E s t e q u i o m e t r i a relação de massa em solução

UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA

CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S

E S T E Q U I O M E T R I A

LEIS PONDERAIS

No século XVIII, através de estudos meticulosos e experiências cuidadosas, foram

introduzidas leis importantes que conseguiram explicar como as reações químicas

ocorrem e como as substâncias se comportam com uma regularidade de modo geral.

Leis Ponderais: São leis que estabelecem relações entre as massas das substancias que participam das reações quimicas. Entre essas leis estavam as leis ponderais, que eram aquelas que relacionavam as massas dos participantes de uma reação química.

As leis ponderais mais importantes foram duas:

1. Lei de Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier:

Criada por Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) que disse:

Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é

igual à soma das massas dos produtos.

Atualmente, essa lei é mais conhecida com o seguinte enunciado:

“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.”

Lavoisier chegou a essa conclusão porque ele realizou várias reações químicas e pesou cuidadosamente as massas das substâncias envolvidas no início e no final de cada reação. Por exemplo, uma das reações que ele realizou foi a combustão do mercúrio metálico, produzindo óxido de mercúrio II:

Mercúrio metálico + oxigênio → óxido de mercúrio II

100,5 g 8,0 g 108,5 g

Observe que a soma das massas dos dois reagentes é exatamente igual à massa do produto. Lavoisier verificou experimentalmente que esse fato acontecia com regularidade, sem restrições e, por isso, criou a lei de conservação das massas.



Outro experimento foi a reação abaixo:

De um modo genérico temos:

EXERCÍCIOS

01. A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio produziu 27g de água, e gás carbônico. Calcule a massa de gás carbônico produzido na reação.

RESOLUÇÃO:

Etanol + Oxigênio Gás Carbonico + Água

23 g 48 g X 27 g

Aplicando a Lei de Lavoisier temos:

02. Sabe-se que (6x)g de carbono reagem com (8 + x)g de água produzindo (15 - x)g de

óxido de carbono e (x)g de hidrogênio. Calcule:

a) O valor de "x”.



RESOLUÇÃO:

Carbono + Água Óxido de Carbono + Hidrogênio

6X 8 + X 15 - X X

b) As massas de cada substância que participa da reação.

RESOLUÇÃO: CARBONO: 6x = 6 X 1 = 6 g

Água: 8 + X = 8 + 1 = 9 g

Oxido de Carbono: 15 – X = 15 – 1 = 14 g

Hidrogênio: X = 1 g

2. Lei das Proporções Constantes ou Lei de Proust:

Essa lei foi criada por Joseph Louis Proust (1754-1826) assim enunciada:

A proporção em massa das substâncias que reagem e que

são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável.

Por exemplo, ao se passar uma corrente contínua na água (eletrólise), ela é decomposta em seus constituintes: hidrogênio e oxigênio. Os dados experimentais mostram que as massas dessas duas substâncias sempre estarão na mesma proporção de 1 : 8, como mostram os exemplos abaixo:

HIDROGENIO (g) OXIGÊNIO (g) ÁGUA

2 16 18

4 32 36

1 8 9



Sempre que hidrogenio gasoso e oxighenio gasoso reagirem na proporção em massa de 1 : 8 o

produto será água.

Em um segundo experimento, ele fez a decomposição da agua oxigenada em seus constituintes: hidrogenio e oxigenio. Os dados experimentais mostram que as massas dessas duas substancias sempre estarao na mesma proporção de 1 : 16, conforme os dados abaixo:

Hidrogênio (g) Oxigênio (g) Água Oxigenada

2 32 34

4 64 68

1 16 17

Assim, para cada grama de hidrogenio serão necessarios 16 g de oxigenio, fazendo uma proporção em massa de 1 : 16 na formação da água oxigenada.

Genericamente, temos:

MASSA ATÔMICA

MASSA ATÔMICA é a massa de um átomo em unidades de massa atômica – u.



MASSAS RELATIVAS DOS ÁTOMOS: MASSA ATÔMICA

MASSA ATÔMICA – massa média ponderada dos isótopos dos átomos de um elemento químico em unidade u.

Exemplo: existem dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro-37. O primeiro, com massa atômica de 34,9689 u tem uma ocorrência na natureza em torno de 75,77%, enquanto que o outro isótopo, de massa 36,96590 u, tem uma ocorrência de 24,23%. Sendo assim, a massa atômica do elemento Cloro é

EXERCICIO

O bromo (usado para fazer o brometo de prata, um importante componente dos

filmes fotográficos) tem dois isótopos naturais, um com massa de 78,918336 uma e

uma abundancia de 50,69%. O outro isótopo, de massa 80,916289 uma, tem uma

abundancia de 49,31%. Calcule a massa atômica do bromo.

RESOLUÇÃO

MASSAS DOS ÁTOMOS: NÚMERO DE AVOGRADO;

No sistema SI, o mol é a quantidade de substancia que contém tantas entidades

elementares (átomos, moléculas, ou outras partículas) quantas existem em,

exatamente, 12 g (ou 0,012 kg) do isótopo do 12C.

O NÚMERO DE AVOGADRO (NA), determinado experimentalmente, corresponde ao número de átomos existente em 12 g de 12C.



