Estequiometria aula 01

Estequiometria:
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, . . .
Importância . . .
Nas indústrias ou nos laboratórios,
objetiva calcular teoricamente a
quantidade de reagentes a ser usada
em uma reação, prevendo a
quantidade de produtos.
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 múltiplas
ou
Lei de Dalton
Lei das proporções constantes
ou
Lei de Proust
As leis das reações químicas podem ser divididas em dois grupos:
LEIS PONDERAIS
LEIS VOLUMÉTRICAS
São as leis relativas às
São as leis relativas aos
massas das substâncias
volumes das substâncias
que participam das
que participam das
reações químicas
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:
álcool etílico
a) 44g.
+
23g
oxigênio
gás carbônico +
48g
mg
água
27g
b) 22g.
c) 61g.
d) 88g.
23 + 48 = m + 27
m = 71 – 27
m = 44 g
e) 18g.
Prof. Agamenon Roberto
Lei das proporções constantes ou Lei de Proust
hidrogênio +
oxigênio
água
1ª experiência:
2g
16 g
18 g
2ª experiência:
4g
32 g
36 g
1ª experiência:
massa de hidrogênio
massa de oxigênio
2ª experiência:
=
massa de hidrogênio
massa de oxigênio
1g
2g
=
=
16 g
8g
4g
1g
32 g
=
8g
QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA
SUBSTÂNCIA, ELA É SEMPRE FORMADA PELOS MESMOS
ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS NUMA MESMA PROPORÇÃO
Prof. Agamenon Roberto
CONSEQÜÊNCIAS DA LEI DE PROUST
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
É o cálculo pelo qual prevemos
as quantidades das substâncias que participarão
de uma reação química
Prof. Agamenon Roberto
Relações estequiométricas fundamentais
As possibilidades em estequiometria
Reação química
equação química
representada por
na qual há
coeficientes estequiométricos
que expressam
proporção (em mols) entre os participantes da equação
conforme a conveniência pode ser
expressa em
quantidade
em mols
massa
volume
número de
moléculas
número
de átomos
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
número
de íons
Relações estequiométricas fundamentais
Proporção estequiométrica entre quantidade em mols
 Proporção estequiométrica é a proporção entre as quantidades
em mols dos participantes de uma dada reação química.
ADILSON SECCO
1 N2 (g)
3 H2 (g)
+
1 molécula
3 moléculas
6  1023
1

6

2 moléculas
6  1023
1023 moléculas
1 mol
2 NH3 (g)
3

6

1023 moléculas
3 mol
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
6  1023
2

6

1023 moléculas
2 mol
Relações estequiométricas fundamentais
Reação química
representada por
equação química
na qual há
coeficientes
estequiométricos
expressam
proporção entre os
participantes da reação
proporção que
envolve, em
princípio, a
quantidade
em mols
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Relações estequiométricas fundamentais
Resolução
Massas molares (g  mol1): Ag = 108; HNO3 = 63; AgNO3 = 170; NO = 30; H2O = 18
3 Ag (s)
+
4 HNO3 (aq) →
3 AgNO3 (aq) +
1 NO (g) +
2 H2O (l)
3 mol
4 mol
3 mol
1 mol
2 mol
↓
↓
↓
↓
↓
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
Proporção
Grandezas
envolvidas
x = 5,04 g; y = 3,6  1022 fórmulas; z = 0,5L; w = 0,04 mol
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
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.
nitrogênio + hidrogênio  gás amoníaco
b) 10,2g.
7g
c) 2,55g.
2,1 g
1,5 g
8,5 g
mg
d) 4,00g.
e) 3,60g.
7
2,1
8,5
=
m
m =
7
x
m = 2,1
7
x
m = 17,85
17,85
x
8,5
m = 2,55 g
7
Prof. Agamenon Roberto
02) A quantidade de água em MOL produzida pela combustão completa
de 40 g de hidrogênio é de:
2 H2
Dados: H2 = 2g/mol.
+
O2

2 H2 O
a) 100 mols.
b) 40 mols.
massa
c) 20 mols.
d) 4 mols.
e) 1 mol.
4
40
=
2
n
mol
2 x 2g
2 mol
40g
n mol
4 . n = 80
n=
80
4
n = 20 mols
Prof. Agamenon Roberto
03) O mármore (CaCO3) reage com o ácido sulfúrico formando o gesso
(CaSO4),
de acordo com a equação balanceada:
H2SO4(aq) +
CaCO3(s)  CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g)
A massa de gesso formada pela reação de 25 g de mármore
com H2SO4 suficiente será:
Dados: CaCO3 = 100 u; CaSO4 = 136 u
a) 5 g.
... + CaCO3(s)
b) 17 g.
CaSO4(s) + ...
100g
c) 34 g.
136g
25g
d) 68 g.
e) 100 g.

