Estequiometria:.

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1 Estequiometria:

2 Estequiometria deriva do grego “STOICHEON”, que significa . . .
. . .“a medida dos elementos químicos”.

3 Em outras palavras, é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas em massa, mols, em volume, número de átomos e moléculas, . . .

4 Importância . . . Nas indústrias ou nos laboratórios, objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes a ser usada em uma reação, prevendo a quantidade de produtos.

5 A estequiometria das reações químicas tem como base as Leis Ponderais:
Lei de Dalton 2. Lei de Lavoisier 3. Lei de Proust

6 LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

7 As principais leis ponderais são:
Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier Lei das proporções constantes ou Lei de Proust Lei das proporções múltiplas ou Lei de Dalton

8 As leis das reações químicas podem ser divididas em dois grupos:
LEIS PONDERAIS LEIS VOLUMÉTRICAS São as leis relativas às massas das substâncias que participam das reações químicas São as leis relativas aos volumes das substâncias que participam das reações químicas Prof. Agamenon Roberto

9 01) A reação entre 23 g de álcool etílico e 48 g de oxigênio produziu
27g de água, ao lado de gás carbônico. A massa de gás carbônico obtida foi de: álcool etílico + oxigênio gás carbônico + água a) 44g. b) 22g. c) 61g. d) 88g. e) 18g. 23g 48g m g 27g = m m = 71 – 27 m = 44 g Prof. Agamenon Roberto

10 Lei das proporções constantes ou Lei de Proust
hidrogênio + oxigênio água 1ª experiência: 2 g 16 g 18 g 2ª experiência: 4 g 32 g 36 g massa de hidrogênio 2 g 1 g 1ª experiência: = = massa de oxigênio 16 g 8 g massa de hidrogênio 1 g 4 g 2ª experiência: = = massa de oxigênio 32 g 8 g QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS MESMOS ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS NUMA MESMA PROPORÇÃO Prof. Agamenon Roberto

11 CONSEQÜÊNCIAS DA LEI DE PROUST
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO É o cálculo pelo qual prevemos as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química Prof. Agamenon Roberto

12 Relações estequiométricas fundamentais
As possibilidades em estequiometria Reação química equação química representada por na qual há coeficientes estequiométricos que expressam proporção (em mols) entre os participantes da equação conforme a conveniência pode ser expressa em quantidade em mols massa volume número de moléculas número de átomos de íons Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

13 Relações estequiométricas fundamentais
Proporção estequiométrica entre quantidade em mols Proporção estequiométrica é a proporção entre as quantidades em mols dos participantes de uma dada reação química. 1 N2 (g) 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + 1 molécula 3 moléculas 2 moléculas 6  1023 1  6  1023 moléculas 1 mol 3  6  1023 moléculas 2  6  1023 moléculas 3 mol 2 mol ADILSON SECCO Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

14 Relações estequiométricas fundamentais
Reação química representada por equação química na qual há coeficientes estequiométricos expressam proporção entre os participantes da reação proporção que envolve, em princípio, a quantidade em mols Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

15 Relações estequiométricas fundamentais
Resolução Massas molares (g  mol1): Ag = 108; HNO3 = 63; AgNO3 = 170; NO = 30; H2O = 18 3 Ag (s) + 4 HNO3 (aq) → 3 AgNO3 (aq) + 1 NO (g) + 2 H2O (l) Proporção 3 mol 4 mol 1 mol 2 mol ↓ Grandezas envolvidas No átomos Massa No de fórmulas Volume Mols Transformando mol em: 1,8  1024 Átomos 252 g fórmulas 25 L volume mols Dados do problema: 3,6  1022 X y z w x = 5,04 g; y = 3,6  1022 fórmulas; z = 0,5L; w = 0,04 mol Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

16 01) Sabemos que 7 g de nitrogênio reagem todo com 1,5 g de hidrogênio,
produzindo gás amônia. A massa de gás amoníaco que iremos obter nessa reação quando misturamos 2,1 g de nitrogênio com uma quantidade suficiente de hidrogênio é: a) 8,1g. b) 10,2g. c) 2,55g. d) 4,00g. e) 3,60g. nitrogênio + hidrogênio  gás amoníaco 7 g 1,5 g 8,5 g 2,1 g m g 7 8,5 = 7 x m = 2,1 x 8,5 2,1 m 7 x m = 17,85 17,85 m = m = 2,55 g 7 Prof. Agamenon Roberto