O valor, atualmente aceito, para o número de Avogadro é:

6, 0221367 x 1023 Unidades

Portanto, 1mol de átomos de hidrogênio contém 6,022 x 1023 átomos de hidrogênio.

Temos que 1 mol de átomos de 12C possui massa igual a exatamente 12 g e contém

6,022x1023 átomos. Essa massa do 12C chama-se MASSA MOLAR.

Massa Molar é a massa de um mol de substancia.

Observe:

A massa atômica do sódio (Na) é 22,99 u

A massa molar do sódio é 22,99 g.

Mol 6,022 x 1023 Moléculas

Átomos

Massa Molar (g)

Massa Molar Atômica (g)

Usando a massa atômica molar e a massa molar, podemos calcular a massa em gramas

de um único átomo do elemento, através do seguinte fator de conversão:

Ou

Conhecendo o numero de Avogadro e a massa molar podemos realizar conversões

entre massa e o numero de mol de átomos e também entre numero de átomos e

massa, e ainda calcular a massa de um único átomo, através dos seguintes fatores de

conversão:

Em que X representa o símbolo de um elemento.



EXERCICIO 1:

O zinco é um metal prateado utilizado na fabricação de latão (liga com cobre) e na

proteção do ferro contra a corrosão. Quanto mol de Zn existe em 23,3 g de zinco?

SOLUÇÃO:

Na tabela periódica, temos que o da massa molar do Zn é 65,39 g. O fator de

conversão apropriado para converter gramas em mol é:

Calculamos o numero de mol de zinco, assim:

Em 23,3 g de Zn existem 0,356 mol de Zn.

EXERCICIO 2:

A prata é um metal precioso usado principalmente em jóias. Qual é a massa (em

gramas) de um átomo de prata?

SOLUÇÃO:

Sabendo que 1 mol de Ag contém 6,022 x 1023 átomos de Ag e pesa 107,9 g, fazemos o

seguinte calculo:

MASSA MOLECULAR.

Conhecendo as massas atômicas dos átomos constituintes de uma molécula podemos

calcular a massa dessa molécula.

A MASSA MOLECULAR é a soma das massas atômicas (em u) dos átomos constituintes da molécula.



EXEMPLO:

A massa molecular da água é:

2 x (massa atômica do H) + massa atômica do O

2 x (1,008 u) + 16,00 u = 18,02 u

Multiplicamos a massa atômica de cada elemento pelo numero de átomos desse

elemento presente na molécula e, depois, somar as contribuições de todos os

elementos.

EXERCICIO 1:

Calcule a massa molecular (em u) do composto dióxido de enxofre, SO2.

SOLUÇÃO;

Na molécula de SO2 existem dois átomos de O e um átomo de S:

Massa molecular de SO2 = 32,07 u + 2 x (16,00 u) = 64,07 u.

EXERCICIO 2:

O metano, CH4, é o principal componente do gás natural. Quantos mol de CH4 existem

em 6,07 g de CH4?

SOLUÇÃO:

Inicialmente, calculamos a massa molar do CH4:

Massa molar do CH4 = 12,01 g + 4 x (1,008 g) = 16,04 g.

A seguir, calculamos o numero de mol:

EXERCICIO 3:

Quantos átomos de hidrogênio estão presentes em 25,6 g de uréia [(NH2)2CO], uma

substancia utilizada como fertilizante, em rações animais e na manufatura de

polímeros? A massa molar da uréia é 60,06 g.

Gramas de uréia mol de uréia moléculas de uréia Átomos de H.



COMPOSIÇÃO PERCENTUAL DOS COMPOSTOS

Conhecendo a formula de um composto sabemos qual é o numero de átomos de cada um de

seus elementos constituintes. Através da formula, podemos calcular qual é a contribuição

percentual de cada elemento para a massa total do composto. Comparando a composição

percentual calculada com a composição percentual obtida experimentalmente, é possível

determinar a pureza da amostra.

A composição percentual é a porcentagem em massa de cada elemento em um composto.

Onde n é o numero de mol do elemento presente em 1 mol do composto.

EXEMPLO:

A calcopirita (CuFeS2) é o principal mineral de cobre. Calcule a composição percentual em

massa dos elementos Cu, Fe e s nesse composto.

SOLUÇÃO:

A massa molar da calcopirita, CuFeS2 = 63,5 g + 55,9 g + (2 x 32,07) = 183,54 g.

Calculo da porcentagem em massa de cada elemento:

EXERCICIO:

O acido fosfórico, H3PO4, é um liquido viscoso, incolor, utilizado em detergentes, fertilizantes,

pasta de dentes e para sabor picante em bebidas carbonatadas. Calcule a composição

percentual em massa dos elementos H, P e O.

SOLUÇÃO:

A massa molar do acido Fosfórico, H3PO4 = (3 x 1,008) g + 30,97 g + (4 x 16,00) = 97,99 g.



Calculo da porcentagem em massa de cada elemento:

Quando conhecemos a composição percentual em massa de um composto, podemos

determinar sua formula empírica. Nesse caso, como a soma de todas as porcentagens é igual a

100%, assumimos que partimos de 100 g do composto.

