Estequiometria - sesi-jundiai.webnode.com · Em outras palavras, é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas em massa, mols, em volume, número

Estequiometria:

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Estequiometria deriva do grego

“STOICHEON”, que significa . . .

. . .“a medida dos elementos químicos”.

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, . . .

Nas indústrias ou nos laboratórios,

objetiva calcular teoricamente a

quantidade de reagentes a ser usada

em uma reação, prevendo a

quantidade de produtos.

Importância . . .

A estequiometria das reações químicas

tem como base as Leis Ponderais:

1. Lei de Dalton

2. Lei de Lavoisier

3. Lei de Proust

LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

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

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

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:

a) 44g.

b) 22g.

c) 61g.

d) 88g.

e) 18g.

álcool etílico oxigênio gás carbônico água + +

23g 48g 27g m g

23 + 48 = m + 27

m = 71 – 27 m = 44 g


Lei das proporções constantes ou Lei de Proust

hidrogênio oxigênio água +

4 g 32 g 36 g

1ª experiência:

2ª experiência:

2 g 16 g 18 g

1ª experiência: 2 g

16 g

1 g

8 g

= massa de hidrogênio

massa de oxigênio =

2ª experiência: 4 g

32 g

1 g

8 g =

massa de hidrogênio

massa de oxigênio =

QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA

SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS MESMOS

ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS NUMA MESMA PROPORÇÃO


CONSEQÜÊNCIAS DA LEI DE PROUST

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

É o cálculo pelo qual prevemos

as quantidades das substâncias que participarão

de uma reação química


Relações estequiométricas fundamentais

As possibilidades em estequiometria

representada por

na qual há

que expressam

conforme a conveniência pode ser

expressa em

Reação química equação química

coeficientes estequiométricos

proporção (em mols) entre os participantes da equação

quantidade em mols

massa volume número de moléculas

número de átomos

número de íons

Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas


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 H

2 (g) 2 NH

3 (g) +

1 molécula 3 moléculas 2 moléculas

6 1023 6 1023 6 1023

1 6 1023 moléculas

1 mol

3 6 1023 moléculas 2 6 1023 moléculas

3 mol 2 mol

AD

ILSO

N S

ECCO



Reação química

equação química

coeficientes estequiométricos

proporção entre os participantes da reação

quantidade em mols

representada por

na qual há

expressam

proporção que envolve, em princípio, a


Resolução

Massas molares (g mol1): Ag = 108; HNO3 = 63; AgNO3 = 170; NO = 30; H

2O = 18

x = 5,04 g; y = 3,6 1022 fórmulas; z = 0,5L; w = 0,04 mol


3 Ag (s) +

4 HNO3 (aq) → 3 AgNO

3 (aq) + 1 NO (g) + 2 H

2O (l)

Proporção 3 mol 4 mol 3 mol 1 mol 2 mol

↓ ↓ ↓ ↓ ↓

Grandezas envolvidas

No átomos Massa No de fórmulas Volume Mols

↓ ↓ ↓ ↓ ↓

Transformando mol em:

1,8 1024

Átomos

252 g Massa

1,8 1024 fórmulas

25 L volume

2 mol mols

Dados do problema:

3,6 1022 Átomos

X y z w

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.

1,5 g 8,5 g

2,1 g m g

7

2,1

8,5

m = 7 x m = 2,1 x 8,5

7

17,85 m = m = 2,55 g

nitrogênio + hidrogênio gás amoníaco

7 g

7 x m = 17,85


02) A quantidade de água em MOL produzida pela combustão completa

de 40 g de hidrogênio é de:

Dados: H2 = 2g/mol.

2 H2 + O

2 2 H

2O

a) 100 mols.

b) 40 mols.

c) 20 mols.

d) 4 mols.

e) 1 mol.

massa mol

2 x 2g 2 mol

40g n mol

4 2

40 n

= 4 . n = 80

n =

80

4

n = 20 mols


03) O mármore (CaCO3) reage com o ácido sulfúrico formando o gesso

(CaSO4), de acordo com a equação balanceada:

H2SO

4(aq) + CaCO

3(s) CaSO

4(s) + H

2O

(l) + CO

2(g)

A massa de gesso formada pela reação de 25 g de mármore

com H2SO

4 suficiente será:

Dados: CaCO3 = 100 u; CaSO

4 = 136 u

a) 5 g.

b) 17 g.

c) 34 g.

d) 68 g.

e) 100 g.

... + CaCO3(s)

CaSO4(s)

+ ...

100g

136g

25g

m g

100

136

25

m

100

25 x 136

=

m =

100

3400

m =

m = 34g


Fórmula percentual

São as porcentagens, em massa, dos elementos

formadores de uma substância


hidrogênio carbono metano +

x g y g 100 g

1ª experiência:

2ª experiência:

12 g 4 g 16 g

x 100

12 =

16

y

4 =

x

12 =

100

16 16 x x = 12 x 100

16 x x = 1200 16

1200 x = x = 75 % de C

y

4 =

100

16 16 x y = 4 x 100

16 x y = 400 16

400 y = y = 25 % de H


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.

carbono carbonato de cálcio +

12% 100 g

m g 50 g

48

m

100

50 = x x 100 48 50 m =

x 100 2400 m = 100

2400 m =

m = 24 g

cálcio

40%

oxigênio +

x %

12 100 g 40 x + + =

48 g x =


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

x

119,5

100 = 119,5 x x = 12 x 100

119,5 x x = 1200

hidrogênio clorofórmio + carbono cloro +

12 g 1 g 106,5 g 119,5 g

x g 100 g

1200

119,5

= x = 10 %


LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS

ou

LEI DE DALTON


4 g 64 g 68 g

1ª experiência:

4 g 32 g 36 g

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

=

hidrogênio oxigênio água oxigenada + 2ª experiência:

32 g

64 g

32 g

64 g

:

:

32

32

= 1

2 A proporção é de 1 : 2


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


“ 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 “

Estas leis podem ser resumidas em um único enunciado


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


Na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio

foi medidos os seguintes volumes:


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


HIPÓTESE DE AVOGADRO

Volumes iguais de gases quaisquer,

medidos nas mesmas condições de temperatura

e pressão encerram

o mesmo número de moléculas


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.

