de cálcio? (R = 0,2 mol; 0,3 mol) 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O 5) Segundo a equação do exercício 4, qual é a massa de ácido fosfórico que converte totalmente 0,60 mol de hidróxido de cálcio em fosfato de cálcio? (R = 39,2 g) 6) Considerando-se a reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, calcule quantos gramas de água serão formados a partir de 4 mols de hidróxido de sódio. (R = 72 g) H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2 H2O

  23. 7) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir completamente com 1,2 mol de metano? (R = 76,8 g) CH4 + 2 O2→ CO2 + 2 H2O 8) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir completamente com 24 g de metano? (R = 96 g) 9) Qual é a massa de metano, em gramas, requerida para reagir com 100 g de oxigênio molecular? (R = 25 g)

  24. A+B→AB 4 Ae10 B 4 ABe6 B REAGENTE LIMITANTE: Em uma reação química onde as quantidades dos reagentes não são estequiométricas, o reagente que é consumido primeiro é denominado reagente limitante. Sobram 6 bolinhas vermelhas As bolinhas azuis são o reagente limitante A quantidade de produto é determinada pelo reagente limitante

  25. Exercício 1: a) Qual é a massa de dióxido de carbono e de água que pode ser formada pela reação de 16 g de metano com 48 g de oxigênio molecular? b) Qual é o reagente limitante? CH4 + 2 O2→ CO2 + 2 H2O Exercício 2: a) Quantos gramas de água serão formados a partir da reação de neutralização de 600 g de ácido sulfúrico e 550 g de hidróxido de potássio? b) Qual é o reagente que está em excesso? c) Quantos gramas deste reagente está em excesso? Exercício 3: 100 g de zinco foram misturadas a 100 g de iodo. O iodo foi completamente convertido em ZnI2. Qual é a percentagem mássica de zinco que não reagiu? Zn + I2 → ZnI2 R: 1 – a) 33 g, 27 g, b) O2 2 – 220 g, b) NaOH, c) 60,4 g 3 – 74,2%

  26. RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO: Com excesso de oxigênio: C8H18 + 25½ O2 8 CO2 + 9 H2O Com quantidade incompleta de oxigênio: C8H18 + < 25½ O2? CO2 + ? CO + ? H2O Reações que não se completam ou que geram produtos secundários, tem seu rendimento diminuído.

  27. Rendimento teórico: é a quantidade máxima de produto(s) que se pode obter a partir de uma reação completa. Rendimento real: é a quantidade de produto formada em uma dada condição de reação. Rendimento percentual: é uma medida da eficiência da reação. Rendimento percentual = rendimento real × 100 rendimento teórico

  28. Exercício 1: Na reação de combustão do etileno (C2H4), são produzidos 3,48 g de dióxido de carbono (CO2), restando carbono na forma de monóxido de carbono (CO) ou carbono elementar (C). O rendimento teórico foi de 5,43 g de CO2. Qual é o rendimento percentual da reação? (R = 64,1%) • Exercício 2: 15,6 g de benzeno reagem com ácido nítrico em excesso. Foram isolados 18 g do produto nitrobenzeno. Qual é o rendimento percentual da reação? (R = 73,2%) • C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O • Exercício 3: 600 g de ácido sulfúrico reagem com excesso de NaOH. • Calcule o rendimento teórico (R = 869,4 g) • Calcule o rendimento percentual da reação se forem produzidos 500 g de sulfato de sódio. (R = 57,5%)

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