Porcentagem

em Massa

Mol de cada

Elemento

Razão Molar

dos Elementos

Fórmula

Empírica

EXEMPLO:

O acido ascórbico, vitamina C, usado no tratamento do escorbuto, é constituída por 40,92% de

carbono, 4,58% de hidrogênio e 54,50% de oxigênio, em massa. Determine a sua formula

empírica.

SOLUÇÃO

Para cada 100 g de acido ascórbico, as porcentagens de cada elemento podem ser diretamente

convertidas em gramas. Assim na amostra desse problema, temos 40,94 g de C, 4,58 g de H e

54,50 g de O. Convertemos essas gramas em mol, para cada elemento.

Obtivemos a seguinte formula: C3,407H4,54O3,406 que indica as proporções em mol dos átomos

presentes no composto. As formulas químicas são escritas com números inteiros. Para tanto,

fazemos a divisão dos resultados obtidos pelo menor deles.



Para convertemos 1,33 para numero inteiro usamos o seguinte artifício matemático:

1,33 x 3 = 3,99 4 (valor inteiro)

Portanto, a formula empírica do acido ascórbico é: C3H4O3.

EXERCICIO

A calcopirita (CuFeS2) é o principal mineral de cobre. Calcule quantos quilogramas de cobre

existem em 3,71 x 103 kg de calcopirita.

SOLUÇÃO:

A massa de Cu está relacionada com a sua porcentagem em massa no composto. Como no

problema anterior já determinamos que na calcopirita a %Cu = 34, 59%.

Temos,

DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES

Para determinar a formula real de um composto, temos que conhecer:

A sua formula empírica

Um valor aproximado da massa molar.

A massa molar de um composto deve ser um múltiplo inteiro da massa molar de sua fórmula

empírica.

Fórmula Molecular = n x Fórmula Empírica



EXEMPLO:

Uma amostra de um composto é constituída por 1,52 g de nitrogênio e 3,47 g de oxigênio. A

massa molar do composto esta entre 90 g e 95 g. determine a formula molecular e o valor

correto da massa molar do composto.

SOLUÇÃO:

Inicialmente, convertemos as gramas das massas dadas em mol.

A sua formula empírica é N0,108O0,217.

Portanto, chegamos à fórmula empírica: NO2.

Assim, temos:

REAÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS

A química como ciência possui a sua linguagem própria: símbolos, fórmulas, equações, etc.

EQUAÇÔES QUÍMICAS

Uma reação química é uma sentença de uma transformação que modifica a natureza da

matéria, na qual as formulas dos reagentes estão escritas à esquerda de uma flecha dirigida

para a direita, seguida pelas formulas dos produtos escrito à direita da flecha.

a A(s) + b B(g) c C(l) + d D(g)

Reagentes ProdutosTransformação



Em uma equação química balanceada, os coeficientes devem especificar o numero de

moléculas (ou formulas unitárias), mol envolvidas e, serve como base de todos os cálculos de

quantidades de substancias envolvidas em uma reação química. Os estados físicos dos

reagentes e dos produtos podem também ser indicados. O símbolo (s) indica solido, (g) gás, e

(l), liquido. Uma substancia dissolvida na água, uma solução aquosa, será indicada por (aq).

EXEMPLO

Vamos considerar que fósforo branco solido é exposto a um fluxo de gás cloro, em excesso,

obtendo-se o composto liquido pentacloreto de fósforo. Essa reação química é descrita usando

a equação química balanceada:

P4(s) + 10 Cl2(g) 4 PCl5(l)

Reagentes Produto

Antoine Lavoisier introduziu a Lei da Conservação da Matéria quando demonstrou:

Matéria não pode ser criada e nem destruída durante uma reação química.

Aplicando essa lei a reação química acima entre fósforo e cloro, observamos que uma

molécula de fósforo (contendo 4 átomos de fósforo) e 10 moléculas de cloro (contendo 20

átomos de cloro) são necessários para produzir 4 moléculas de PCl5.

P4(s) + 10 Cl2(g) 4 PCl5(l)

10 x 2 =20 Átomos de Cl

4 x 5 =20 Átomos de Cl

1 x 4 =4 Átomos de P

4 x 1 =4 Átomos de P

Como cada molécula de PCl5 contém um átomo de fósforo e cinco átomos de cloro, 4

moléculas de PCl5 contém necessariamente 4 átomos de fósforo e 20 átomos de cloro no

produto.

Os números (coeficientes) que precedem cada uma das formulas em uma equação química balanceada são necessários em função da Lei

da Conservação da matéria.



As equações químicas balanceadas são de importância fundamental na descrição do resultado

de reações químicas e na compreensão quantitativa da química.

EXERCITANDO

Considere a reação do cromo com cloro conforme a equação:

2 Cr(s) + 3 Cl2(g)

2 CrCl3(s)

a) Nomeie os reagentes e os produtos nessa reação e indique seus estados físicos. b) Quais são os coeficientes estequiométricos nessa equação? c) Verifique se a equação dessa reação satisfaz a Lei de Lavoisier. d) Se você usasse 4 mil átomos de cromo, quantas moléculas de cloro seriam necessárias

para consumir completamente o cromo?

