Professor: Lourival Rodrigues de Sousa neto

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1 Professor: Lourival Rodrigues de Sousa neto
Colégio Integração Anglo Uberlândia- MG Disciplina: Química- Ciências da Natureza Tema: Estequiometria: Cálculos com fórmulas e equações químicas Professor: Lourival Rodrigues de Sousa neto

2 Sumário 1 – Introdução 2 – Equação Química
3 – Alguns Padrões de reação 4 – Reações de Combustão 5 – Informações obtidas na Estequiometria 6 – Esquema 7 – Reagente Limitante 8 – Rendimento 9 – Bibliografia 10 – Exercícios 11 - Agradecimentos

3 1. Introdução Uma reação química significa uma transformação de uma substância em outras. As substâncias que iniciam uma reação química são chamadas reagentes, enquanto que aquelas que são obtidas são chamadas produtos da reação. Diz-se então que os reagentes são transformados nos produtos. Uma equação química é a descrição global da reação química. Nela, constam as fórmulas das substâncias reagentes e dos produtos formados. Reagentes → Produtos O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado ESTEQUIOMETRIA — palavra derivada do grego stoicheia = partes mais simples e metreim = medida.Para efetuarmos os cálculos estequiométricos, devemos conhecer as proporções existentes entre os elementos que formam as diferentes substâncias.

4 2. Equação Química É a maneira simples de representar uma reação. Nela temos reagentes que são transformados em produtos 2𝐻 2 𝑔 + 𝑂 2 𝑔 → 2𝐻 2 𝑂 𝑙 +𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟 Reagentes Produtos

5 2. Equação Química A equação química para a formação da água pode ser visualizada como duas moléculas de hidrogênio reagindo com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de água: 2𝐻 2 𝑔 + 𝑂 2 𝑔 → 2𝐻 2 𝑂 𝑙 +𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟

6 Coeficientes estequiométricos
2. Equação Química Coeficientes estequiométricos Exemplos de reações 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 Interpretação: : : : 1 2K + 2H2O → 2KOH + H2 Interpretação: Observação: Os coeficientes estequiométricos fornecem a proporção entre reagentes e produtos.

7 2. Equação química

8 2. Equação química Lei da conservação da massa: Numa reação química os átomos não são destruídos e nem são formados, eles se recombinam e formam substâncias diferentes. Massa dos reagentes consumidos = Massa dos produtos formados

9 3. Alguns padrões de reação
Reações de combinação e de decomposição Reações de combinação: Tem menos produtos que reagentes Reações de decomposição: Tem menos reagentes que produtos 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO. 2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g) (a reação que ocorre em um airbag) O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.

10 3. Alguns Padrões de Reação

11 4. Combustão A combustão é a queima de uma substância em oxigênio do ar: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) + Energia (calor)

12 5. Informações obtidas na estequiometria
Para obtermos informações na estequiometria devemos: 1º Coletar as grandezas fornecidas pelo enunciado; 2º Montar e balancear a equação química; 3º Relacionar as grandezas dadas com as exigidas(converter de massa para mol, por exemplo); 4º Obter a relação estequiométrica entre o que é dado e o que é exigido; Alguns exercícios trazem informações sobre: Impurezas; Reagente Limitante; Rendimentos menores que 100%.

13 6. Esquema retirado do Livro Química a ciência central 9ª edição

14 7. Reagente Limitante A equação química balanceada informa a proporção em mols, massa, volume, etc entre as substâncias participantes Se uma substância estiver fora (acima ou abaixo) da proporção irá haver excesso e falta Substância acima da proporção: Reagente em excesso Substância abaixo da proporção: Reagente Limitante De uma maneira simples e ideal, dizemos que limitante é aquele que é totalmente consumido na reação.