H2O H2 O2 2 2 + 1

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.


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? O2 SO2 1 + 2 SO3 2

10 L

1 L 2 L

V

V = 20 L

a) 5 L.

b) 10 L.

c) 20 L.

d) 30 L.

e) 40 L.

DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS

As substâncias podem ser representadas pelas fórmulas

PERCENTUAL MÍNIMA MOLECULAR e


FÓRMULA PERCENTUAL

É a fórmula que indica os elementos químicos

e as porcentagens, em massa,

de cada átomo que forma a substância

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

METANO


FÓRMULA MOLECULAR

É a fórmula que indica os elementos químicos que

constituem a substância e o número de átomos de

cada elemento na molécula

C6H12O6

GLICOSE

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

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

C6H12O6 GLICOSE

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

fórmula molecular

CH2O GLICOSE fórmula mínima

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.).

H:

C:

O:

= 0,4

1 0,4 mol

= 2,4

12 0,2 mol

= 3,2

16 0,2 mol

: 0,2

: 0,2

: 0,2

=

=

=

2 mol

1 mol

1 mol

H2C1O1 fórmula mínima

soma: 2 + 1 + 1 = 04

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.).

H:

C:

O:

= 0,4

1 0,4 mol

= 2,4

12 0,2 mol

= 3,2

16 0,2 mol

: 0,2

: 0,2

: 0,2

=

=

=

2 mol

1 mol

1 mol

H2C1O1

fórmula mínima

(H2C1O1)n

fórmula molecular

n = massa molar

massa da fórmula mínima

= 90

30

= 3

fórmula molecular: H6C3O3


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:

a) OF2.

b) SO3.

c) CO2.

d) Fe2O3.

e) N2O3.

Y1O1,5 x 2 = Y2O3

Pág. 02

Ex. 6


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?

N:

O:

= 7,0

14 0,5 mol

= 16

16 1,0 mol

Em 0,5 mol do óxido temos...

1,0 mol de nitrogênio

2,0 mol de oxigênio

Em 1,0 mol do óxido teremos...

e

A fórmula molecular será NO2

Pág. 02

Ex. 7


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.

C:

H:

= 120

12 10 mol

= 12

1 12 mol

Em 0,5 mol de quinina temos...

N:

O:

1,0 mol

1,0 mol

C:

H:

20 mol

24 mol

Em 1,0 mol de quinina teremos...

N:

O:

2,0 mol

2,0 mol

A fórmula molecular será C20H24N2O2 Pág. 02

Ex. 4

Decisão revisa


Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier

metano oxigênio água +

4 g 16 g 9 g

reagentes produto

4 g 16 g 20 g + =

gás carbônico +

11 g

11 g 9 g 20 g + =

NUMA REAÇÃO QUÍMICA A MASSA TOTAL DOS REAGENTES

É IGUAL À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS

NA NATUREZA, NADA SE PERDE, NADA SE CRIA;

TUDO SE TRANSFORMA

ou ainda


Reagente limitante e reagente em excesso

+

Quando a reação se completa, o excesso de H2

permanece sem reagir.

Reagente limitante

Reagente em excesso

1 N2 + 5 H

2 2 NH

3


(excesso = 2 mol)

AD

ILSO

N S

ECCO

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 H

2 que o

necessário, as moléculas de H2 em excesso não reagirão porque

não há moléculas disponíveis de N2 para reagir com elas.



Colocaram-se para reagir 14 g de N2 e 5 g de H

2. Calcule a massa de

NH3 obtida.

Massas molares (g mol1): N = 14; H = 1

1 N2 + 3 H

2 2 NH

3

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 H

2.


Excesso de reagente verificado pela proporção entre massas

Reagente limitante e reagente

em excesso

Massas molares (g mol1): N = 14; H = 1

1 N2 + 3 H

2 2 NH

3

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 H

2.

Para reagir com 14 g de N2, serão necessários 3 g de H

2 para

que a proporção seja mantida.

Como dispomos de 5 g de H2 (mais que o necessário), H

2 é o

reagente em excesso e N2 é o reagente limitante.


Reagentes que contêm “impurezas”

envolve

Impurezas

cada um deles está presente em uma

na qual pode haver

Reação química

reagentes (consumidos) produtos (formados)

amostra de matéria

outras substâncias que

não sejam de interesse Nesse contexto denominadas



Determine a massa de ferro que pode ser obtida a partir de

1.000 t de minério hematita contendo 80% de Fe2O

3:


Fe2O

3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO

2 (g)

O primeiro passo é calcular a massa de Fe2O

3 presente

no minério.

m total = 1.000 t



80% = Fe2O

3 20% = impurezas

Fe2O

3 impuro

AD

ILSO

N S

ECCO

Porcentagem

x = 8,0 108 g 1

23

Massa

100%

80%

1,0 109 g

x



Resolução

Fe2O

3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO

2

Proporção:

Grandeza:

1 mol

Massa

160 g

8,0 108 g

2 56 g

y

2 mol

Massa

12

3

ou y = 5,6 108 g y = 560 t

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.


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