Aula 15 QUÍMICA GERAL Ana Luisa Daibert Pinto.

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1 Aula 15 QUÍMICA GERAL Ana Luisa Daibert Pinto

2 Sumário: Aula 15 Relacionando Quantidades Introdução Equações Químicas
Lei da conservação das massas Estequiometria Coeficientes estequiométricos Balanceamento Conversões entre massas, mols e n° de partículas

3 Sumário: Aula 15 Reações no Laboratório e na Indústria
Reagente em excesso e reagente limitante Reações químicas com substâncias impuras

4 Relacionando Quantidades
INTRODUÇÃO É fundamental, numa indústria química, saber antecipadamente qual a quantidade de reagentes que deve ser utilizada para se obter uma determinada quantidade de produto. O objetivo econômico de toda indústria que envolve processos químicos é produzir substâncias em quantidade suficiente, usando a menor quantidade possível de reagentes e com o menor custo, obtendo, assim, a melhor relação custo/benefício.

5 Relacionando Quantidades
Em Química, as relações em massas, volumes e mesmo em quantidade de energia são denominadas cálculos estequiométricos.

6 Equações Químicas RECORDANDO
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

7 2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 NaOH(aq) + H2(g)
Equações Químicas Em uma equação química representa-se os estados físicos de cada reagente e produto. (s) – Sólido (l) – Líquido (g) – Gasoso (aq) – Aquoso 2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 NaOH(aq) + H2(g)

8 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
Equações Químicas LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS A massa total de uma reação química é constante. Como os átomos não são criados nem destruídos em uma reação química, multiplica-se as fórmulas por fatores para mostrar o mesmo número de átomo de cada elemento em cada lado da reação. Este artifício matemático é conhecido como balanceamento.

9 Estequiometria 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. Estas proporções são perceptíveis pelo conhecimento das fórmulas das substâncias.

10 Estequiometria • Coeficientes estequiométricos
São os números na frente das fórmulas químicas. Fornecem a proporção de reagentes e produtos. Dão os números relativos de mols dos reagentes e produtos que fazem parte de uma reação.

11 Estequiometria A água é formada por hidrogênio e oxigênio.
H2 + O2 → H2O Equação não balanceada 2H2 + O2 → 2H2O Equação balanceada Coeficientes estequiométricos 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.

12 Estequiometria

13 Estequiometria Numa reação química o número total de átomos dos reagentes é igual ao número total de átomos dos produtos.

14 Estequiometria Qualitativamente uma equação química descreve quais os reagentes e produtos que participam de uma reação. Na reação acima, o átomo de ferro reage com a molécula de oxigênio para formar o óxido férrico.

15 Estequiometria Quantitativamente uma equação química balanceada descreve a relação numérica entre átomos ou moléculas consumidas ou formadas em uma reação. 4 mols de átomos de Fe reagem com 3 mols de moléculas de O para formar 2 mols de moléculas de óxido férrico.

16 Estequiometria Quando apresentada uma equação química, deve-se verificar sempre se o número de átomos de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da equação, ou seja, se ela está balanceada. Para realizar o balanceamento, temos que colocar o coeficiente estequiométrico antes dos símbolos. Quando o coeficiente de uma equação for igual a 1, não é preciso escrever.

17 Estequiometria

18 Estequiometria Se tivermos duas vezes H2O, teremos então um total de 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio.

19 Estequiometria Para ajustar uma equação química usamos unicamente os coeficientes. Em nenhum caso trocamos os subíndices das fórmulas. Se fizermos isso vamos alterar a identidade da substância. Embora a equação esteja balanceada, ela não representa a reação química da formação da água. Ao trocar o subíndice do oxigênio da água por dois, trocamos também o composto, obtendo assim a fórmula da água oxigenada.

20 Estequiometria O que significa o número depois dos parênteses?
Nesse caso, os elementos entre os parênteses são multiplicados pelo número 2.

21 Estequiometria Por onde começar o balanceamento? M etal A metal
C arbono H idrogênio O xigênio

22 Estequiometria Lado esquerdo Lado esquerdo (reagentes): 1 Ca
Lado direito (produtos) : 3 Ca Devemos multiplicar o cálcio do lado esquerdo por 3. Lado direito 3 cálcios 1 x 2 = 2 fósforos 4 x 2 = 8 oxigênios Lado esquerdo 3 x 1 = 3 cálcios 2 fósforos 3 x = 8 oxigênios

23 Estequiometria As equações químicas nos mostram a proporção em número de mols, segundo a qual as substâncias reagem e se formam. Entretanto, quando estamos num laboratório ou numa indústria, trabalhamos com quantidades de substância medidas em massa (g, kg, ton…).

24 Estequiometria A quantidade de matéria em mol pode ser expressa em outras grandezas, tais como: massa em gramas, volume de gases e, ainda, número de moléculas. n° de Avogadro

25 Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
O mol Mol: medida conveniente de quantidades químicas. 1 mol de partículas* = 6,0 x 1023 daquela partícula*. *átomos, íons ou moléculas. Massa molar Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol, g.mol-1)

26 Massa Molar • A massa molar (MM): é a soma da massa atômica (MA) para os átomos na fórmula. MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) = 2(1) + (32) + 4(16) = 98 g/mol MM de C6H12O6 6(12) + 12(1) + 6(16) = 180 g/mol

27 Conversões entre massas, mols e n° de partículas
18g H2O  1 mol H2O  6,0 x 1023 átomos, íons ou moléculas 64g O2  2 mol O2  2 (6,0 x 1023) átomos, íons

28 Estequiometria Conhecendo as massas atômicas do nitrogênio (N = 14) e do hidrogênio (H = 1), pode-se interpretar a equação de formação da amônia de várias maneiras:

29 Estequiometria • Dada a equação de formação da amônia: N2 (g) + H2 (g)  NH3 (g) a) Calcular o número de mol de amônia produzido na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.

30 Estequiometria Balancear a equação: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)

31 Estequiometria b) Determinar a massa de amônia produzida na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. Dados: - Massa do nitrogênio = 14g - Massa do hidrogênio = 1g Massa molar do NH3 = 1 x x 1 = 17 g/mol

32 Estequiometria

33 Estequiometria c) Calcular a massa de amônia produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. Dados: - Massa do nitrogênio = 14g - Massa do hidrogênio = 1g Massa molar do N2 = 28 g/mol Massa molar do NH3 = 1 x x 1 = 17 g/mol

34 Estequiometria

35 Estequiometria d) Determinar o volume de amônia, nas CNTP, produzido na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. Dados: Massa molar do N2 = 28 g/mol Volume molar do NH3 nas CNTP = 22,4 L/mol)

36 Estequiometria

37 Reações no Laboratório e na Indústria
Os cálculos estequiométricos vistos até agora referem-se a condições teóricas. Na prática, em certas situações, os reagentes são misturados em quantidades não estequiométricas, ou então apresentam impurezas. Nem sempre, também, as reações ocorrem com aproveitamento total.

38 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Se os reagentes não estão presentes em quantidades estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes ainda estarão presentes (em excesso). Reagente limitante: um reagente que é consumido.

39 Reagente em Excesso e Reagente Limitante

40 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Etapas para resolver questões que envolvem reagentes limitantes e em excesso: a) considere um dos reagentes como limitante e determine quanto de produto seria formado; b) repita o procedimento para o outro reagente; c) a menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade de produto formada.

41 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
2H2 + O2 → 2H2O Reagente limitante: H2 Reagente em excesso: O2

42 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Foram misturados 40 g de hidrogênio (H2) com 40 g de oxigênio (O2), com a finalidade de produzir água, segundo a equação: 2 H2 (g) + 1 O2 (g)  2 H2O (v) Determine: a) o reagente limitante; b) a massa do produto formado; c) a massa do reagente em excesso. Dados: H2 = 2 g/mol, O2 = 32 g/mol, H2O = 18 g/mol

43 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Inicialmente vamos considerar que o H2(g) seja o reagente limitante:

44 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Em seguida, vamos considerar que o O2 (g) seja o reagente limitante:

45 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Observe que a menor quantidade de água produzida será de 45 g, correspondente ao consumo total de O2 (g), que é, então, o reagente limitante.

46 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Agora vamos calcular a massa de H2(g) que será consumida e o que restou em excesso:

47 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
A massa de H2 que irá reagir é igual a: Como a massa total de H2(g) era de 40 g e só 5 g de H2(g) reagiram, teremos um excesso de 35 g de H2(g) .

