ESTEQUIOMETRIA: Cálculos com fórmulas e equações químicas Luiz Felipe Pugliese Pedro Henrique Ferreira Machado

Sumário 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

Introdução Estequio- elemento metria- medida Definição: é o estudo das relações quantitativas de reagentes e produtos Bases teóricas: Lei da conservação das massas (Lavoisier). Lei das proporções definidas (Proust).

1- Equações Químicas - Reagentes: substâncias que aparecem no lado esquerdo da equação. - Produtos: substâncias que aparecem no lado direito da equação. N2(g) + H2(g) NH3(g)

- O balanceamento da equação química compreende a igualdade de átomos entre reagentes e produtos. - Os coeficientes de reagentes e produtos não alteram a identidade da substância, mas sim a quantidade. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

2- Tipos de reatividade - Reações de decomposição: uma única substância forma dois ou mais produtos. - Reações de combinação: duas substâncias formam um só produto. - Combustão ao ar: são reações rápidas que produzem chama e tem O2(g) como reagente. - Participação da tabela periódica. Exemplo: Sendo M um metal alcalino 2 M(s) + 2 H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g)

3- Massas atômicas e massas moleculares - As fórmulas e equações químicas têm significado quantitativo. - Unidade de massa atômica (u) é definida por 1/12 do 12C . - Massa atômica média: os elementos comparecem na forma de mistura de isótopos.

- Massa molecular: é a soma das massas atômicas de cada átomo da fórmula química. Exemplo: SO2 1 x M.A. enxofre + 2 x M.A. oxigênio 1 x 32 g + 2 x 16 g = 64 g - Composição percentual a partir das fórmulas é a porcentagem de cada elemento na substância. - Espectrômetro de massa: Através desse aparelho, se consegue detetar de forma exata a massa atômica e a abundância do elemento. Com esses dois dados calculamos a massa atômica média.

4- O Mol Unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) para a grandeza de matéria. Adequado somente para descrever quantidades de entidades elementares (átomos, elétrons, íons, moléculas e outras partículas). Constante de Avogadro: 6,0221567 x 1023 partículas / mol. Massa molar (em gramas) tem o mesmo valor numérico que a massa formal (em u).

Conversões entre massas, mol e número de partículas: Gramas use a massa Mol Use Moléculas molar 6,022 x 1023 Relações: Quantidade (em mol) = massa / massa molar Número de moléculas = Quantidade x 6,022 x 1023 Exercício resolvido: Tendo uma massa de 5 g de C6H12O6, calcule a sua quantidade. (Massa molar da glicose = 180 g) Quantidade = 5 g de glicose x 1 mol / 180g de glicose

5- Análise química e fórmulas empíricas Fórmula empírica de uma substância informa o número relativo de átomos de cada elemento químico na fórmula. O cálculo é realizado através dos seguintes passos: % do elemento em massa Fórmula empírica Calcule a razão entre as quantidades Admita amostra de 100g Use as massas atômicas Quantidade de cada elemento Massa de cada elemento

Fórmula empírica = C3H4O3 - Exercício resolvido: O ácido ascórbico (vitamina C) contém 40,92% de C, 4,58% de H e 54,50% de O. Qual sua fórmula empírica? Qt de C: 40,92 g de C x 1 mol de C = 3,41 mol de C 12,01 g de C Qt de H: 4,58 g de H x 1 mol de H = 4,54 mol de H 1,008g de H Qt de O: 54,50 g de O x 1 mol de O = 3,41 mol de O 16,00 g de O C: 3,41 = 1 H: 4,54 = 1,33 O: 3,41 = 1 3,41 3,41 3,41 Fórmula empírica = C3H4O3

A fórmula molecular pode ser obtida através da fórmula empírica, pois os índices da fórmula molecular de uma substância são sempre múltiplos inteiros dos índices correspondentes da fórmula empírica. A análise por combustão tem a finalidade de descobrir também a fórmula empírica através das massas de CO2, H2O e NO2.

6- Informações quantitativas nas equações equilibradas Os coeficientes de uma equação química equilibrada podem ser interpretados como números relativos de moléculas que participam da reação ou como números relativos de mols. Exemplo: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O são quantidades estequiometricamente equivalentes.

Esquema do cálculo da massa de um reagente consumido ou de um produto formado numa reação, a partir da massa de um outro reagente ou outro produto. Massa de A Massa de B Use a massa molar de A Use a massa molar de B Use os coeficientes de A e de B na equação equilibrada Quantidade de A Quantidade de B

- Exercício resolvido: Calcular a massa de água produzida na combustão de 1,00 g de metano CH4: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O Qt de metano: 1,00 g de CH4 x 1 mol de CH4 16,0 g de CH4 Converte-se a qt de metano em água. Qt de água: 1,00 g de CH4 x 1 mol de CH4 x 2 mols de H2O 16,0 g de CH4 1 mol de CH4 Finalmente com a massa molar da água converte-se a qt de água em gramas: 1,00 g de CH4 x 1 mol de CH4 x 2 mols de H2O x 18,0 g de H2O 16,0 g de CH4 1 mol de CH4 1 mol de H2O = 2,25 g de H2O.

7- Reagentes limitantes Reagente limitante é o reagente que é completamente consumido numa reação e limita a quantidade de produto a ser formado. - Exercício resolvido: 2 SO2(g) + O2(g) + 2 H2O(l) 2 H2SO4(aq.) Que quantidade de ácido sulfúrico pode se formar a partir de 5,0 mols de SO2, 2 mols de O2 e quantidade ilimitada de água? Resolução: A quantidade de O2 necessária para consumo completo de 5,0 mols de SO2 é: Qt de O2: 5,0 mols de SO2 x 1 mol de O2 = 2,5 mols de O2 2 mols de SO2 como há somente 2,0 mols de O2, e para os 5,0 mols de SO2 são necessários 2,5 mols de O2, então o reagente limitante é o O2.

Como a proporção entre o O2 e o H2SO4 é de 1:2, calcula-se a quantidade de produto produzido a partir da quantidade do reagente limitante que é o O2. Qt de produto: 2,0 mols de O2 x 2,0 mols de produto 1,0 mol de O2 = 4,0 mols de produto. Esses 4 mols consomem 4 mols de SO2. Logo fica provado que o reagente em excesso é o SO2 e assim fica evidente que os cálculos são feitos com base no valor do reagente limitante. Assim a resposta do exercício é 4,0 mols de H2SO4.

Produção teórica: é a quantidade de produto que se determina pelo cálculo a partir do consumo completo do reagente limitante. Produção real é a quantidade de produto que se obtém na reação. Rendimento percentual é a razão, em porcentagem, entre a produção real e a produção teórica. Rendimento = produção real x 100 produção teórica