17 02) A quantidade de água em MOL produzida pela combustão completa
de 40 g de hidrogênio é de: 2 H O  H2O Dados: H2 = 2g/mol. 100 mols. 40 mols. 20 mols. 4 mols. 1 mol. massa mol 2 x 2g 2 mol 40g n mol 4 2 = 4 . n = 80 40 n 80 n = n = 20 mols 4 Prof. Agamenon Roberto

18 03) O mármore (CaCO3) reage com o ácido sulfúrico formando o gesso
(CaSO4), de acordo com a equação balanceada: H2SO4(aq) + CaCO3(s)  CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g) A massa de gesso formada pela reação de 25 g de mármore com H2SO4 suficiente será: Dados: CaCO3 = 100 u; CaSO4 = 136 u 5 g. 17 g. 34 g. 68 g. 100 g. CaCO3(s)  CaSO4(s) 100g 136g 25g m g 100 136 25 x 136 = m = 25 m 100 3400 m = m = 34g 100 Prof. Agamenon Roberto

19 Fórmula percentual São as porcentagens, em massa, dos elementos formadores de uma substância Prof. Agamenon Roberto

20 carbono + hidrogênio metano 1ª experiência: 12 g 4 g 16 g
x g y g 100 g 12 4 16 = = x y 100 12 16 = 16 x x = 12 x 100 x 100 1200 16 x x = 1200 x = x = 75 % de C 16 4 16 = 16 x y = 4 x 100 y 100 400 16 x y = 400 y = y = 25 % de H 16 Prof. Agamenon Roberto

21 cálcio + carbono + oxigênio carbonato de cálcio 12% x % 100 g 40% m g
01) O carbonato de cálcio é formado por 40% de cálcio, 12% de carbono e x% de oxigênio, em massa. Em 50 g do referido sal à quantidade de oxigênio é igual a: a) 8g. b) 16g. c) 24g. d) 32g. e) 48g. cálcio + carbono + oxigênio carbonato de cálcio 12% x % 100 g 40% m g 50 g 48 100 = 100 m = 48 50 x x m 50 2400 100 m = 2400 m = x 100 40 + 12 + x = 100 g m = 24 g x = 48 g Prof. Agamenon Roberto

22 02) A porcentagem em massa do carbono no CHCl3 (clorofórmio) é:
Dados: H = 1 u; C = 12 u; Cl = 35,5 u a) 1%. b) 10%. c) 12%. d) 24%. e) 50%. 12 119,5 = 119,5 x x = 12 x 100 x 100 119,5 x x = 1200 1200 x = = 10 % 119,5 carbono + hidrogênio + cloro clorofórmio 12 g 1 g 106,5 g 119,5 g x g 100 g Prof. Agamenon Roberto

23 LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS
ou LEI DE DALTON Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a massa de um dos dois permanecer constante, a massa do outro irá variar segundo valores múltiplos ou submúltiplos 1ª experiência: hidrogênio + oxigênio água 4 g 32 g 36 g 2ª experiência: hidrogênio + oxigênio água oxigenada 4 g 64 g 68 g 32 g 32 g : 32 1 = = A proporção é de 1 : 2 64 g 64 g : 32 2 Prof. Agamenon Roberto

24 LEIS VOLUMÉTRICAS São as leis relativas aos volumes das substâncias que participam de uma reação As relações entre os volumes dos gases que reagem foram determinada por GAY-LUSSAC Prof. Agamenon Roberto

25 Estas leis podem ser resumidas em um único enunciado
“ Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes reagentes e dos produtos gasosos formam uma proporção constante, de números inteiros e pequenos “ Prof. Agamenon Roberto

26 hidrogênio + cloro gás clorídrico 15 L 15 L 30 L
Na reação entre os gases hidrogênio e cloro, foram medidos os seguintes volumes: hidrogênio + cloro gás clorídrico 15 L 15 L 30 L Simplificando-se esses valores teremos a seguintes relação 1 : 1 : 2 que é uma relação de números inteiros e pequenos Prof. Agamenon Roberto

27 Na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio
foi medidos os seguintes volumes: hidrogênio + oxigênio água 6 L 3 L 6 L Simplificando-se esses valores teremos a seguintes relação 2 : 1 : 2 que é uma relação de números inteiros e pequenos Prof. Agamenon Roberto

28 Volumes iguais de gases quaisquer,
HIPÓTESE DE AVOGADRO Volumes iguais de gases quaisquer, medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão encerram o mesmo número de moléculas Prof. Agamenon Roberto