100
25
m=
=
3400
100
136
m
mg
m=
25 x 136
100
m = 34g
Prof. Agamenon Roberto
Fórmula percentual
São as porcentagens, em massa, dos elementos
formadores de uma substância
Prof. Agamenon Roberto
carbono
+
hidrogênio
metano
1ª experiência:
12 g
4g
16 g
2ª experiência:
xg
yg
100 g
12
x
12
=
x
16
x
4
=
y
16
x
16
100
16
x = 1200
16
100
y = 400
x
x
=
x = 12
x =
16
x
400
x
16
100
=
100
1200
16
y = 4
y =
4
y
x = 75 % de C
100
y = 25 % de H
16
Prof. Agamenon Roberto
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.
carbonato de cálcio
cálcio + carbono + oxigênio
40%
12%
c) 24g.
x%
100 g
mg
50 g
d) 32g.
e) 48g.
48
m
100
=
100
100
x
m = 48
x
50
50
x
m = 2400
40 + 12 + x = 100 g
x = 48 g
m =
2400
100
m = 24 g
Prof. Agamenon Roberto
02) A porcentagem em massa do carbono no CHCl3 (clorofórmio) é:
Dados: H = 1 u; C = 12 u; Cl = 35,5 u
a) 1%.
12
x
b) 10%.
c) 12%.
=
119,5
119,5
119,5
x
x = 12
x
100
100
x
x = 1200
d) 24%.
x =
e) 50%.
1200
=
10 %
119,5
carbono +
12 g
xg
hidrogênio
1g
+ cloro
106,5 g
clorofórmio
119,5 g
100 g
Prof. Agamenon Roberto
LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS
ou
LEI DE DALTON
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
1ª experiência:
hidrogênio
4g
+
2ª experiência:
hidrogênio
4g
+ oxigênio
64 g
32 g
64 g
=
32 g
: 32
64 g
: 32
=
1
oxigênio
32 g
água
36 g
água oxigenada
68 g
A proporção é de 1 : 2
2
Prof. Agamenon Roberto
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
Prof. Agamenon Roberto
Estas leis podem ser resumidas em um único enunciado
“ 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 “
Prof. Agamenon Roberto
Na reação entre os gases hidrogênio e cloro, foram medidos
os seguintes volumes:
hidrogênio
15 L
+
cloro
15 L
gás clorídrico
30 L
Simplificando-se esses valores teremos a seguintes
relação 1 : 1 : 2
que é uma relação de números inteiros e pequenos
Prof. Agamenon Roberto
Na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio
foi medidos os seguintes volumes:
hidrogênio
6L
+
oxigênio
água
3L
6L
Simplificando-se esses valores teremos a seguintes
relação 2 : 1 : 2
que é uma relação de números inteiros e pequenos
Prof. Agamenon Roberto
HIPÓTESE DE AVOGADRO
Volumes iguais de gases quaisquer,
medidos nas mesmas condições de temperatura
e pressão encerram
o mesmo número de moléculas
Prof. Agamenon Roberto
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.
2 H2O
1
O2
+
2 H2
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.
Prof. Agamenon Roberto
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?
a) 5 L.
b) 10 L.
c) 20 L.
2 SO2 + 1 O2
2 SO3
1L
2L
V
10 L
d) 30 L.
e) 40 L.
V = 20 L
DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS
As substâncias podem ser representadas pelas fórmulas
PERCENTUAL
MÍNIMA
e
MOLECULAR
Prof. Agamenon Roberto
FÓRMULA PERCENTUAL
É a fórmula que indica os elementos químicos
e as porcentagens, em massa,
de cada átomo que forma a substância
METANO
C 75% H
25%
Indica que:
O metano é constituído por carbono e hidrogênio
Em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio
Prof. Agamenon Roberto
FÓRMULA MOLECULAR
É a fórmula que indica os elementos químicos que
constituem a substância e o número de átomos de
cada elemento na molécula
GLICOSE
C6H12O6
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
GLICOSE
fórmula molecular
GLICOSE
fórmula mínima
C6H12O6
CH2O
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
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
2,4
12
3,2
16
= 0,4 mol
: 0,2 = 2 mol
= 0,2 mol
: 0,2 = 1 mol
= 0,2 mol
: 0,2 = 1 mol
fórmula mínima
soma:
H2C1O1
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.).
0,4
H:
= 0,4 mol : 0,2 = 2 mol
1
2,4
C:
= 0,2 mol : 0,2 = 1 mol
12
3,2
O:
= 0,2 mol : 0,2 = 1 mol
16
n =
massa molar
fórmula molecular:
H2C1O1
fórmula molecular
(H2C1O1)n
90
=
massa da fórmula mínima
fórmula mínima
= 3
30
H6C3O3
Prof. Agamenon Roberto
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.
Y1O1,5
x
2
Pág. 02
Ex. 6
= Y2O3
c) CO2.
d) Fe2O3.
e) N2O3.
Prof. Agamenon Roberto
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?
Em 0,5 mol do óxido temos...
Em 1,0 mol do óxido teremos...
N:
7,0
14
= 0,5 mol
O:
16
16
= 1,0 mol
Pág. 02
Ex. 7
1,0 mol de nitrogênio
e
2,0 mol de oxigênio
A fórmula molecular será NO2
Prof. Agamenon Roberto
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.
Em 0,5 mol de quinina temos...
C:
120
Em 1,0 mol de quinina teremos...
=
10 mol
C:
20 mol
=
12 mol
H:
24 mol
N:
1,0 mol
N:
2,0 mol
O:
1,0 mol
O:
2,0 mol
12
H:
12
1
A fórmula molecular será C20H24N2O2
Pág. 02
Ex. 4
Decisão revisa
Prof. Agamenon Roberto
Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier
metano
+
oxigênio
gás carbônico
16 g
11 g
4g
reagentes
4g
+ 16 g
=
+
água
9g
produto
11 g
20 g
+
9g
=
20 g
NUMA REAÇÃO QUÍMICA A MASSA TOTAL DOS REAGENTES
É IGUAL À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS
ou ainda
NA NATUREZA, NADA SE PERDE, NADA SE CRIA;
TUDO SE TRANSFORMA
Prof. Agamenon Roberto
Reagente limitante e reagente
em excesso
1 N2
+
5 H2

