Cálculo Estequiométrico.

Apresentação em tema: "Cálculo Estequiométrico."— Transcrição da apresentação:

1 Cálculo Estequiométrico

2 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

3 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

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

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

6 Equações químicas

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

8 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.

9 Alguns padrões simples de reatividade química
Reações de combinação e decomposição

10 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)

11 O mol Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
1 mol de algo = 6,  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.

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13 O mol

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

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18 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.

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

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

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

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

23 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;

24 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 = = 72g 4

25 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 = ,04 x 1023 = 6,02 x 1023 32

26 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 = ,8 = 89,6 L 6

27 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, = 2 Mol 22,4L

28 Cálculos Especiais

29 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%.

30 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%

31 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.

32 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

33 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.

34 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 g 10g ,4g O ácido está em excesso 10g 98g ® 74g 9,8g ® 7,4g 10g – 9,8g = 0,2g R= 0,20 de H2SO4