29 02) (Covest – 90) Como produto da eletrólise da água, recolhe-se gás
oxigênio no eletrodo positivo (ânodo) e gás hidrogênio no eletrodo negativo (cátodo). Assinale que afirmativa representa a razão entre os volumes dos gases recolhidos, nas mesmas condições de temperatura e pressão. 2 H2O 1 O2 + 2 H2 a) 1 volume de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. b) 2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. c) 1 volume de oxigênio para 3/2 volumes de hidrogênio. d) 1 volume de oxigênio para 2 volumes de hidrogênio. e) 3/2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. Prof. Agamenon Roberto

30 03) Para a reação 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g), quantos
litros de trióxido de enxofre (SO3) serão produzidos a partir de 10 L de O2, considerando que todos os volumes foram medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão? 2 SO2 + 1 O2 2 SO3 a) 5 L. b) 10 L. c) 20 L. d) 30 L. e) 40 L. 1 L 2 L 10 L V V = 20 L

31 As substâncias podem ser representadas pelas fórmulas
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS As substâncias podem ser representadas pelas fórmulas PERCENTUAL MÍNIMA e MOLECULAR Prof. Agamenon Roberto

32 É a fórmula que indica os elementos químicos
FÓRMULA PERCENTUAL É a fórmula que indica os elementos químicos e as porcentagens, em massa, de cada átomo que forma a substância METANO C H 75% 25% Indica que: O metano é constituído por carbono e hidrogênio Em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio Prof. Agamenon Roberto

33 A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio
FÓRMULA MOLECULAR É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a substância e o número de átomos de cada elemento na molécula GLICOSE C6H12O6 Indica que: A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio Em uma molécula de glicose existem 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio

34 A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio
FÓRMULA MÍNIMA É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a substância e a proporção em número de átomos desses elementos, expressa em números inteiros e os menores possíveis GLICOSE fórmula molecular C6H12O6 GLICOSE fórmula mínima CH2O Indica que: A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio Em uma molécula de glicose existe uma proporção de 1 átomo de carbono, 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio

35 ou das massas que participam da reação
Podemos calcular a fórmula mínima partindo da fórmula molecular,fórmula centesimal ou das massas que participam da reação 01) (Covest – 2005) Uma substância pura foi analisada em laboratório e foram obtidos os seguintes resultados: Teor de H = 0,4 g, teor de C = 2,4 g e teor de O = 3,2 g. Sendo a fórmula mínima desta substância HℓCmOn, calcule a soma ℓ + m + n. Dados H (A = 1 u.), C (A = 12 u.), O (A = 16 u.). 0,4 H: = 0,4 mol : 0,2 = 2 mol 1 2,4 C: = 0,2 mol : 0,2 = 1 mol 12 3,2 O: = 0,2 mol : 0,2 = 1 mol 16 fórmula mínima H2C1O1 soma: = 04

36 massa da fórmula mínima
02) (Modificado) Uma substância pura foi analisada em laboratório e foram obtidos os seguintes resultados: Teor de H = 0,4 g, teor de C = 2,4 g, teor de O = 3,2 g e massa molar 90 g/mol. A fórmula mínima desta substância é HℓCmOn, escreva a fórmula molecular da substância. Dados H (A = 1 u.), C (A = 12 u.), O (A = 16 u.). 0,4 H: = 0,4 mol : 0,2 = 2 mol fórmula mínima 1 H2C1O1 2,4 C: = 0,2 mol : 0,2 = 1 mol 12 fórmula molecular 3,2 O: = 0,2 mol : 0,2 = 1 mol (H2C1O1)n 16 massa molar 90 n = = = 3 massa da fórmula mínima 30 H6C3O3 fórmula molecular: Prof. Agamenon Roberto

37 03) (Mackenzie-SP) Ao se analisar um óxido de elemento não
metálico Y, encontrou-se a proporção de 1,5 mols de átomos de oxigênio para 1 mol de átomos de Y. A fórmula desse óxido pode ser: Pág. 02 Ex. 6 OF2. SO3. CO2. Fe2O3. N2O3. Y1O1,5 x 2 = Y2O3 Prof. Agamenon Roberto

38 7,0 Em 0,5 mol do óxido temos... N: = 0,5 mol 14 16 O: = 1,0 mol 16 e
04) A combustão realizada em altas temperaturas é um dos fatores da poluição do ar pelos óxidos de nitrogênio, causadores de afecções respiratórias. A análise de 0,5 mol de um desses óxidos apresentou 7,0g de nitrogênio e 16g de oxigênio. Qual a sua fórmula molecular? Pág. 02 Ex. 7 7,0 Em 0,5 mol do óxido temos... N: = 0,5 mol 14 16 O: = 1,0 mol 16 Em 1,0 mol do óxido teremos... 1,0 mol de nitrogênio e 2,0 mol de oxigênio A fórmula molecular será NO2 Prof. Agamenon Roberto

