Capítulo 3 Estequiometria

Capítulo 3
Estequiometria
Química: A ciência central
Douglas Anunciação
Vinicius Zanellato
Qual é a importância da
estequiometria?
• O objetivo da estequiometria é calcular a
quantidade de reagentes necessária para
produzir uma determinada substância através
de uma reação química.
• Seu uso é fundamental na indústria e
laboratórios.
Lei de Lavosier
• “Numa reação química não
ocorre criação nem destruição
de átomos. Os átomos são
conservados; eles apenas se
rearranjam.”
• É a lei da química que dá
origem à estequiometria.
Equações químicas
• Ilustram as reações químicas, suas condições
ambientais, quantidade de reagentes e
produtos.
2 H2 + O2 → 2 H2O
Equações químicas: outras
informações
• Estados físicos das substâncias:
– (g) gás;
– (l) líquido;
– (s) sólido;
– (aq) aquoso.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Equações químicas: outras
informações
• Nas equações químicas também podem
aparecer informações sobre a
e
ambientes, geralmente acima ou
abaixo da seta da reação.
• ∆ acima da seta da reação indica
aquecimento na reação.
Balanceamento
• O que é balancear uma
equação?
• Como balancear uma
equação?
CH4 + O2  CO2 + H20
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H20
Reatividade
• Por que estudar a reatividade
química?
– Prever os produtos de uma reação
conhecendo seu reagentes.
• Como fazer tais previsões?
– Através de padrões de reatividade
das substâncias e elementos
químicos.
Reações: síntese
• Um produto é gerado pela
combinação de duas ou mais
substâncias.
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s)
Reações: decomposição
• É quando um reagente se
decompõe em duas ou mais
substâncias.
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Reações: combustão ao ar
• Reação rápida.
• Produz chama.
• A maioria envolve O2 como
reagente.
Reações: combustão de
hidrocarbonetos
• A combustão de
hidrocarbonetos e seus
derivados produz CO2 e H2O.
• Essa regra simples resume o
comportamento de quase 3
milhões de compostos.
Massa molecular
• Como relacionar as quantidades precisas de
átomos informadas em equações químicas
com as quantidades medidas em laboratório?
• Origem da unidade u.
Massa molecular
• É a soma das massas
atômicas de cada átomo
da fórmula.
• MM da glicose: C6H12O6
= 6 x (MA C) + 12 x (MA H) + 6 x (MA O)
= 6 x (12,0 u) + 12 x (1,0 u) + 6 x (16,0 u)
= 180,0 u
Composição percentual
• É a composição percentual em massa de cada
elemento numa substância.
• Para que é usada? Pureza de compostos.
• Cálculo:
Mol
• O que é um mol?
– É o número de átomos em 12 g de ¹²C.
• Para que serve o mol?
– É uma unidade de contagem para nos aproximar
do mundo atômico.
• Quanto vale um mol?
– 6,022 x 10²³ unidades.
Massa molar (g/mol)
• É a massa de 1 mol de substância em gramas.
• A massa molar de uma substância é sempre
igual à massa molecular em u.
• Para que serve?
– Ajuda no cálculo das quantidades de substância
numa reação.
Informações quantitativas a partir de
equações balanceadas
• Os coeficientes em uma equação química
balanceada podem ser interpretados tanto como
o número relativo de moléculas (ou fórmulas
unitárias) envolvidas em uma reação quanto
como a quantidade relativa de matéria.
Reagentes Limitantes
• O reagente limitante pode ser
encontrado dividindo-se a quantidade
(em mol) de cada reagente pelo seu
correspondente estequiométrico. O
reagente para o qual se obtiver o valor
mais baixo é o limitante.
Considere a reação:
2 Al(s) + 3 Cl2(g) → 2 AlCl3(s).
Deixa-se reagir uma mistura de 1,50
mols de Al e 3,00 mols de Cl2.
a) Qual é o reagente limitante?
b) Qual é a quantidade de AlCl3 formada?
c) Que quantidade de matéria do reagente em
excesso que sobra no final da reação?
Respostas: a) Al; b) 1,50 mols; c) 0,750 mol de Cl2
CO2 e o Efeito Estufa
• Com o excesso de CO2,
vindo da combustão de
combustíveis
fósseis,
queimadas e indústrias
pesadas, a Terra tem tido
um
aquecimento
progressivo,
causando
enormes distúrbios para a
fauna, a flora e até para o
próprio homem.
Referências bibliográficas
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Química: A ciência central
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