15 7. Reagente Limitante

16 Rendimento Teórico ≠ Rendimento real
No cálculo estequiométrico, admite-se que uma reação pode alcançar 100% de rendimento Na prática, os químicos sabem que isso não ocorre! Rendimento Teórico ≠ Rendimento real O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade de material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico:

17 9. Bibliografia Mariano, R. MBA. Apresentação Processos industriais Inorgânicos White, D,P. Química a ciência central 9ª edição. Capítulo 3 Estequiometria: cálculos com fórmulas e equações químicas

18 10. Exercícios 1) (Cesgranrio-RJ) A síntese da aspirina (ácido acetil-salicílico) foi uma das maiores conquistas da indústria farmacêutica. Sua estrutura é: Determine a porcentagem, em massa de carbono, do hidrogênio e do oxigênio na aspirina. (Dados: massas molares (g/mol): C = 12, O = 16, H = 1)

19 10. Exercícios 2) O açúcar comum, quando submetido a aquecimento, pode se transformar em carvão. Foram realizados dois experimentos cujos dados constam da tabela a seguir: Determine os valores de a, b e c.

20 carvão + oxigênio → gás carbônico
10. Exercícios 3) A queima do carvão pode ser representada pela equação: carvão + oxigênio → gás carbônico Sabendo-se que 12 g de carvão reagem exatamente com 32 g de oxigênio, pergunta-se: a) Qual a massa de gás carbônico produzida na reação? b) Qual a razão entre a massa de carvão e a de oxigênio que reagiram? c) Se reagirmos 20 g de carvão com 32 g de oxigênio, qual será a quantidade de gás carbônico produzida?

21 10. Exercícios 4 (Unesp-SP) As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio (KO2) sólido. Quando a máscara é usada, o superóxido reage com o CO2 exalado pela pessoa e libera O2, necessário à respiração, segundo a equação química balanceada: a) a massa de KO2, expressa em gramas, necessária para reagir com 0,10 mol de CO2. b) o volume de O2 liberado nas CNTP, para a reação de 0,4 mol de KO2. (massas molares — em g/mol: C = 12, O = 16; K = 39; volume molar dos gases (CNTP) = 22,4 L)

22 10. Exercícios 5) (ENEM) O esquema a seguir ilustra o processo de obtenção do álcool etílico a partir da cana-de-açúcar. Em 1996, foram produzidos no Brasil 12 bilhões de litros de álcool. A quantidade de cana-de-açúcar, em toneladas, que teve de ser colhida para esse fim foi aproximadamente:

23 10. Exercícios 6) Misturando 2g de hidrogênio e 32g de oxigênio em um balão de vidro e provocando a reação entre os gases, obteremos: (Dados: H = 1; O = 16) a) 32 g de água com 2 g de oxigênio, que não reagiram. b) 32 g de água com 1 g de oxigênio, que não reagiu. c) 34 g de água oxigenada. d) 34 g de água, não restando nenhum dos gases. e) 18 g de água ao lado de 16 g de oxigênio, que não reagiram.

24 10. Exercícios 7) O óxido de alumínio (Aℓ2O3) é utilizado como antiácido. Sabendo-se que a reação que ocorre no estômago é 1Aℓ2O3 + 6HCℓ  2AℓCℓ3 + 3H2O, a massa desse óxido que reage com 0,25 mol de ácido será de: (Al=27 O=16) a) 3,25 g. b) 4,25 g. c) 5,35 g. d) 6,55 g. e) 7,45 g.

25 10. Exercícios 8) Na obtenção de álcool a partir da sacarose, conforme a reação: C12H22O11 + H2O  4C2H6O + 4CO2 Admitindo que o rendimento da reação seja de 80%, calcule a massa de etanol obtida a partir de 10 mols de sacarose? (C=12 H=1 O=16) a)1840 g b) 1766,4 g c) 1472 g d) 1177,6 g e) 368 g

26 10. Exercícios 9) Uma das maneiras de produzir gás metano é reagir carbeto de alumínio (Al4C3) com água, de acordo com a equação não–balanceada: Al4C3(s) + H2O(l) → Al(OH)3(aq) + CH4(g) Reagindo-se 384,0 gramas de carbeto de alumínio com 75% de pureza, completamente com a água, o volume em litros de gás metano produzido por essa reação, nas CNTP é: (Dados: Al=27 C=12 H=1 O=16)

27 Soluções Água  Solvente Moléculas de água
Fonte: polaridade-da-agua.jpg. Acessp às 14:08 hs Fonte: Acesso às 14:11 no dia Fonte: Acesso às 14:15 hs no dia Fonte: Acesso às 14:00 hs

28 Osmose