SOLUÇÃO

a) Reagentes: Cromo Metálico Sólido Cloro gasoso

Produto: Tricloreto de Cromo(III) Sólido

b) Coeficiente dos Reagentes: Cromo Metálico Sólido - 2 Cloro gasoso - 3

Coeficiente do Produto: Tricloreto de Cromo(III) Sólido – 2

c) A equação balanceada satisfaz a Lei de Lavoisier:

2 Cr(s) + 3 Cl2(g)

2 CrCl3(s)

3 x 2 = 6 Átomos de Cl

2 x 3 = 6 Átomos de Cl

2 x 1 = 2 Átomos de Cr

2 x 1 = 2 Átomos de Cr

d) A equação balanceada nos afirma nos reagentes que para cada 2 átomos de cromo serem consumidos são necessários 3 moléculas de cloro, para 4.000 átomos de cromo serão necessários:



BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS

Uma equação química deve ser balanceada antes de qualquer informação quantitativa útil

possa ser obtida sobre a reação. Balancear uma equação química garante a aplicação da Lei de

Lavoisier, ou seja, o mesmo numero de átomos de cada elemento está presente em ambos os

lados da equação. As equações químicas simples podem ser balanceadas por tentativa e erro.

EXEMPLO 1

Balanceie a reação do alumínio com oxigênio para formar o oxido de alumínio(III).

Al(s) + O2(g) → Al2O3(s)

Balanceando o oxigênio:

Nos reagentes, oxigênio tem subindice 2 enquanto que nos produtos esse subindice é 3.

Assim, multiplicando o coeficiente do oxigênio no reagente (1) pelo subindice do produto 3 e

no produto multiplicando o coeficiente do produto (1) que contem oxigênio pelo subindice 2

do reagente temos:

Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s)

Agora temos nos reagentes 3 x 2 = 6 átomos de oxigênio, enquanto que nos produtos temos 2

x 3 = 6 átomos de oxigênio, estando a equação balanceada em oxigênio.

A seguir, fazemos o balanceamento de alumínio:

Observamos que no produto existem 2 x 2 = 4 átomos de alumínio. Pela lei da conservação da

matéria – Lavoisier – devemos ter também 4 átomos de alumínio nos reagentes, ficando assim

a equação balanceada:

4 Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s)

EXEMPLO 2

O zinco quando exposto ao oxigênio forma o oxido de zinco.

Zn(s) + O2(g) → ZnO(s)

Balanceamento de oxigênio:

Nos reagentes o oxigênio apresenta subindice 2. Multiplicando o coeficiente (1) do produto

pelo subindice 2, temos, 2 x 1 = 2 átomos de oxigênio no produto.

Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s)



Balanceamento do zinco:

No produto temos 2 átomos de zinco enquanto que nos reagentes temos apenas um. Logo,

multiplicando o coeficiente (1) do zinco nos reagentes por 2 temos, 1 x 2 = 2, logo a equação

balanceada fica:

2 Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s)

A equação acima está balanceada.

EXERCITANDO:

Balanceie a seguinte equação:

Cr(s) + O2(g) → Cr2O3(s)

Balanceando o oxigênio:

Nos reagentes, oxigênio tem subindice 2 enquanto que nos produtos esse subindice é 3.

Assim, multiplicando o coeficiente do oxigênio no reagente (1) pelo subindice do produto 3 e

no produto multiplicando o coeficiente do produto (1) que contem oxigênio pelo subindice 2

do reagente temos:

Cr(s) + 3 O2(g) → 2 Cr2O3(s)

Agora temos nos reagentes 3 x 2 = 6 átomos de oxigênio, enquanto que nos produtos temos 2

x 3 = 6 átomos de oxigênio, estando a equação balanceada em oxigênio.

A seguir, fazemos o balanceamento de cromo:

Observamos que no produto existem 2 x 2 = 4 átomos de cromo. Pela lei da conservação da

matéria – Lavoisier – devemos ter também 4 átomos de cromo nos reagentes, ficando assim a

equação balanceada:

4 Cr(s) + 3 O2(g) → 2 Cr2O3(s)

A reação de combustão é sempre acompanhada pela liberação de calor e quando o

combustível é um hidrocarboneto (compostos que contêm somente carbono e hidrogênio), os

produtos da combustão completa são sempre dióxido de carbono, CO2, e água, H2O.

Vamos considerar a queima completa do gás butano, C4H10.

Etapa1

Escreva as formulas correta para os reagentes e os produtos.

C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada]

Aqui o butano e o oxigênio são os reagentes, o dióxido de carbono e a água, os produtos.



Etapa 2

Balanceie os átomos de carbono.

Em reações de combustão deixamos o balanceamento do oxigênio para após o balanceamento

do carbono devido o oxigênio aparecer em mais de um produto. Na presente reação, os quatro

átomos de carbono estão nos reagentes; logo, eles devem estar presentes nos produtos.

C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada]

Etapa 3

Balanceie os átomos de hidrogênio

Existem dez átomos de hidrogênio nos reagentes. Nos produtos cada molécula de água possui

dois átomos de hidrogênio; logo, cinco moléculas de água contem 10 átomos de hidrogênio.

C4H10(g) + O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l) [Não Balanceada]

Etapa 4

Balanceie o numero de átomos de oxigênio.