39 Em 1,0 mol de quinina teremos...
05) Em 0,5 mol de quinina, substância utilizada no tratamento da malária há 120g de carbono, 12g de hidrogênio, 1 mol de átomos de nitrogênio e 1 mol de átomos de oxigênio. Determine a fórmula molecular da quinina. Em 0,5 mol de quinina temos... Em 1,0 mol de quinina teremos... 120 C: = 10 mol C: 20 mol 12 12 H: = 12 mol H: 24 mol 1 N: 1,0 mol N: 2,0 mol O: 1,0 mol O: 2,0 mol A fórmula molecular será C20H24N2O2 Pág. 02 Ex. 4 Decisão revisa Prof. Agamenon Roberto

40 Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier
metano + oxigênio gás carbônico + água 4 g 16 g 11 g 9 g reagentes produto 4 g + 16 g = 20 g 11 g + 9 g = 20 g NUMA REAÇÃO QUÍMICA A MASSA TOTAL DOS REAGENTES É IGUAL À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS ou ainda NA NATUREZA, NADA SE PERDE, NADA SE CRIA; TUDO SE TRANSFORMA Prof. Agamenon Roberto

41 Reagente limitante e reagente em excesso
1 N H2  NH3 (excesso = 2 mol) ADILSON SECCO + Reagente limitante Reagente em excesso Quando a reação se completa, o excesso de H2 permanece sem reagir. Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

42 Reagente limitante e reagente em excesso
Reagente limitante é o reagente consumido totalmente em uma reação química. Após o consumo do reagente limitante não se pode formar mais produto na reação, ou seja, a reação termina. Para uma dada quantidade de N2, se colocarmos mais H2 que o necessário, as moléculas de H2 em excesso não reagirão porque não há moléculas disponíveis de N2 para reagir com elas. Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

43 Reagente limitante e reagente em excesso
Excesso de reagente verificado pela proporção entre massas Colocaram-se para reagir 14 g de N2 e 5 g de H2. Calcule a massa de NH3 obtida. Massas molares (g  mol1): N = 14; H = 1 1 N H  NH3 Proporção em massa extraída da proporção em mol 28 g 6 g 34 g Dados do problema 14 g ? g Para reagir com 14 g de N2, sem alterar a proporção serão necessários ? g de H2. Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

44 Reagente limitante e reagente em excesso
Massas molares (g  mol1): N = 14; H = 1 1 N H  NH3 Proporção em massa extraída da proporção em mol 28 g 6 g 34 g Dados do problema 14 g ? g Para reagir com 14 g de N2, sem alterar a proporção serão necessários ? g de H2. Para reagir com 14 g de N2, serão necessários 3 g de H2 para que a proporção seja mantida. Como dispomos de 5 g de H2 (mais que o necessário), H2 é o reagente em excesso e N2 é o reagente limitante. Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

45 Reagentes que contêm “impurezas”
Reação química envolve reagentes (consumidos) produtos (formados) cada um deles está presente em uma amostra de matéria na qual pode haver outras substâncias que não sejam de interesse Impurezas Nesse contexto denominadas Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

46 Reagentes que contêm “impurezas”
Determine a massa de ferro que pode ser obtida a partir de t de minério hematita contendo 80% de Fe2O3: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

47 Reagentes que contêm “impurezas”
O primeiro passo é calcular a massa de Fe2O3 presente no minério. m total = t ADILSON SECCO Fe2O3 impuro 80% = Fe2O3 20% = impurezas Porcentagem  x = 8,0  108 g 123 Massa 100% 80% 1,0  109 g x Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

48 Reagentes que contêm “impurezas”
Resolução Fe2O CO  Fe CO2 Proporção: Grandeza: 1 mol Massa 160 g 8,0  108 g 2  56 g y 2 mol 123  ou y = 5,6  108 g y = 560 t Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

49 Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Rendimento da Reação Rendimento teórico é a quantidade de produtos formados, calculada quando todo o reagente limitante foi consumido. Rendimento real é a quantidade de produtos de fato obtida em uma reação. O rendimento real é sempre menor que (e nunca pode ser maior que) o rendimento teórico. O rendimento percentual de uma reação relaciona o rendimento real com o rendimento teórico (calculado). Quando se diz que o rendimento de uma reação é 60%, isso significa dizer que apenas 60% da quantidade que se esperava obter é de fato obtida na prática. Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas