Semana de Química COCA - 2014 Cálculo Estequiométrico Prof. Rodrigo Freitas Semana de Química COCA - 2014.

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1 Semana de Química COCA - 2014
Cálculo Estequiométrico Prof. Rodrigo Freitas Semana de Química COCA

2 Cálculo Estequiométrico
Stoikheoin = elemento Estequiometria metriãn = medida É o estudo das relações quantitativas (átomos, moléculas, massa, volume) entre as substâncias que participam de uma reação química.

3 Leis Ponderais fA Lei da Conservação das Massas foi publicada pela primeira vez 1760, em um ensaio de Mikhail Lomonosov. No entanto, a obra não repercutiu na Europa Ocidental, cabendo ao francês Antoine Lavoisier o papel de tornar mundialmente conhecido o que hoje se chama Lei de Lavoisier.

4 Leis Ponderais Em qualquer sistema, físico ou químico, nunca se cria nem se elimina matéria, apenas é possível transformá-la de uma forma em outra. Portanto, não se pode criar algo do nada nem transformar algo em nada (Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma).

5 Leis Ponderais A Lei das Proporções definidas, também conhecida como lei das proporções constantes, essa lei foi proposta por Joseph Louis Proust ( ), definia que uma dada substância contem seus elementos constituintes na mesma proporção em massa.

6 Leis Ponderais Por exemplo, a água tem seus elementos, hidrogênio e oxigênio, na proporção de 1:8; 1g de hidrogênio e 8g de oxigênio se combinam para gerar 9g de água; de maneira análoga, 2g de hidrogênio e 16g de oxigênio formam 18g de água.

7 Leis Ponderais A lei das proporções múltiplas é uma das leis fundamentais da estequiometria, descoberta em 1803 pelo químico inglês John Dalton. A lei baseia-se na lei das proporções definidas, e diz que quando elementos químicos se combinam, fazem-no numa razão de pequenos números inteiros.

8 Leis Ponderais Por exemplo, o carbono e o oxigénio reagem para formar monóxido de carbono (CO) ou dióxido de carbono (CO2), mas não CO1.3.

9 Leis Ponderais A lei das proporções múltiplas diz ainda que se dois elementos químicos formam mais de um composto químico entre eles, as razões das massas do segundo elemento para uma massa fixa do primeiro elemento também são pequenos números inteiros.

10 Leis Ponderais A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por exemplo, os dois gases diatômicos hidrogênio e oxigênio podem combinar-se para formar um líquido, água, em uma reação exotérmica, como descrita na Equação [1].   H2 + O2  H2O  [1]

11 Leis Ponderais A Equação 1 não mostra a estequiometria correta da reação - isto é, não demonstra as proporções relativas dos reagentes e do produto.   H2 + O2  2 H2O  [2]

12 Leis Ponderais A Equação 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada", que demonstra o mesmo número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Há quatro h no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois Os também em ambos os lados da equação. Ou seja, a massa conserva-se.

13 Leis Ponderais Num laboratório de química há duas soluções, a primeira é de ácido sulfúrico (H2SO4) com concentração desconhecida, a segunda é de soda cáustica (NaOH) em concentração de 0,10 mol/L. Sabe-se que 25 mL da solução de ácido exigem 22,50 mL da solução de soda cáustica para ser neutralizada completamente. Com base nessas informações, pede-se que se calcule a concentração de ácido na solução.

14 Leis Ponderais Começa-se montando uma regra de 3 simples com base nos dados da solução de soda cáustica: 1000 mL H2SO ,10 mol NaOH 22,50 mL H2SO y mol NaOH y = 0,00225 mol NaOH

15 Leis Ponderais A 2ª equação será feita com base na reação de neutralização entre o ácido e a base: H2SO NaOH  Na2SO4 + 2 H2O 1 mol H2SO mol NaOH Z mol H2SO ,00225 mol NaOH Z = 0, mol de H2SO4

16 Leis Ponderais Com estes dados monta-se uma 3ª equação, em relação à solução ácida: 25 mL H2SO , mol H2SO4 1000 mL H2SO x mol H2SO4 x= 0,045 mol / L H2SO4

17 Leis Volumétricas 1.a Lei de Gay-Lussac – Nas mesmas condições de temperatura e pressão os volumes gasosos de reagentes e produtos estão em uma proporção constante de números inteiros e pequenos. Ex.: 1 N2(g) + 3 H2(g)  NH3(g) 12          36                24 1            3                  2 Proporção de números inteiros e pequenos: 1: 3: 2.

18 Leis Volumétricas Observação: A Lei de Lavoisier não é válida para a conservação de volume. Na reação acima, 48 dos reagentes formaram apenas 24 de produto, ou seja houve uma contração de volume, fato comum nas reações que envolvem substâncias na fase gasosa.

