Cálculo Estequiométrico

Equações químicas Lavoisier: a massa é conservada em uma reação química. Equações químicas: descrições de reações químicas. Duas partes de uma equação: reagentes e produtos: 2H2 + O2  2H2O

Equações químicas 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: 2H2 + O2  2H2O

Equações químicas 2Na + 2H2O  2NaOH + H2 2K + 2H2O  2KOH + H2

Equações químicas Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e produtos.

Equações químicas

Equações químicas Lei da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em nenhuma reação química.

Alguns padrões simples de reatividade química Reações de combinação e decomposição As reações de combinação têm menos produtos do que reagentes: 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO. As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos: 2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) (a reação que ocorre em um airbag) O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.

Alguns padrões simples de reatividade química Reações de combinação e decomposição

Alguns padrões simples de reatividade química Combustão ao ar A combustão é a queima de uma substância em oxigênio do ar: C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g)

O mol Mol: medida conveniente de quantidades químicas. 1 mol de algo = 6,0221421  1023 daquele algo. Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g. Massa molar Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol, g.mol-1). A massa de 1 mol de 12C = 12 g.

O mol

O mol Esta fotografia mostra um mol de sólido (NaCl), um mol de líquido (H2O) e um mol de gás (O2).

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

LAVOISIER: Lei da Conservação das Massas C + O2  CO2 + 12g C + 32g O2  44g CO2 Partículas iniciais e finais são as mesmas  massa iguais.

LEI DE PROUST: Lei das Proporções Constantes C + O2  CO2 + 2C + 2O2  2CO2 + Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão.

As leis da Química são como salsichas: melhor não saber como são feitas

N2 + 3H2  2NH3 Relações Molares Mol - 1Mol + 3Mol  2Mol Moléculas- 6 x1023 + 18 x1023  12 x1023 Massa - 28g + 6g  34g Volume – 22,4L + 67,2L  44,8L

2º ® Ajustar os coeficientes; 3º ® Armar uma Regra de três; 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;

Relação Massa-Massa 1º ® H2 + O2 ® H2O 2º ® 2H2 + O2 ® 2H2O 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 = 8 . 36 = 72g 4

Relação Massa-Moléculas 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 1023 16g ® x x = 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023 32

Relação Massa-Volume 1º ® N2 + H2 ® NH3 2º ® N2 + 3H2 ® 2NH3 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 = 12 . 44,8 = 89,6 L 6

Relação Mol -Volume 1º ® CO + O2 ® CO2 2º ® CO + ½O2 ® CO2 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 = 44,8 . 1 = 2 Mol 22,4L

Cálculos Especiais

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%.

Resolução 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%

Grau de 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.

Resolução 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

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.

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