2 NH3
ADILSON SECCO
(excesso = 2 mol)
+
Reagente
limitante
Reagente em
excesso
Quando a reação se completa, o excesso de H2
permanece sem reagir.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagente limitante e reagente
em excesso
 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 H2 que o
necessário, as moléculas de H2 em excesso não reagirão porque
não há moléculas disponíveis de N2 para reagir com elas.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagente limitante e reagente
em excesso
Excesso de reagente verificado pela proporção
entre massas
 Colocaram-se para reagir 14 g de N2 e 5 g de H2. Calcule a massa de
NH3 obtida.
Massas molares (g  mol1): N = 14; H = 1
Proporção em massa
extraída da
proporção em mol
Dados do
problema
1 N2
+
3 H2
28 g
6g
14 g
?g
Para reagir com 14 g de N2,
sem alterar a proporção serão
necessários ? g de H2.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas

2 NH3
34 g
Reagente limitante e reagente
em excesso
Massas molares (g  mol1): N = 14; H = 1
Proporção em massa
extraída da
proporção em mol
Dados do
problema
1 N2
+
3 H2
28 g
6g
14 g
?g

2 NH3
34 g
Para reagir com 14 g de N2,
sem alterar a proporção serão
necessários ? g de H2.
 Para reagir com 14 g de N2, serão necessários 3 g de H2 para
que a proporção seja mantida.
 Como dispomos de 5 g de H2 (mais que o necessário), H2 é o
reagente em excesso e N2 é o reagente limitante.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagentes que contêm “impurezas”
Reação química
envolve
reagentes (consumidos)
produtos
(formados)
cada um deles está
presente em uma
amostra de matéria
na qual pode haver
outras substâncias que
não sejam de interesse
Nesse contexto
denominadas
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Impurezas
Reagentes que contêm “impurezas”
 Determine a massa de ferro que pode ser obtida a partir de
1.000 t de minério hematita contendo 80% de Fe2O3:
Fe2O3 (s) + 3 CO (g)
2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagentes que contêm “impurezas”
 O primeiro passo é calcular a massa de Fe2O3 presente
no minério.
Fe2O3 impuro
80% = Fe2O3
Porcentagem
100%
80%
20% = impurezas
Massa
1,0

109 g
x
123
ADILSON SECCO
m total = 1.000 t
 x = 8,0  108 g
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
Reagentes que contêm “impurezas”
 Resolução
+
3 CO

Proporção:
1 mol
2 mol
Grandeza:
Massa
Massa
160 g
2
8,0


108 g

y = 5,6
108 g
3 CO2
56 g
y

+
2 Fe
ou
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas
123
Fe2O3

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.
Capítulo 15 – Aspectos quantitativos das reações químicas