EstequiometriaEstequiometria

Cálculos com fórmulas e equações Cálculos com fórmulas e equações químicasquímicas

José Acácio Bertogna JúniorMurilo Santos Ferreira

TópicosTópicos

1 - Equações Químicas1 - Equações Químicas 2 - Reatividade Química2 - Reatividade Química 3 - Massas Atômicas e Moleculares3 - Massas Atômicas e Moleculares 4 - O mol4 - O mol 5 - Análise Química e Fórmulas Empíricas5 - Análise Química e Fórmulas Empíricas 6 - Informações Quantitativas e Equações 6 - Informações Quantitativas e Equações

EquilibradasEquilibradas 7 - Reagentes Limitantes7 - Reagentes Limitantes

IntroduçãoIntrodução

Estequio | metria (elemento) | (medida)

A estequiometria é a análise quantitativa dos reagentes e dos produtos envolvidos numa

reação.

Lei de Lavoisier (Lei da Conservação de Massa):“Podemos estabelecer, como axioma incontestável, que em todas as operações artificiais e naturais nada se cria; a quantidade de matéria que existe antes de uma experiência é igual à quantidade que existe depois da experiência.”

Esta lei dá origem à estequiometria.

1 – Equações Químicas1 – Equações Químicas

São uma representação das reações químicas.

Exemplo: 2 H2(g) + O2(g) 2 H20(g)

- O número localizado à esquerda de cada substância é chamado coeficiente. Indica sua proporção na reação.

- O número menor, escrito do lado direito de cada elemento é chamado índice. Indica sua proporção na substância.

- O sinal “+” pode ser lido como “reage com”.- O sinal “” pode ser lido como “e forma”.- Pode-se usar (g), (l), (s) e (aq) ao lado da substância para indicar o seu estado físico na reação.

- É importante que as equações estejam balanceadas para não haver erro nos cálculos.

Exemplo: CH4 + O2 CO2 + H20 (não balanceada)

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H20 (balanceada)

- O balanceamento é normalmente feito por tentativa e erro.

- Os índices NUNCA podem ser alterados para balancear uma equação.

2 - Reatividade Química2 - Reatividade Química

- A participação da Tabela Periódica

A tabela periódica traz relações que ajudam a medir ou prever o resultado de uma reação. Um exemplo de relação encontrada na tabela periódica é a reatividade.Observe a reação: 2 K(s) + 2 H2O(l) ?

Sem a tabela periódica, seria difícil prever se a reação ocorre ou não. Mas fazendo seu uso poderíamos perceber que: 2 K(s) + 2 H2O(l) 2

KOH(aq) + H2(g)

É uma reação rápida É uma reação rápida produzindo chama. O produzindo chama. O oxigênio atua como oxigênio atua como reagente. O gás carbônico reagente. O gás carbônico e a água são produtos.e a água são produtos.

Se acaso o OSe acaso o O22 for for insuficiente, ocorre uma insuficiente, ocorre uma combustão incompleta combustão incompleta formando CO (monóxido formando CO (monóxido de carbono) ou C (fuligem). de carbono) ou C (fuligem).

- Combustão ao Ar- Combustão ao Ar

- Reações de Combinação e Decomposição

As reações de combinação ocorrem quando duas ou mais substâncias se “juntam” dando origem a uma única outra.

Exemplo: 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)

Já as reações de decomposição ocorrem quando uma única substância dá origem à outras. Exemplos:

CaCO3(s) CaO(s) +

CO2(g)

2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g)

3 – Massas Atômicas e Massas 3 – Massas Atômicas e Massas MolecularesMoleculares

Há muito tempo, sabe-se que os elementos possuem massas diferentes, por isso foi criada a escala de massa atômica.

- A escala de massa atômica

Define-se 1/12 da massa do Carbono 12 como sendo 1 u (unidade de massa atômica).

1 u = 1,66054 x 10-24 g 1 g = 6,02214 x 1023 u

- Massas Atômicas Médias

- Necessárias devido à existência de isótopos.

- São uma média ponderada das massas atômicas de cada isótopo de acordo com sua abundância relativa.

Exemplo: 98,892% do carbono

encontrado na natureza possui 12 u e 1,108% possui 13 u. Portanto, sua massa atômica média pode ser calculada da seguinte forma:

(0,98892)(12 u) + (0,01108)(13 u) = 12,011 u

- Composição Percentual a partir das Fórmulas

A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em determinada substância.