19 Leis Volumétricas 2.a Lei de Gay-Lussac – Quando duas substâncias na fase gasosa reagem entre si para formar compostos diferentes, se o volume de uma delas permanecer constante, o volume da outra substância irá variar numa relação de números inteiros e pequenos.

20 Leis Volumétricas Observação: A Lei de Lavoisier não é válida para a conservação de volume. Na reação acima, 48 dos reagentes formaram apenas 24 de produto, ou seja houve uma contração de volume, fato comum nas reações que envolvem substâncias na fase gasosa.

21 Leis Volumétricas As leis de Boyle-Mariotte, Charles Gay-Lussac e de Avogadro possibilitam a obtenção da equação de estado de um gás ou equação de Clapeyron que estabelece a relação da massa do gás com as variáveis do estado gasoso, sendo muito útil a procedimentos estequiométricos. Sua expressão matemática é dada por:

22 Leis Volumétricas P . V = n . R . T
onde R é a constante universal dos gases, tendo como valores: 0,082 atm.L/mol.K ou 62,3 mmHg.L/mol.K. A escolha da unidade da constante R depende da unidade de pressão utilizada.

23 Leis Volumétricas 01. Qual o volume de gás amônia formado, quando se faz reagir 7g de N2 com quantidade suficiente de H2 ? ( A massa molar do N2 é de 28 g . ) Equação: H + N  NH

24 Leis Volumétricas 3 H + 1 N  2 NH 2 2 3 3 mols 1 mol 2 mols
3 mols 1 mol mols 28 g N ,4 litros NH3 7 g N x litros NH3 x = 11,2 litros de NH3

25 Leis Volumétricas 02. UFF) Para produzir 4,48 L de CO2 nas CNTP, conforme a reação : CaCO  CaO + CO a quantidade necessária, em gramas, de CaCO3 é :

26 Leis Volumétricas Dado: Massa molar CaCO = 100 g/mol 3 CaCO  CaO + CO
CaCO  CaO + CO 100g CaCO ,4 litros CO2 X g CaCO ,48litros CO2 X = 20 gramas de CaCO3

27 Relações Básicas

28 N2 + 3H2  2NH3 Relações Básicas Mol - 1Mol + 3Mol  2Mol
Moléculas- 6 x x1023  12 x1023 Massa g g  34g Volume – 22,4L ,2L  44,8L

29 6,02 x 1023 Massa (g) 1 coeficiente CNTP 22,4 L 1 Mol

30 Cálculo Estequiométrico
Para resolver uma questão envolvendo cálculo estequiométrico devemos seguir três passos: 1º ® conhecer a equação; 2º ® Ajustar os coeficientes; 3º ® Armar uma Regra de três;

31 Cálculo Estequiométrico
Ex.: Qual a massa de água dada em gramas, produzida a partir de 8g de hidrogênio gás? 1º ® H2 + O2 ® H2O 2º ® 2H2 + O2 ® 2H2O 3º ® 4g ® 36g 8g ® x x = = 72g 4

32 6,02 x 1023 Massa (g) 1 coeficiente CNTP 22,4 L 1 Mol

33 Cálculo Estequiométrico
Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 16g de oxigênio gás? 1º ® H2 + O2 ® H2O 2º ® 2H2 + O2 ® 2H2O 3º ® 32g ® 12,04 x moléculas 16g ® x moléculas x = ,04 x 1023 = 6,02 x 1023 32

34 6,02 x 1023 Massa (g) 1 coeficiente CNTP 22,4 L 1 Mol

35 Cálculo Estequiométrico
Ex.: Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por 12g de H2 que reage com N2 suficiente? 1º ® N2 + H2 ® NH3 2º ® N2 + 3H2 ® 2NH3 3º ® 6g ® 44,8 L 12g ® x x = ,8 = 89,6 L 6

36 6,02 x 1023 Massa (g) 1 coeficiente CNTP 22,4 L 1 Mol

37 Cálculo Estequiométrico
Ex.: Quantos Moles de CO2 são produzidos a partir de 44, 8L de CO? 1º ® CO + O2 ® CO2 2º ® CO + ½O2 ® CO2 3º ® 22,4L ® 1Mol 44,8L ® x x = 44, = 2 Mol 22,4L

38 Cálculos Especiais

39 Reagente Limitante e Excesso
Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Reagente Limitante e Excesso Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação.

40 Reagente Limitante e Excesso
Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Reagente Limitante e Excesso g de NaOH são adicionados a 504g de HNO3. Calcule a massa NaNO3 obtida e a massa do reagente em excesso. (Dados: Massa molar HNO3; 63g/mol; Massa molar NaNO3: 85g/mol) NaOH + HNO3 ————–> NaNO3 + H2O

41 Reagente Limitante e Excesso
Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Reagente Limitante e Excesso >> Em primeiro lugar precisamos descobrir quem é o reagente que está  limitando nossa reação, e o reagente que está em excesso. Para isso iremos ralacionar cada reagente com o produto em questão .