48 Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Assim, temos: a) reagente limitante: O2(g); b) massa de água formada: 45 g; c) massa de H2(g) em excesso: 35 g.

49 Reações Químicas com Substâncias Impuras
Até aqui, trabalhamos com as substâncias admitindo que fossem puras (100% de pureza). Na prática, isso ocorre apenas na produção de medicamentos ou em análises químicas muito especiais. Normalmente, trabalhamos com substâncias que apresentam certa porcentagem de impurezas.

50 Reações Químicas com Substâncias Impuras
A pirita (FeS2), por exemplo, minério que permite a obtenção do ferro, é encontrada na natureza agregada a pequenas quantidades de níquel, cobalto, ouro e cobre. O minério de pirita, usado com objetivo industrial, apresenta 92% de pureza, o que significa que em 100 partes, em massa, desse minério encontramos 92 partes em massa de FeS2 e 8 partes em massa de outras espécies químicas (impurezas).

51 Reações Químicas com Substâncias Impuras
Possibilidades: 1°) Quando for preciso calcular a massa de produto obtido a partir de uma amostra impura, devemos inicialmente calcular a parte pura dessa amostra e efetuar os cálculos com o valor obtido. Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza reage com oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzida. (MM: Mg = 24 g/mol; MgO = 40 g/mol) 2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s)

52 Reações Químicas com Substâncias Impuras
Determinada a massa de magnésio (96 g) existente na massa da amostra, podemos calcular a massa do produto formado:

53 Reações Químicas com Substâncias Impuras
2°) Quando conhecemos a massa de um produto obtido a partir de uma amostra impura, devemos inicialmente determinar a massa do reagente puro necessária para formar a massa do produto. A seguir, relacionamos a massa do reagente puro com a massa total da amostra. Determine a massa de uma amostra de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, que na decomposição térmica produziu 84 g de óxido de cálcio, segundo a equação: (MM: CaCO3 = 100 g/mol; CaO = 56 g/mol) CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)

54 Reações Químicas com Substâncias Impuras

55 Aula 17 Exercícios de Fixação BALANCEAMENTO DE REAÇÕES QUÍMICAS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

56 Atividades 1) Quantos átomos de cada elemento existem na fórmula: a) Fe2O3 b) 6SiO2 c) Al2(SO4)3 d) 3Ca(NO3)2

57 Atividades 2) A equação refere-se à transformação de ozônio em oxigênio comum, representada pela equação: 2 O3  3 O2 Os números 2 e 3 que aparecem no lado esquerdo da equação representam, respectivamente: a) Coeficiente estequiométrico e número de átomos da molécula. b) Coeficiente estequiométrico e número de moléculas. c) Número de moléculas e coeficiente estequiométrico. d) Número de átomos da molécula e coeficiente estequiométrico. e) Número de átomos da molécula e número de moléculas.

58 Atividades  3) A reação de X com Y é representada abaixo. Qual equação melhor representa a equação química balanceada?

59 Atividades 4) Quais são os coeficientes estequiométricos do ácido e da base na reação abaixo balanceada com os menores valores inteiros possíveis? Al(OH)3 + H4SiO4  Al4(SiO4)3 + H2O

60 Atividades 5) Na reação abaixo, quando 2 mols de N2 reagem, a) quantos mols de H2 são consumidos? b) e quantos mols de NH3 são formados? N2 (g) + H2(g)  NH3(g)

61 Atividades 6) Determine quantas moléculas de NO podem ser formadas quando 7 mols de O2 são consumidos na reação: NH3 (g) + O2(g)  NO(g) + H2O(l)

62 Atividades 7) Quando o sulfeto de chumbo (PbS) e o óxido de chumbo (PbO) são aquecidos juntamente os produtos dessa reação são o chumbo metálico (Pb) e o dióxido de enxofre (SO2). Se 22,3 g de PbO reagem de acordo com a reação abaixo, determine: PbS(s) + PbO(s)  Pb(l) + SO2(g) a) Quantos mols de átomos de chumbo são formados? b) Quantos gramas de chumbo são formados? c) Quantos átomos de chumbo são formados? d) Quantos gramas de dióxido de enxofre são formados?

63 Atividade de Aprendizagem Orientada 04 Óxidos e o Meio Ambiente Data da entrega: 21 de novembro de 2012