Cálculos Estequiométricos

Cálculos Estequiométricos
Estequiometria significa
medida de um elemento
Com base numa equação química, podemos
calcular o número de mols, o número de
moléculas, a massa, o volume de uma ou
mais substâncias, em função de algum valor
dado numa reação química.
Cálculos Estequiométricos
Um exemplo do nosso dia-a-dia:
Para fazermos um bolo simples é
necessário respeitar uma receita
padrão:
3 xícaras de farinha de trigo
4 ovos
1 copo de leite
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Observe então:
No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma
situação. Para resolvê-lo precisamos de uma
receita (reação) que traga os ingredientes
(reagentes e/ou produtos) e suas quantidades
(coeficientes estequiométricos da reação).
Cálculos Estequiométricos
• Por analogia, temos:
Cálculos Estequiométricos
•Devemos lembrar que as quantidades em
uma reação não podem ser dadas em
xícaras, copos e etc., mas em quantidade de
matéria (mols). Assim a reação em exemplo
estabelece uma proporção:
Para cada mol de carbono são necessários
2 mols de gás hidrogênio e meio mol de gás
oxigênio. Se pusermos para reagir 2 mols
de carbono, será necessário dobrar a
receita.
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Observe a reação:
•
1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
número de
moléculas
1(6,02.1023
moléculas)
3(6,02.1023
moléculas)
2(6,02.1023
moléculas)
número de mols
1 mol
3 mol
2 mol
em massa
28 g(2.14g)
6 g(6.1g)
34 g(2.17g)
em volume
(CNTP)
22,4L
67,2 L(3.22,4L)
44,8L (2.22,4L)
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Aplicação:
Dado a reação:
4Fe + 3O2 2Fe2O3
Vamos calcular:
a) O número de mols de oxigênio necessário
para reagir com 5 mols de ferro.
4 mol
5 mol
3 mol
x x = 3,75 mol
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b) A quantidade de massa de óxido de ferro
produzida na reação de 6 mol de gás oxigênio
com quantidade suficiente de ferro.
3O2
2Fe2O3
3 (32 g)
2 (160 g)
96 g
320 g
6 (32 g)
x x = 640 g
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Reagentes em excesso e reagente limitante:
Um exemplo de reação química muito comum em
nosso cotidiano é a reação de combustão, para que ela
ocorra é necessária a presença de três fatores: um
combustível, um comburente e energia de ativação.
Essa reação consiste na queima de um combustível
que pode ser a gasolina, álcool, etc., através da energia
de ativação (calor de uma chama, faísca elétrica), na
presença de um comburente que, em geral, é o
oxigênio do ar (O2).
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Quando dois reagentes são misturados e eles
não se encontram em proporções iguais, um
deles será consumido totalmente enquanto o
outro poderá deixar certa quantidade sem
reagir. O reagente que teve seu
aproveitamento total é chamado de reagente
limitante e o outro será o reagente em
excesso.
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Para resolver questões que envolvem reagentes
limitante e em excesso, podemos seguir estas etapas:
a) Determinar o reagente limitante;
b) Determinar a massa do produto formado;
c) Determinar a massa do reagente em excesso.
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Aplicação:
Mistura-se 40 g de gás hidrogênio com 40 g de
gás oxigênio, com a finalidade de produzir água,
segundo a reação:
2H2 + O2 2H2O
2 mol
2 mol
2(2g)
2(18g)
40 g
x x = 360 g H2O
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Aplicação:
2H2 + O2 1mol
1(32g)
40 g
2H2O
2 mol
2(18g)
x x = 45 g H2O
A menor quantidade de água formada será de
45 g, logo o reagente que limita a reação é o gás
oxigênio.
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Aplicação:
* Onde a massa do H2 que foi consumida é:
2H2 + O2 2H2O
2 mol
2 mol
2(2g)
2(18g)
x
45 g
x = 5 g de H2
Portanto a massa em excesso do H2 é de 35 g.
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Quando os reagentes são substâncias impuras
É comum o uso de reagentes impuros,
principalmente em reações industriais, ou porque
eles são mais baratos ou porque eles já são
encontrados na natureza acompanhados de
impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os
minérios).
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Quando os reagentes são substâncias impuras
Consideremos, por exemplo, o caso do calcário,
que é um mineral formado principalmente por
CaCO3 (substância principal), porém
acompanhado de várias outras substâncias
(impurezas): se em 100 g de calcário
encontramos 90 g de CaCO3 e 10 g de
impurezas, dizemos que o calcário tem 90% de
pureza (porcentagem ou teor de pureza) e 10%
de impurezas (porcentagem das impurezas).
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Quando o rendimento da reação não é o total
É comum uma reação química produzir uma
quantidade de produto menor que a esperada pela
equação química correspondente. Quando isso
acontece dizemos que o rendimento da reação não
foi total ou completo. Esse fato pode ocorrer ou
porque a reação é "incompleta" (reação
reversível) ou porque ocorrem "perdas" durante a
reação.
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O rendimento real pode ser calculado em
porcentagem:
rendimento teórico
100 %
rendimento real
x
Aplicação:
Determine o rendimento real de um experimento
onde 2 g de H2 reagiram com 16 g de O2,
produzindo 14,4 g de água.
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Aplicação:
2H2 +
4g
então: 2g
O2 2H2O
32g
36 g
16g
x x = 18 g
18 g
100 % de rendimento teórico
14,4g
z
z = 80 % de rendimento real.