Existem treze átomos de oxigênio nos produtos da reação (4 x 2 = 8 no CO2 mais 5 x 1 = 5 na

água). Portanto, 13/2 moléculas de oxigênio serão necessárias:

4 CO2(g) + 5 H2O(l) [Balanceada]C4H10(g) + O2(g)13

2

Etapa 5

Verifique que pela lei das proporções múltiplas o coeficiente de cada elemento deve ser um

numero inteiro.

8 CO2(g) + 10 H2O(l) [Balanceada]2C4H10(g) + 13 O2(g)

A equação balanceada mostra: oito átomos de carbono, vinte átomos de hidrogênio e vinte e

seis átomos de oxigênio tanto nos reagentes quanto nos produtos.

EXERCITANDO

Carros brasileiros utilizam etanol, C2H5OH, como combustível. Escreva a equação balanceada

da combustão completa do etanol em câmeras de combustão de automóveis, produzindo

dióxido de carbono e água.



RESOLUÇÃO

Etapa1

Escreva as formulas correta para os reagentes e os produtos.

C2H5OH(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada]

Etapa 2

Balanceie os átomos de carbono.

Dois átomos de carbono estão presentes nos reagentes; logo, eles devem estar presentes nos

produtos.

C2H5OH(l) + O2(g) 2 CO2(g) + H2O(l) [Não Balanceada]

Etapa 3

Balanceie os átomos de hidrogênio

Existem seis átomos de hidrogênio nos reagentes. Nos produtos cada molécula de água possui

dois átomos de hidrogênio; logo, três moléculas de água contem seis átomos de hidrogênio.

C2H5OH(l) + O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) [Não Balanceada]

Etapa 4

Balanceie o numero de átomos de oxigênio.

Existem sete átomos de oxigênio nos produtos da reação (2 x 2 = 4 no CO2 mais 3 x 1 = 3 na

água). Portanto, 3 moléculas de oxigênio serão necessárias:

C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) [Balanceada]

APLICANDO OS CONHECIMENTOS

Escreva a equação balanceada para a combustão completa do aditivo de gasolina

tetraetilchumbo(IV) liquido, Pb(C2H5)4. Os produtos da combustão são PbO(s), H2O(l) e CO2(g).

Resposta: 2 Pb(C2H5)4 + 27 O2(g) → 2 PbO(s) + 16 CO2(g) + 20 H2O(l)



QUANTIDADES DE REAGENTES E PRODUTOS

Em uma reação química o relacionamento quantitativo entre reagentes e produtos é expresso

através de uma equação química balanceada.

Considere a reação:

P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l)

Suponha que para essa reação ocorrer se utilize:

P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l)

Quantia Inicial (Mol)

1,00 mol (124 g)

10,0 mol (709 g)

0,00 mol (0,00 g)

Variação na quantia (Mol)

- 1,00 mol - 10,0 mol + 4,00 mol

Após a Reação Completa (Mol)

0,00 mol (0,00 g)

0,00 mol (0,00 g)

4,00 mol

[124 g + 709 g = 833 g]

LEMBRE-SE:

A equação balanceada mostra a quantidade de reagentes e produtos envolvidos através das relações do número de mol e

não através das relações em gramas.

VAMOS PRATICAR!

SITUAÇÃO 1:

Que massa de cloro é necessária para reagir completamente com 1,45 g de fósforo.

SITUAÇÃO 2:

Que massa de pentacloreto de fósforo é produzida?

RESOLUÇÃO DA SITUAÇÃO 1:

Etapa 1.

Escreva a equação balanceada (utilizando formulas corretas para reagentes e produtos). Esta é

sempre a primeira etapa.

P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l)



Etapa 2:

Faça o calculo da quantidade de mol a partir das massas. A partir da massa de P4 fornecida,

1,45 g, e de uma relação estequiométrico, calculamos o numero de mol de fósforo:

Etapa 3:

Utilize um fator estequiométrico. A quantidade disponível do reagente P4, em mol, está

relacionada à quantidade do outro reagente Cl2 através da equação balanceada:

Esse cálculo mostra que é necessário 0,117 mol de cloro para reagir com todo o P4 disponível.

Etapa 4:

Calcule a massa a partir do numero de mol. Converter o numero de mol de Cl2 (calculado na

etapa 3) na massa de cloro necessária.

RESOLUÇÃO 2:

Etapa 1.

Escreva a equação balanceada.

P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l)

Etapa 2:

Faça o calculo da quantidade de mol a partir das massas.



Etapa 3:

Utilize um fator estequiométrico. A partir da equação balanceada temos o fator

estequiométrico.

Etapa 4:

Calcular a massa a partir do numero de mol. Converta os 0,0468 mol de PCl5 produzidos para

massa em gramas.

Nunca é possível calcular a massa do produto em uma única etapa. A figura abaixo mostra

rotas para efetuar cálculos estequiométricos para a reação de um reagente A para formar o

produto B conforme a equação x A → y B.

x fatorestequiométrico

Relação direta Impossivel

Massa do Reagente A(g)

Massa do Reagente A(Mol)

1 mol de A

g de Ax

Massa do Produto B(g)

Massa do Produto B(Mol)

g de B

mol de Bx

y mol de produto B

x mol de reagente Ax

A massa do reagente A é convertida em numero de mol de A. a seguir, usando o fator

estequiométrico, determine o número de mol de produto B. finalmente, a massa em grama do

produto B é obtida multiplicando o numero de mol de B por sua massa molar.



EXERCÍCIO

Qual massa de oxigênio, O2, é necessária para promover a combustão completa de 1 L de

etanol, C2H5OH, cuja densidade a 25ºC é 0,789 g.cm-1? Quais são as massas de CO2 e de H2O?

RESOLUÇÃO

Etapa 1:

A combustão completa do etanol é representada pela equação:

C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)

Etapa 2:

Determinar a massa em gramas de etanol que correspondente a 1 L de etanol.

Massa de etanol = 789 g

Transformando o valor dessa massa em mol, temos:

Etapa 3:

Calculamos o numero de mol de O2 necessários para queimar 17,13 mol de etanol.

Etapa 4:

Converter 51,39 mol de O2 em gramas.

Calculo da massa de CO2:

Etapa 3:

Calcular o numero de mol de CO2 produzido com a queima de 17,13 mol de etanol.



Etapa 4:

Converta 34,26 mol de CO2 em gramas.

Calculo da massa de H2O:

Etapa 3:

Calcular o numero de mol de H2O produzido com a queima de 17,13 mol de etanol.

Etapa 4:

Converta em gramas 51,39 mol de H2O.

Relação direta Impossivel

Massa de Etanol (g)789 g = 1 L

Massa do Etanol (Mol)17,13 mol

Massa de CO2 ou H2O (g)

4523,35 g de CO2

2778,14 g de H2O

Massa de CO2 ou H2O (Mol)

51,39 mol CO2

102,78 mol de H2O

1 mol de Et

46,07de Etx

32,00 de O2

1 mol de O2

x 18,02 g de H2O

1 mol de H2Ox

3 mol de H2O

1 mol de Etanolx

2 mol de CO2

1 mol de Etanolx



PROBLEMA PROPOSTO

O ferro metálico reage com o oxigênio para formar o oxido de ferro(III), Fe2O3.

a) Escreva a equação balanceada para essa reação. b) Se um prego de ferro comum (considere que seja de ferro puro) tem uma massa de

2,68 g, qual é a massa (em gramas) de Fe2O3 produzida se o prego for totalmente convertido em oxido?

c) Que massa de O2 (em gramas) é necessária para a reação?

RESOLUÇÃO:

a) 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)

b) Calculo da massa de Fe2O3 produzido, conforme o esquema:

2,86 g de Fe

Nº de Molde Fe

Nº de Molde Fe2O3

massa de Fe2O3

(g)

2 mol Fe2O3

4 mol Fex

Massa MolarFe2O3

Massa MolarFe

Calculo do numero de mol de Fe que corresponde a 2,86 g.

Calculo do numero de mol de Fe2O3 produzido, a partir de 0,04798 mol de Fe.

Calculo da massa de Fe2O3 contida em 0,02399 mol



c) Calculo da massa de O2 necessária para reagir com 2,86 g de ferro ou, 0,04798 mol, conforme o esquema:

2,86 g de Fe

Nº de Molde Fe

Nº de Molde O2

Massa MolarO2

Massa MolarFe

3 mol O2

4 mol Fex

massa de O2(g)

Calculo do numero de mol de O2.

Calculo da massa de O2.

REAGENTES LIMITANTES

Pt

NH3

NH3

Cl

Cl

A cisplatina, Pt[(NH3)2Cl2], é um composto utilizado para tratar determinados tipos de câncer.

Vamos considerar que a obtenção da cisplatina ocorre segundo a equação:



(NH3)2PtCl4(s) + 2 NH3(aq) Pt(NH3)2Cl2(s) + 2 NH4Cl(aq)

cisplatina

Como 1,00 g de (NH3)2PtCl4 custa R$ 194,90 (cerca de U$100,00), e o preço da amônia é bem

mais barato, utilizamos uma quantia maior de NH3 do que é necessário, pela equação

balanceada, para que no final da reação, todo (NH3)2PtCl4 tenha se convertido em cisplatina,

embora NH3 permaneça em excesso sem reagir. O composto (NH3)2PtCl4 neste exemplo é

denominado reagente limitante, e a sua quantidade determina, ou limita, a quantia da

cisplatina formada.

A amônia, NH3, em quantidade superior a estabelecida pela equação balanceada é o reagente

em excesso.

Em uma reação química todos os cálculos estequiométricos devem ser realizados com base no

reagente limitante.

Considere que para a reação

a A + b B → Produtos

O procedimento é o seguinte:

Considere A e B reagentes e a e b seus respectivos coeficientes.

Calcular a quantidade de mol de cada reagente, nA e nB.

Calcular o quociente molar .

Compará-lo com o quociente estequiométrico S(A/B) e então se:

)( BASn

n

B

A A reagente limitante. B reagente em excesso.

)( BASn

n

B

A Os reagentes cumprem a estequiometria da reação e nenhum deles é limitante.

)( BASn

n

B

A B reagente limitante. A reagente em excesso.

Aplicando estas considerações a reação:

Fe2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s)

Considere que se utiliza uma mistura de 100,00 g de cada um dos reagentes.

Qual é o reagente limitante?

Que massa de ferro pode ser produzida?

Quanto do reagente em excesso irá sobrar quando a reação estiver completa?



