ESTEQUIOMETRIA

Os átomos reagem para formar moléculas, mantendo entre si razões simples de números inteiros. C + O → CO 1 átomo 1 átomo 1 molécula Devido às minúsculas dimensões, é difícil trabalhar com átomos ou moléculas individualmente. Por este motivo, costumamos trabalhar com um conjunto destas entidades: MOL.

Massa de 1 átomo de 12C = 12 u (6 prótons e 6 nêutrons) MOL: Um mol é a quantidade da substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas, elétrons, ...) quantas existem em exatamente 12 gramas do isótopo do carbono -12 (12C). Definição: Massa de 1 átomo de 12C = 12 u (6 prótons e 6 nêutrons) 1 u de 12C = 1,66 × 10-24 g 12 u de 12C = 1,99 × 10-23 g  1 átomo de 12C 12 g 12C  x = 6,02 ×1023 átomos 12C = 1 mol Para 1H : 1 át → 1,6735 × 10-24 g 6,02 × 1023 át → x = 1,0078 g = 1 mol Para 16O: 1 át → 2,6560 × 10-23 g 6,02 × 1023 át → x = 15,9949 g = 1 mol

O mol foi introduzido em 1860 pelo químico alemão Wilhelm Ostwald (1853-1932) e tem origem na palavra latina moles, que significa pilha muito grande. É uma unidade básica do Sistema Internacional (SI) para medida da quantidade de uma substância. 1 mol = 6,02 × 1023 entidades Número de Avogadro Amadeo Avogadro concebeu a idéia básica, mas foi Stanislao Cannizzaro que determinou o número e o apresentou no meio científico em 1860.

MASSA ATÔMICA OU MASSA MOLAR: É a massa em gramas (g) de um mol de átomos de qualquer elemento. Unidade: g/mol ou g.mol-1 Exemplo: 1 mol H → 6,02 × 1023 át. H → 1 g H ¯MH = 1 g/mol 1 mol Au → 6,02 × 1023 át. Au → 197 g Au ¯MAu = 197 g/mol

A massa atômica média do C: Massas atômicas médias: As massas atômicas dos elementos da TP são calculadas a partir das massas atômicas de seus isótopos, levando-se em consideração as suas abundâncias relativas. Exemplo: 98,893 % de 12C + 1,107 % de 13C A massa atômica média do C: (0,98893)(12 g/mol) + (0,01107)(13,00335 g/mol) 12,01 g/mol

Isótopo Massa atômica (g/mol) Abundância Relativa (%) Exercício 1: Calcule, a partir dos dados da tabela abaixo, a massa atômica média para os elementos cloro e cobre: Isótopo Massa atômica (g/mol) Abundância Relativa (%) 63Cu 62,9298 69,09 65Cu 64,9278 30,91 35Cl 34,9689 75,77 37Cl 36,9659 24,23 Resposta: ¯MCu = 63,55 g/mol; ¯MCl = 35,45 g/mol

Correlação entre número de mols e massa molar: n = m/¯M n = número de mols (mol) M = massa do átomo ou molécula (g) ¯M = massa molar (g/mol) Correlação entre número de mols e número de partículas: n = N/¯N n = número de mols (mol) N = número de partículas ¯N ou NA = número de Avogadro (mol-1)

a) Quantos mols de ferro estão contidos em 136,9 g de ferro? Exercício 2: a) Quantos mols de ferro estão contidos em 136,9 g de ferro? b) Quantos átomos estão contidos em 2,451 mols de ferro? c) Quantos gramas de ferro estão contidos em 1,55 mol de ferro? Resposta: a) n = 2,451 mols; b) N = 1,476 × 1024 átomos; c) m = 86,57 g

Considerando-se 2,35 mols de prata: Exercício 3: Considerando-se 2,35 mols de prata: a) Qual é a massa de prata? b) Qual é a massa de 1 átomo de prata? c) Quantos átomos de prata estão contidos em 2,35 mols? Resposta: a) m = 253,5 g; b) m = 1,79 × 10-22 g; c) N = 1,42 × 1024 átomos

MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR: É a massa em gramas (g) de um mol de moléculas. Unidade: g/mol ou g.mol-1 Exemplos: ¯MNaOH = (1 × ¯MNa) + (1 × ¯MO) + (1 × ¯MH) ¯MNaOH = (1 × 23) + (1 × 16) + (1 × 1) = 40 g/mol ¯MCH3COOH = (2 × ¯MC) + (2 × ¯MO) + (4 × ¯MH) ¯MCH3COOH= (2 × 12) + (2 × 16) + (4 × 1) = 60 g/mol ¯MPb(NO3)2 = (1 × ¯MPb) + (2 × ¯MN) + (6 × ¯MO) ¯MPb(NO3)2= (1 × 207,2) + (2 × 14) + (6 × 16) = 331,2 g/mol

1 mol de CH3COOH ou 6,02 × 1023 moléculas de CH3COOH contém em sua fórmula: * 2 mols de C = 2 × 6,02 × 1023 átomos de C * 2 mols de O = 2 × 6,02 × 1023 átomos de O * 4 mols de H = 4 × 6,02 × 1023 átomos de H

Considerando-se 16,5 g de ácido oxálico (H2C2O4), calcule: Exercício 4: Considerando-se 16,5 g de ácido oxálico (H2C2O4), calcule: O número de mols correspondente a massa da amostra. O número de moléculas de ácido oxálico em 16,5 g. O número de átomos de carbono em 16,5 g de ácido oxálico. d) A massa de uma molécula de ácido oxálico. Resposta: a) n = 0,183 mol; b) N = 1,10 × 1023 moléculas; c) N = 2,20 × 1023 átomos; d) m = 1,49 × 10-22 g

Considerando-se 40 g do gás oxigênio (O2), calcule: Exercício 5: Considerando-se 40 g do gás oxigênio (O2), calcule: O número de mols do gás oxigênio. O número de moléculas do gás oxigênio. O número de átomos de oxigênio. Resposta: a) n = 1,25 mol; b) N = 7,53 × 1023 moléculas; c) N = 1,51 × 1024 átomos

FÓRMULAS: Fórmulas moleculares: Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma molécula.

Fórmulas mínimas: Fornecem os números e tipos relativos de átomos em uma molécula. Fornecem os menores números inteiros proporcionais possíveis dos átomos em uma molécula. Exemplos: CH2 (fórmula mínima) C2H4 (fórmula molecular)

Fórmulas estruturais: - Fornece a conectividade entre átomos individuais na molécula. - A fórmula estrutural pode ou não ser usada para mostrar a forma tridimensional da molécula.

A equação química deve obedecer a Lei de Conservação das Massas. EQUAÇÕES QUÍMICAS A equações químicas descrevem suscintamente o que ocorre em uma reação química. Exemplo: combustão de octano 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O reagentes produtos 16C, 36H, 50O 16C, 36H, 50O A equação química deve obedecer a Lei de Conservação das Massas.

Lei da Conservação das Massas “ Nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída em uma reação química” (Antoine Lavoisier, 1789) 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O 2, 25, 16 e 18 são os coeficientes estequiométricos da equação. 1 C8H18 + 12½ O2 → 8 CO2 + 9 H2O

C + O → CO C + 2 H2 → CH4 1 mol 2 mols 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 6,02 × 1023 át. C 6,02 × 1023 moléc. CO 6,02 × 1023 át. O 12 g 16 g 28 g C + 2 H2 → CH4 1 mol 2 mols 1 mol 6,02 × 1023 át. C 6,02 × 1023 moléc. CH4 2 × (6,02 × 1024 moléc. H2) 12 g 2 × (2 g) 16 g

