Cálculos com fórmulas e equações químicas

Apresentação em tema: "Cálculos com fórmulas e equações químicas"— Transcrição da apresentação:

1 Cálculos com fórmulas e equações químicas
Estequiometria Cálculos com fórmulas e equações químicas José Acácio Bertogna Júnior Murilo Santos Ferreira

2 Tópicos 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 Introdução Estequio | metria (elemento) | (medida)
A estequiometria é a análise quantitativa dos reagentes e dos produtos envolvidos numa reação.

4 Lei de Lavoisier (Lei da Conservação de Massa):
“Podemos estabelecer, como axioma incontestável, que em todas as operações artificiais e naturais nada se cria; a quantidade de matéria que existe antes de uma experiência é igual à quantidade que existe depois da experiência.” Esta lei dá origem à estequiometria.

5 1 – Equações Químicas São uma representação das reações químicas.
Exemplo: 2 H2(g) + O2(g)  2 H20(g) - O número localizado à esquerda de cada substância é chamado coeficiente. Indica sua proporção na reação. - O número menor, escrito do lado direito de cada elemento é chamado índice. Indica sua proporção na substância. O sinal “+” pode ser lido como “reage com”. O sinal “” pode ser lido como “e forma”. Pode-se usar (g), (l), (s) e (aq) ao lado da substância para indicar o seu estado físico na reação.

6 É importante que as equações estejam balanceadas para não haver erro nos cálculos.
Exemplo: CH4 + O2  CO2 + H (não balanceada) CH O2  CO H (balanceada) O balanceamento é normalmente feito por tentativa e erro. Os índices NUNCA podem ser alterados para balancear uma equação.

7 2 - Reatividade Química A participação da Tabela Periódica
A tabela periódica traz relações que ajudam a medir ou prever o resultado de uma reação. Um exemplo de relação encontrada na tabela periódica é a reatividade. Observe a reação: 2 K(s) H2O(l)  ? Sem a tabela periódica, seria difícil prever se a reação ocorre ou não. Mas fazendo seu uso poderíamos perceber que: 2 K(s) H2O(l)  2 KOH(aq) + H2(g)

8 - Combustão ao Ar É uma reação rápida produzindo chama. O oxigênio atua como reagente. O gás carbônico e a água são produtos. Se acaso o O2 for insuficiente, ocorre uma combustão incompleta formando CO (monóxido de carbono) ou C (fuligem).

9 - Reações de Combinação e Decomposição
As reações de combinação ocorrem quando duas ou mais substâncias se “juntam” dando origem a uma única outra. Exemplo: 2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s)

10 Já as reações de decomposição ocorrem quando uma única substância dá origem à outras. Exemplos:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) 2 NaN3(s)  2 Na(s) + 3 N2(g)

11 3 – Massas Atômicas e Massas Moleculares
Há muito tempo, sabe-se que os elementos possuem massas diferentes, por isso foi criada a escala de massa atômica. - A escala de massa atômica  Define-se 1/12 da massa do Carbono 12 como sendo 1 u (unidade de massa atômica).  1 u = 1,66054 x g  1 g = 6,02214 x 1023 u

12 Massas Atômicas Médias
- Necessárias devido à existência de isótopos. - São uma média ponderada das massas atômicas de cada isótopo de acordo com sua abundância relativa. Exemplo: 98,892% do carbono encontrado na natureza possui 12 u e 1,108% possui 13 u. Portanto, sua massa atômica média pode ser calculada da seguinte forma: (0,98892)(12 u) + (0,01108)(13 u) = 12,011 u

13 - Composição Percentual a partir das Fórmulas
A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em determinada substância. Exemplo: C12H22O11 % C = (12 x (12,0 u) x 100) / 342 u = 42,1% % H = (22 x (1,0 u) x 100) / 342 u = 6,4% % O = (11 x (16,0 u) x 100) / 342 u = 51,5%

14 4 – O mol Sempre usamos um número muito grande de átomos ou moléculas em um laboratório, por isso seria muito difícil contá-los em unidades, dezenas, dúzias ou até mesmo centenas. Por isso a medida mais comum é o mol. “Um mol se define como a quantidade de matéria que contém tantas partículas (átomos, moléculas, íons, etc.) quantos forem os átomos presentes em exatamente 12 gramas de ¹²C.” 1 mol = 6, x 10²³ partículas

15 Massa Molecular É uma relação entre unidades de massa atômica e gramas. Exemplos: 1 átomo de ¹²C pesa 12 u, 1 mol de ¹²C pesa 12 g. 1 átomo de 24Mg pesa 24 u, 1 mol de 24Mg pesa 24 g. 1 átomo de 197Au pesa 197 u, 1 mol de 197Au pesa 197 g.

16 5 – Análise Química e Fórmulas Empíricas
- A fórmula empírica trata de uma proporção entre a quantidade de cada átomo de uma molécula. Exemplo: C6H12O6  Glicose CH2O  Fórmula empírica da glicose - A fórmula molecular pode ser obtida através da multiplicação dos índices de cada elemento por uma constante de proporcionalidade. Exemplo: C(6x1)H(6x2)O(6x1) = C6H12O6

17 - Análise por Combustão
- É feita por uma aparelhagem que determina a massa de H2O e CO2 liberada na queima total de substâncias contendo carbono ou hidrogênio. - Pode ser usada para determinar a porcentagem de cada elemento da substância analisada.

18 6 – Informações quantitativas nas Equações Equilibradas
“Os números de uma equação química equilibrada podem ser interpretados como números relativos de moléculas (ou de unidades formais) que participam da reação ou como números relativos de mols.”

19 7 – Reagentes Limitantes
- Diz-se limitante daquele reagente que limita a quantidade de produto a ser formado na reação, isto é, reagente que é completamente consumido numa reação. Os outros reagentes são chamados “reagentes em excesso”. Ex: 2 H2 + O2  H2O (equação balanceada) se tivermos 2 mols de H2 e 2 mols de O2, H2 será limitante e sobrará excesso de 1 mol de O2.

20 - Produção teórica A quantidade de produto que se determina por cálculo a partir do consumo do reagente limitante é chamada produção teórica. Esta é sempre maior do que a real, uma vez que o rendimento normalmente é inferior a 100%. Observação: pode haver caso de rendimento 100%, assim sendo, a produção teórica será igual à real. Rendimento Percentual = Produção real x 100 / Produção teórica Exemplo: 4,70 g x 100 / 4,92 = 95,5%

21 Referência Bibliográfica
Química: Ciência Central – Brown, Lemay e Bursten; 7ª edição Fotos obtidas através de sites de busca