42 Reagente Limitante e Excesso
Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Reagente Limitante e Excesso 400 g NaOH ——–  x g NaNO3 40 g NaOH ———   85 g NaNO3            x= 850 g NaNO3 504 g HNO3 ——– x g NaNO3 63 g HNO3 ——– 85 g NaNO3 x = 680 g NaNO3

43 Reagente Limitante e Excesso
Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Reagente Limitante e Excesso Fazendo a relação entre cada reagente com o produto em questão, aquele que der o menor valor como resultado será considerado o reagente limitante e o outro, o reagente em excesso .

44 Reagente Limitante e Excesso
Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Reagente Limitante e Excesso >>  Calculando a quantidade de excesso. Faremos uma relação entre os reagentes : 504g HNO3 —– y g NaOH 63g HNO3 —— 40g NaOH                    y= 320g NaOH Excesso : NaOH: 400 – 320g = 80 g

45 Reagente Limitante e Excesso
Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Reagente Limitante e Excesso Realizando os cálculos para o HNO3 descobrimos que se reagissemos as 504g de HNO3 iriamos precisar de 320g de NaOH, sobrando 80 g de NaOH. Concluindo assim que nosso reagente limitante é o HNO3 realmente .

46 Reagente Limitante e Excesso
Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Reagente Limitante e Excesso >> Cálculo da Massa do Produto Devemos utilizar SEMPRE o reagente Limitante para calcular o produto. 504g HNO3 ——-  z g NaNO3 63 g HNO3 ———  85 g NaNO3              z = 680g NaNO3

47 Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes!
Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Pureza O cálculo de pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias. Estes cálculos são muito utilizados, já que nem todas as substâncias são puras.

48 Pureza Exemplo: Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a reação: Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita?

49 Pureza x = 640g de CaCO3   x = 640g de CaCO3   x = 640g de CaCO3 

50 Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes!
Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Pureza Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3  puro, ou seja, 640g.

51 x = 358,4g de CaO Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Pureza x = 358,4g de CaO

52 x = 358,4g de CaO Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes! Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que  limita a reação  e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a  reação. Pureza x = 358,4g de CaO

53 x = 358,4g de CaO Rendimento É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, entre outros fatores .

54 O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. x = 358,4g de CaO Rendimento O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%.

55 O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. x = 358,4g de CaO Rendimento Exemplo: Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química não-balanceada:

56 O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. x = 358,4g de CaO Rendimento Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de: Equação Balanceada:

57 Rendimento Dados: 1Fe2O3=480g 2Fe = x (m) com 80% de rendimento
O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. x = 358,4g de CaO Rendimento Dados: 1Fe2O3=480g                                               2Fe = x (m) com 80% de rendimento MM Fe2O3 = 160g/mol MM Fe = 56g/mol

58 Rendimento x = 336 g de Fe ( para rendimento de 100 % )
O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. x = 358,4g de CaO Rendimento x = 336 g de Fe ( para rendimento de 100 % )

59 Rendimento Cálculo de Rendimento:
x = 358,4g de CaO O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%. Rendimento Cálculo de Rendimento: x = 268,8g de Fe ( para rendimento de 80 % )

60 Rendimento EX1.: (CESAGRANRIO/95) - A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o rendimento da reação ? (C = 12; O = 16) a) 50%. b) 60%. c) 70%. d) 80%. e) 90%.

61 Rendimento X=90% Parte 1 (100%) 1º ® C + O2 ® CO2 2º ® C + O2 ® CO2
3º ® 12g ® 44g 36g ® 132g Parte 2 (Rendimento) 132g ® 100% 118,8g ® X% X=90%

62 Pureza EX.: (U.E. MARINGÁ/SP/96) - A decomposição térmica do CaCO3, se dá de acordo com a equação. Quantas toneladas de óxido de cálcio serão produzidas através da decomposição de 100 toneladas de carbonato de cálcio com 90% de pureza?(Ca = 40; O = 16; C = 12) 40,0 t. b) 56,0 t. c) 62,2 t. d) 50,4 t. e) 90,0 t.

63 Pureza X=50,4 t Parte 1 (100%) 1º ® CaCO3 ® CaO + CO2 3º ® 100g ® 56g
100 t ® 56 t Parte 2 (Pureza) 100% ® 56 t 90% ® X t X=50,4 t

64 Reagente Limitante EX.: (PUCSP/96) - 10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Após completar a reação, restarão: H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4 + 2H2O a) 0,02g de H2SO4 b) 0,20g de H2SO4 c) 0,26g de Ca(OH)2 d) 2,00g de H2SO4 e) 2,00g de Ca(OH)2.

65 H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4 + 2H2O 98g ® 74g 9,8g ® 7,4g 10g – 9,8g = 0,2g
Reagente Limitante H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4 + 2H2O 98g g 10g ,4g O ácido está em excesso 10g 98g ® 74g 9,8g ® 7,4g 10g – 9,8g = 0,2g R= 0,20 de H2SO4

66 Obrigado pela atenção . FIM !!!