RESOLUÇÃO

Calculo do numero de mol correspondente a 100,00 g de cada reagente.

o Calculo do quociente molar obtido:

o Calculo do quociente estequiométrico:

Como:

O Fe2O3 é o reagente limitante.

Calculo da massa de ferro que pode ser produzida

o Calculo do numero de mol de ferro que pode ser obtido a partir de 0, 626 mol de Fe2O3.

o Calculo da massa correspondente a 1,252 mol de Fe.

Calculo do excesso de alumínio a partir de 0,626 mol de Fe2O3.

o Calculo do numero de mol de alumínio.



o Calculo do excesso do numero de mol de alumínio

n(excesso) = 3,706 – 1,252 = 2,454 mol de Al

o Calculo da massa em excesso de alumínio

Fe2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s)

Quantia Inicial (mol)

0,626 3,706 0 0

Variação na quantia (mol)

- 0,626 2(0,626) 2(0,626) 0,626

No final da reação (mol)

0 2,454 1,252 0,626

No final da reação (g)

0 66,21 69,92 63,83

PROBLEMA PROPOSTO

A amônia gasosa pode ser obtida através da reação de um oxido metálico, como oxido de

cálcio, com cloreto de amônio. Se 112 g de CaO e 224 g de NH4Cl são misturados:

a. Escreva a equação balanceada para esta reação. b. Qual reagente está em excesso? c. Calcule a quantidade de amônia produzida quando todo o reagente limitante for

consumido. d. Calcule a quantidade, em gramas, de reagente em excesso quando a reação estiver

completada.

RESOLUÇÃO

a. Equação balanceada: CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)

b. Calculo do numero de mol:

o Óxido de cálcio:

o Cloreto de amônio: o



o Calculo do quociente molar

o Calculo do quociente estequiométrico

Como

o reagente limitante é o CaO.

c. Calculo do numero de mol da amônia produzida a partir de 1,997 mol de Cao.

o Calculo da massa de NH3

d. Calculo da massa do reagente em excesso a partir de 1,997 mol de Cao.

o Calculo do numero de mol do NH4Cl em excesso

n(excesso) = 4,188 – 3,994 = 0,194 mol de NH4Cl

o Calculo da massa de NH4Cl

CaO(s) + 2 NH4Cl(s) → 2 NH3(g) + H2O + CaCl2(s)

Quantia Inicial (mol)

1,997 4,188 0 0

Variação na quantia (mol)

- 1,997 2(-1,997) 2(1,997)

No final da reação (mol)

0 0,194 3,994

No final da reação (g)

0 10,38 68,02



RENDIMENTO DA REAÇÃO

Normalmente, em laboratórios e indústrias, a quantidade de produtos formados é menor do

que as previstas teoricamente pela estequiometria, devido:

Presença de impurezas nos reagentes;

Existência de reações reversíveis, os produtos reagem entre si produzindo os reagentes originais;

Ocorrência de reações paralelas originando produtos diferentes dos desejados.

No transcorrer de uma reação química, o rendimento teórico é obtido quando todo reagente

limitante é consumido e transforma-se na quantidade máxima de produto obtido. O

rendimento real corresponde à quantidade de produto que realmente se forma. O rendimento

real é sempre menor do que o rendimento teórico devido:

Nem todo reagente se transforma no produto desejado;

Parte do reagente pode se transformar em outra substancia que não aquela esperada (reações secundarias);

Nem sempre é possível separar da mistura reacional todo o produto formado.

O rendimento percentual de uma reação relaciona o rendimento real com o rendimento

teórico (calculado) e, pode ser obtido através da equação:

CASO 1.

Para a fabricação de sabão utilizamos a equação balanceada:

(C17H35COO)3C3H5(S) + 3 NaOH(aq) 3 C17H35COONa(S) + C3H5(OH)3(l)

Estearato de SódioSabão

Estearina

Considere que amostras de 100,00 g de cada reagente foram colocadas para reagir e

obtivemos 65,96 g de sabão.

Para calcularmos o rendimento percentual dessa reação fazemos o seguinte procedimento:

Determinamos qual das duas amostras é o reagente limitante.



Calculando o quociente molar, temos

Calculo do quociente estequiométrico:

Como,

A estearina é o reagente limitante.

A seguir, calculamos a quantidade de mol de estearato de sódio que pode ser obtido a partir

de 0,1126 mol de estearina.

que corresponde a:

Calculamos o rendimento percentual dessa reação:



De acordo com os cálculos químicos, 100,00 g de estearina

produziriam 95,60 g de sabão, mas nesse experimento, só

foram obtidos 65,96 g. Por que será?

EXERCÍCIO

A carie é um processo de desmineralização localizada no esmalte do dente e, em geral,

também na dentina, que culmina com a formação da cavidade. O fluoreto de sódio libera íons

fluoretos, que atuam na prevenção da carie dentaria, porque têm a propriedade de substituir

os grupos hidróxidos do principal constituinte do esmalte dos dentes, a hidroxiapatita

[Ca5OH(PO4)3], formando a fluorapatita [Ca5F(PO4)3], que é resistente ao ataque de ácidos e

bactérias, conforme a equação balanceada:

Ca5OH(PO4)3(s) + NaF(aq) Ca5F(PO4)3(s) + NaOH(aq)

Considere que, a partir de 84,00 g de fluoreto de sódio, foram obtidos 252,0 g de fluoapatita.

