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Química dos Biocombustíveis Relações Mássicas Valentim M B Nunes Unidade Departamental de Engenharias Instituto Politécnico de Tomar, Abril, 2012 CET:

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1 Química dos Biocombustíveis Relações Mássicas Valentim M B Nunes Unidade Departamental de Engenharias Instituto Politécnico de Tomar, Abril, 2012 CET: ESTTEB-TMR3

2 Relações mássicas Os átomos distinguem-se uns dos outros pelo número de protões e neutrões que contêm. O número atómico (Z) de um elemento é o número de protões do átomo desse elemento. Num átomo neutro o número de protões é igual ao número de electrões. O número de massa (A) é o numero total de protões e neutrões existentes no núcleo de um átomo de um dado elemento. Representação simbólica: Átomos que têm o mesmo número atómico e mas diferentes números de massa dizem-se isótopos.

3 Massas atómicas A massa de um átomo é função do número de protões e neutrões. Por convenção internacional, um átomo do isótopo de carbono-12 (que tem 6 protões e 6 neutrões) tem uma massa de exactamente 12 unidades de massa atómica (u.m.a.) A massa atómica do carbono é u.m.a. e não u.m.a. As abundâncias naturais do carbono-12 e carbono-13 são 98.89% e 1.11%. Assim a massa atómica média é dada por:

4 Exercício 1: O cobre é utilizado em cabos eléctricos, permutadores de calor, etc. As massas atómicas dos seus dois isótopos estáveis, (69.09%) e (30.91%) são u.m.a. e u.m.a. Calcular a massa atómica média do cobre. Exercício 2: As massas atómicas dos dois isótopos estáveis do boro,(19.78%) e (80.22%) são respectivamente u.m.a. e u.m.a. Calcular a massa atómica média do boro.

5 Massa molar dos elementos A unidade para quantidade de matéria do SI (Sistema Internacional) é o mole (mol). É a quantidade de matéria que contém tantas unidades elementares (átomos, moléculas ou quaisquer outras partículas) quantos os átomos de carbono existentes em exactamente 12 g de carbono-12. Esta definição é operacional, pelo que o número de partículas por mole tem de ser determinado experimentalmente. O valor actualmente aceite é: Este número é designado por número de Avogadro. Um mole de átomos de carbono-12 tem uma massa de exactamente 12 g e contem 6.022×10 23 átomos. Esta massa é a massa molar (M) do carbono-12.

6 Exercício 3: Quantos moles de magnésio existem em 87.3 g de Mg? Exercício 4: O zinco é um metal utilizado na protecção de estruturas de ferro, impedindo a corrosão. Quantos gramas de Zn existem em mol de Zn? Exercício 5: O enxofre é um elemento não metálico que está presente nos combustíveis dando origem ao fenómeno das chuvas ácidas. Quantos átomos de enxofre existem em 16.3 g de S?

7 Massa molecular A massa molecular é a soma das massas atómicas (u.m.a.) de todos os átomos de uma molécula. Por exemplo a massa molecular da água é: A massa molar (em gramas) é numericamente igual à massa molecular (em u.m.a.). Por exemplo, a massa molar da água é M = g/mol. Isto significa que 1 mole de água pesa g e contem 6.022×10 23 moléculas de água. "Encha-se um copo com água cujas moléculas foram marcadas. Deite-se essa água num dos oceanos e deixe-se as moléculas espalharem-se por todos os mares do mundo. Encha-se de novo o copo em qualquer dos mares. Nele estarão cerca das 100 moléculas inicialmente marcadas. Lord Kelvin.

8 Exercício 6: Calcular a massa molar dos seguintes compostos: a) dióxido de enxofre (SO 2 ); b) vitamina C (C 6 H 8 O 6 ). Exercício 7: A figura mostra a reacção de síntese do biodiesel. Calcular a massa molar do glicerol e das moléculas de biodiesel se R 1 = C 12 H 25, R 2 =C 14 H 29 e R 3 =C 16 H 33 ? Exercício 8: O metano (CH 4 ) é o principal constituinte do gás natural. Quantos moles de CH 4 existem em 6.07 g de metano?

9 Quantidades de reagentes e produtos As relações mássicas entre reagentes e produtos numa reacção química representam a estequiometria da reacção. Uma reacção química acertada mostra a estequiometria da reacção: relação entre as quantidades, em número de moles, de reagentes e produtos numa dada reacção química. Na prática, as unidades usadas para reagentes (ou produtos) são moles, gramas ou litros (para gases). Independentemente da unidade usada a maneira de determinar a quantidade de produto formado numa reacção é o método da mole. 2 CO(g) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) Coeficientes estequiométricos

10 Massa de reagente(s) Volume de reagente(s) nº de moles de reagente(s) Estequiometria nº de moles de produto(s) Massa de produto(s) Volume de produto(s) Cálculos estequiométricos

11 Exercício 9: Uma equação global para o processo de degradação da glucose em dióxido de carbono e água é: C 6 H 12 O O 2 6 CO H 2 O. Se forem consumidos 856 g de glucose qual a massa de CO 2 produzida? Exercício 10 : O metanol é queimado ao ar de acordo com a equação: 2 CH 3 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O. Se forem consumidos 209 g de metanol, qual a massa de H2O produzida?