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS: Quantos mols de potássio podemos obter pela dissociação de 12 mols de K4[Fe(CN)6]? (R = 48 mols) K4[Fe(CN)6] → 4 K+ + [Fe(CN)6]4- 2) Quantos mols de hidróxido férrico serão necessários para neutralizar completamente 18 mols de ácido carbônico? (R = 12 mols) 2 Fe(OH)3 + 3 H2CO3 → Fe2(CO3)3 + 6 H2O 3) Qual é a massa de carbonato férrico que será formado segundo o exercício anterior? (R = 6 mols)

2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O 4) Quantos mols de ácido fosfórico e de hidróxido de cálcio reagem se há formação de 0,10 mol de fosfato de cálcio? (R = 0,2 mol; 0,3 mol) 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O 5) Segundo a equação do exercício 4, qual é a massa de ácido fosfórico que converte totalmente 0,60 mol de hidróxido de cálcio em fosfato de cálcio? (R = 39,2 g) 6) Considerando-se a reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, calcule quantos gramas de água serão formados a partir de 4 mols de hidróxido de sódio. (R = 72 g) H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2 H2O

7) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir completamente com 1,2 mol de metano? (R = 76,8 g) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 8) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir completamente com 24 g de metano? (R = 96 g) 9) Qual é a massa de metano, em gramas, requerida para reagir com 100 g de oxigênio molecular? (R = 25 g)

A quantidade de produto é determinada pelo reagente limitante Em uma reação química onde as quantidades dos reagentes não são estequiométricas, o reagente que é consumido primeiro é denominado reagente limitante. A + B → AB 4 A e 10 B 4 AB e 6 B Sobram 6 bolinhas vermelhas As bolinhas azuis são o reagente limitante A quantidade de produto é determinada pelo reagente limitante

b) Qual é o reagente limitante? CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O Exercício 1: a) Qual é a massa de dióxido de carbono e de água que pode ser formada pela reação de 16 g de metano com 48 g de oxigênio molecular? b) Qual é o reagente limitante? CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O Exercício 2: a) Quantos gramas de água serão formados a partir da reação de neutralização de 600 g de ácido sulfúrico e 550 g de hidróxido de potássio? b) Qual é o reagente que está em excesso? c) Quantos gramas deste reagente está em excesso? Exercício 3: 100 g de zinco foram misturadas a 100 g de iodo. O iodo foi completamente convertido em ZnI2. Qual é a percentagem mássica de zinco que não reagiu? Zn + I2 → ZnI2 R: 1 – a) 33 g, 27 g, b) O2 2 – 220 g, b) NaOH, c) 60,4 g 3 – 74,2%

RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO: Com excesso de oxigênio: C8H18 + 25½ O2  8 CO2 + 9 H2O Com quantidade incompleta de oxigênio: C8H18 + < 25½ O2  ? CO2 + ? CO + ? H2O Reações que não se completam ou que geram produtos secundários, tem seu rendimento diminuído.

Rendimento percentual = rendimento real × 100 Rendimento teórico: é a quantidade máxima de produto(s) que se pode obter a partir de uma reação completa. Rendimento real: é a quantidade de produto formada em uma dada condição de reação. Rendimento percentual: é uma medida da eficiência da reação. Rendimento percentual = rendimento real × 100 rendimento teórico

Exercício 1: Na reação de combustão do etileno (C2H4), são produzidos 3,48 g de dióxido de carbono (CO2), restando carbono na forma de monóxido de carbono (CO) ou carbono elementar (C). O rendimento teórico foi de 5,43 g de CO2. Qual é o rendimento percentual da reação? (R = 64,1%) Exercício 2: 15,6 g de benzeno reagem com ácido nítrico em excesso. Foram isolados 18 g do produto nitrobenzeno. Qual é o rendimento percentual da reação? (R = 73,2%) C6H6 + HNO3  C6H5NO2 + H2O Exercício 3: 600 g de ácido sulfúrico reagem com excesso de NaOH. Calcule o rendimento teórico (R = 869,4 g) Calcule o rendimento percentual da reação se forem produzidos 500 g de sulfato de sódio. (R = 57,5%)