Calcule o rendimento desse processo.

RESOLUÇÃO

Calculo do rendimento teórico com base em 84,00 g de NaF.

Calculo do numero de mol correspondente a 84,00 g de NaF

Calculo do numero de mol do [Ca5F(PO4)3]

A partir da equação balanceada do processo, vemos que:

n(NaF) = n[Ca5F(PO4)3] = 2,000 mol

Calculo da massa de Ca5F(PO4)3

Calculo do Rendimento percentual do processo



EXERCICIO 2

A reação de decomposição do carbonato de cálcio (90% de pureza) para formar CaO e CO2 foi

realizada com rendimento de 95%. Qual a massa de CaO obtida pela decomposição de 5 g do

mesmo CaCO3 ?

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

RESOLUÇÃO

A pureza do carbonato de cálcio é de 90%, significando que dos 5 g adicionados, 4,5 g

realmente são de CaCO3 e 0,5 é impureza.

O rendimento da reação é de 95%, significando que dos 4,5 g de CaCO3, apenas 4,275 g

reagirão.

Calculo do numero de mol correspondente a 4,275 g de CaCO3

Determinação do numero de mol de CaO.

Através da equação balanceada temos:

n(CaCO3) = n(CaO) = 0,04237 mol

Calculo da massa de cal.

PROBLEMA PROPOSTO

O composto azul intenso Cu(NH3)4SO4 é produzido através da reação do sulfato de cobre(II)

com amônia.

CuSO4(aq) + 4 NH3(aq) → Cu(NH3)4SO4(aq)

a. Partindo de 10,0 g de CuSO4 e amônia em excesso, qual é o rendimento teórico de Cu(NH3)4SO4?

b. Considere que nesse processo se obteve 12,6 g de Cu(NH3)4SO4, qual será o rendimento percentual?

RESOLUÇÃO

a. CuSO4 é o reagente limitante.



Calculo do numero de mol contido em 10,0 g de sulfato de cobre.

Calculo do numero de mol de Cu(NH3)4SO4

n(CuSO4) = n[Cu(NH3)4SO4] = 0,06265 mol

Calculo do rendimento teórico (massa) de Cu(NH3)4SO4

b. Calculo do rendimento percentual.

E S T E Q U I O M E T R I A

R E L A Ç Õ E S D E M A S A E M S O L U Ç Ã O

Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substancias, constituindo uma única fase.

O SOLUTO é a substancia presente em menor quantidade na solução.

O SOLVENTE é a substancia existente em maior quantidade na solução.

Exemplo O ar que respiramos é uma solução de nitrogênio, oxigênio, dióxido de carbono, vapor d’água e outros gases. Desses gases, o nitrogênio está em maior quantidade e é o solvente. A adição de um soluto a um liquido puro deve provocar modificações das propriedades físicas do liquido. As modificações dos pontos de congelamento e de ebulição dos solventes numa solução são propriedades coligativas, assim como a modificação da pressão de vapor do solvente puro e da pressão osmótica.



Tipos de Solução

UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO PORCENTAGEM EM MASSA A porcentagem em massa (também chamada de porcentagem em peso ou Porcentagem ponderal) é definida como:

A porcentagem em massa não tem unidades porque é uma razão entre duas grandezas similares. MOLARIDADE – M molaridade É o número de mol de soluto em 1 L de solução.

A molaridade tem a unidade de mol por litro (Mol/L ou mol.L-1) Molalidade m A molalidade é o número de mos de soluto dissolvidos em 1kg (1000 g) de solvente.



Prepararmos uma solução aquosa de sulfato de sódio (Na2S04) 1molal, ou 1 m, dissolvendo 1 moI (142,0 g) da substância em 1000 g (l kg) de água. O volume final da solução pode ser maior ou menor que 1000 mL, dependendo da natureza da interação soluto-solvente. Também é possível, embora pouco provável, que o volume final seja igual a 1000 mL. CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO – ppm Em situações em que a quantidade de soluto é muito pequena, podemos exprimir a concentração em partes por milhão – ppm. Cada ppm significa uma parte de soluto para um milhão de partes da solução (106). SOLUÇÕES AQUOSAS DILUÍDAS. Em soluções aquosas diluídas, isto é, nas quais a quantidade de soluto é muito pequena, a densidade da solução é praticamente igual a à densidade da água pura.

Exemplo Uma solução é preparada com 1 g de glicose e água suficiente para 5 litros. Calcule a concentração de glicose em ppm. RESOLUÇÃO

DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES DILUIÇÃO é o processo de acrescentar solvente a uma solução tornando-a menos concentrada.



Considere que vamos preparar uma solução contendo 5,85 g de NaCl e água suficiente para 100 mL de solução. A seguir, adicionamos nessa solução 150 mL de água.

O volume da solução aumenta

A quantidade de mol do soluto permanece a mesma.

A concentração da solução diluída é sempre menor do que a concentração da solução de partida.

CALCULO DA NOVA CONCENTRAÇÃO

Ou

Podemos calcular a nova concentração:

Education

E s t e q u i o m e t r i a relação de massa em solução