12 Reagente limitante O reagente consumido em primeiro lugar numa reacção química é designado reagente limitante. Os outros reagentes dizem-se em excesso. A quantidade máxima de produto formado depende da quantidade inicial daquele reagente.

13 Exercício 11 : A ureia é utilizada como fertilizante, bem como na indústria de polímeros. É preparada através da reacção: 2 NH 3 (g) + CO 2 (g) (NH 2 ) 2 CO(aq) + H 2 O(l). Num dado processo g de NH 3 são postos a reagir com 1142 g de CO 2. Qual dos reagentes é o limitante? Calcular a massa de ureia formada. Exercício 12 : Para produzir metanol, misturam-se 356 g de monóxido de carbono com 65 g de hidrogénio. Qual o reagente limitante e qual a quantidade máxima de metanol produzido? A reacção é: CO (g) + 2 H 2 (g) CH 3 OH (l)

14 Rendimento das reacções A conversão máxima de uma reacção é a quantidade de produto que se espera obter pela reacção acertada, quando todo o reagente limitante foi consumido. O rendimento,, é obtido a partir de: O rendimento de uma reacção pode variar entre 0 e 100%, e depende frequentemente das condições de pressão e temperatura.

15 Exercício 13 : O titânio é um metal utilizado na construção de motores e aeronaves. É preparado a temperaturas entre 950 °C e 1150 °C, através da reacção: TiCl 4 (g) + 2 Mg(l) Ti(s) + 2 MgCl 2 (l). Num dado processo 3.54×10 4 kg de TiCl 4 reagem com 1.13×10 4 kg de Mg. Calcule a conversão máxima de Ti em kg; Se efectivamente forem obtidos 7.1×10 3 kg de Ti, qual o rendimento da reacção? Exercício 14 : A nitroglicerina é um explosivo potente, que liberta uma grande quantidade de calor e gases, através da reacção: 4C 3 H 5 N 3 O 9 6N CO H 2 O + O 2. Qual a quantidade máxima de O 2 que pode ser obtida a partir de 200 g de nitroglicerina? Se a quantidade de O 2 gerada for 6.55 g, calcular o rendimento da reacção.

16 A equação dos gases perfeitos A partir das leis dos gases podemos estabelecer uma relação entre pressão, volume e temperatura de um gás, que se chama equação dos gases perfeitos. Em condições PTP (pressão e temperatura padrão), ou seja t = 0°C ou T = K, e p = 1 atm, os resultados experimentais mostram que 1 mol de um gás perfeito ocupa L. O valor de R vem então: pressãovolume número de moles temperatura/K constante dos gases perfeitos R atm.L.K -1.mol -1

17 Exercício 15 : Calcule o volume (em L) ocupado por 7.4 g de CO 2 em condições PTP. Exercício 16 : Uma amostra de 6.9 mol de monóxido de carbono está dentro de um recipiente de volume igual a 30.4 L. Qual a pressão do gás (em atm) se a temperatura for de 62 °C? Exercício 17 : Uma certa quantidade de gás a 25 °C e à pressão de 0.8 atm está contida num balão de vidro. Supondo que o balão pode suportar uma pressão máxima de 2 atm, até que temperatura pode ser aquecido?

18 Estequiometria envolvendo gases Quando os reagente e/ou produtos são gases podemos usar as relações entre número de moles e volume para resolver problemas de estequiometria. Muito importante:

19 Exercício 18 : Calcule o volume (em L) para a combustão completa de 2.64 L de acetileno (C 2 H 2 ) em condições PTP. A reacção é 2 C 2 H 2 (g) + 5 O 2 (g) 4 CO 2 (g) + 2 H 2 O(l) Exercício 19 : Calcule o volume de O 2 (em L), nas mesmas condições de pressão e temperatura, necessários para a combustão completa de 14.9 L de butano. A reacção é: 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g) 8 CO 2 (g) + 10 H 2 O(l) Exercício 20 : A azida de sódio (NaN 3 ) é utilizada nos airbag de automóveis. Calcular o volume de azoto que se liberta quando reagem 60 g de azida a 21 ºC e quando a pressão é 823 mmHg. A reacção é: 2 NaN 3 (s) 2 Na(s) + 3 N 2 (g).


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