Exemplo: C12H22O11

% C = (12 x (12,0 u) x 100) / 342 u = 42,1% % H = (22 x (1,0 u) x 100) / 342 u = 6,4% % O = (11 x (16,0 u) x 100) / 342 u = 51,5%

4 – O mol4 – O mol

Sempre usamos um número muito grande de átomos ou moléculas em um laboratório, por isso seria muito difícil contá-los em unidades, dezenas, dúzias ou até mesmo centenas. Por isso a medida mais comum é o mol.

“Um mol se define como a quantidade de matéria que contém tantas partículas (átomos, moléculas, íons, etc.) quantos forem os átomos presentes em exatamente 12 gramas de ¹²C.”

1 mol = 6,0221367 x 10²³ partículas

- Massa Molecular

É uma relação entre unidades de massa atômica e gramas.

Exemplos:

1 átomo de ¹²C pesa 12 u, 1 mol de ¹²C pesa 12 g.1 átomo de 24Mg pesa 24 u, 1 mol de 24Mg pesa 24 g.1 átomo de 197Au pesa 197 u, 1 mol de 197Au pesa 197 g.

5 – Análise Química e Fórmulas 5 – Análise Química e Fórmulas EmpíricasEmpíricas

- A fórmula empírica trata de uma proporção entre - A fórmula empírica trata de uma proporção entre a quantidade de cada átomo de uma molécula.a quantidade de cada átomo de uma molécula.

Exemplo: CExemplo: C66HH1212OO66 Glicose Glicose

CHCH22O O Fórmula empírica da glicose Fórmula empírica da glicose

- A fórmula molecular pode ser obtida através da - A fórmula molecular pode ser obtida através da multiplicação dos índices de cada elemento por multiplicação dos índices de cada elemento por uma constante de proporcionalidade.uma constante de proporcionalidade.

Exemplo: CExemplo: C(6x1)(6x1)HH(6x2)(6x2)OO(6x1)(6x1) = C = C66HH1212OO66

- Análise por Combustão- Análise por Combustão

- É feita por uma aparelhagem que determina a - É feita por uma aparelhagem que determina a massa de Hmassa de H22O e COO e CO22 liberada na queima total de liberada na queima total de

substâncias contendo carbono ou hidrogênio.substâncias contendo carbono ou hidrogênio.

- Pode ser usada para determinar a porcentagem de - Pode ser usada para determinar a porcentagem de cada elemento da substância analisada.cada elemento da substância analisada.

6 – Informações quantitativas nas 6 – Informações quantitativas nas Equações EquilibradasEquações Equilibradas

“ “Os números de uma equação química Os números de uma equação química equilibrada podem ser interpretados como equilibrada podem ser interpretados como números relativos de moléculas (ou de números relativos de moléculas (ou de unidades formais) que participam da unidades formais) que participam da reação ou como números relativos de reação ou como números relativos de mols.”mols.”

7 – Reagentes Limitantes7 – Reagentes Limitantes

- - Diz-se limitante daquele reagente que limita a Diz-se limitante daquele reagente que limita a quantidade de produto a ser formado na quantidade de produto a ser formado na reação, isto é, reagente que é completamente reação, isto é, reagente que é completamente consumido numa reação. Os outros reagentes consumido numa reação. Os outros reagentes são chamados “reagentes em excesso”.são chamados “reagentes em excesso”.

Ex: 2 HEx: 2 H22 + O + O2 2 H H22O (equação balanceada)O (equação balanceada)

se tivermos 2 mols de Hse tivermos 2 mols de H22 e 2 mols de O e 2 mols de O22, H, H22 será limitante e sobrará excesso de 1 mol de será limitante e sobrará excesso de 1 mol de OO22..

- Produção teórica- Produção teórica

A quantidade de produto que se determina por cálculo a A quantidade de produto que se determina por cálculo a partir do consumo do reagente limitante é chamada partir do consumo do reagente limitante é chamada produção teórica. Esta é sempre maior do que a real, produção teórica. Esta é sempre maior do que a real, uma vez que o rendimento normalmente é inferior a uma vez que o rendimento normalmente é inferior a 100%.100%.

Observação: pode haver caso de rendimento 100%, Observação: pode haver caso de rendimento 100%, assim sendo, a produção teórica será igual à real.assim sendo, a produção teórica será igual à real.

Rendimento Percentual = Produção real x 100 / Produção Rendimento Percentual = Produção real x 100 / Produção teóricateórica

Exemplo: 4,70 g x 100 / 4,92 = 95,5% Exemplo: 4,70 g x 100 / 4,92 = 95,5%

Referência BibliográficaReferência Bibliográfica

Química: Ciência Central – Brown, Lemay e Química: Ciência Central – Brown, Lemay e Bursten; 7ª ediçãoBursten; 7ª edição

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