Enviado por Elenildo

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Aula 15
QUÍMICA GERAL
Ana Luisa Daibert Pinto
Sumário: Aula 15
• Relacionando Quantidades
– Introdução
• Equações Químicas
– Lei da conservação das massas
• Estequiometria
– Coeficientes estequiométricos
– Balanceamento
– Conversões entre massas, mols e n° de
partículas
Sumário: Aula 15
• Reações no Laboratório e na Indústria
– Reagente em excesso e reagente limitante
– Reações químicas com substâncias impuras
Relacionando Quantidades
INTRODUÇÃO
• É fundamental, numa indústria química, saber
antecipadamente qual a quantidade de reagentes
que deve ser utilizada para se obter uma
determinada quantidade de produto.
• O objetivo econômico de toda indústria que envolve
processos químicos é produzir substâncias em
quantidade suficiente, usando a menor quantidade
possível de reagentes e com o menor custo,
obtendo, assim, a melhor relação custo/benefício.
Relacionando Quantidades
• Em Química, as relações em massas, volumes e
mesmo em quantidade de energia são denominadas
cálculos estequiométricos.
Equações Químicas
RECORDANDO
• Lavoisier: a massa é conservada em uma reação
química.
• Equações químicas: descrições de reações
químicas.
• Duas partes de uma equação:
reagentes e produtos
2H2 + O2 → 2H2O
Equações Químicas
• Em uma equação química representa-se os
estados físicos de cada reagente e produto.
(s) – Sólido
(l) – Líquido
(g) – Gasoso
(aq) – Aquoso
2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 NaOH(aq) + H2(g)
Equações Químicas
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
• A massa total de uma reação química é constante.
• Como os átomos não são criados nem destruídos
em uma reação química, multiplica-se as fórmulas
por fatores para mostrar o mesmo número de
átomo de cada elemento em cada lado da reação.
Este artifício matemático é conhecido como
balanceamento.
Estequiometria
• O cálculo das quantidades das substâncias
envolvidas numa reação química é chamado
estequiometria — palavra derivada do grego
stoicheia = partes mais simples e metreim =
medida.
• Para efetuarmos os cálculos estequiométricos,
devemos conhecer as proporções existentes entre
os elementos que formam as diferentes
substâncias.
• Estas
proporções
são
perceptíveis
pelo
conhecimento das fórmulas das substâncias.
Estequiometria
• Coeficientes estequiométricos
– São os números na frente das fórmulas
químicas.
– Fornecem a proporção de reagentes e
produtos.
– Dão os números relativos de mols dos
reagentes e produtos que fazem parte de uma
reação.
Estequiometria
• A água é formada por hidrogênio e oxigênio.
H2 + O2 → H2O
Equação não balanceada
2H2 + O2 → 2H2O
Equação balanceada
Coeficientes estequiométricos
• A equação química para a
formação da água pode ser
visualizada
como
duas
moléculas
de
hidrogênio
reagindo com uma molécula
de oxigênio para formar duas
moléculas de água.
Estequiometria
Estequiometria
• Numa reação química o número total de átomos
dos reagentes é igual ao número total de átomos
dos produtos.
Estequiometria
• Qualitativamente uma equação química descreve
quais os reagentes e produtos que participam de
uma reação.
– Na reação acima, o átomo de ferro reage com a
molécula de oxigênio para formar o óxido férrico.
Estequiometria
• Quantitativamente
uma
equação
química
balanceada descreve a relação numérica entre
átomos ou moléculas consumidas ou formadas em
uma reação.
– 4 mols de átomos de Fe reagem com 3 mols de
moléculas de O para formar 2 mols de moléculas de
óxido férrico.
Estequiometria
• Quando apresentada uma equação química, devese verificar sempre se o número de átomos de
cada elemento é o mesmo em ambos os lados da
equação, ou seja, se ela está balanceada.
• Para realizar o balanceamento, temos que colocar
o coeficiente estequiométrico antes dos símbolos.
• Quando o coeficiente de uma equação for igual a 1,
não é preciso escrever.
Estequiometria
Estequiometria
• Se tivermos duas vezes H2O, teremos então um
total de 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de
oxigênio.
Estequiometria
• Para ajustar uma equação química usamos
unicamente os coeficientes. Em nenhum caso
trocamos os subíndices das fórmulas. Se fizermos
isso vamos alterar a identidade da substância.
• Embora a equação esteja balanceada, ela não
representa a reação química da formação da água. Ao
trocar o subíndice do oxigênio da água por dois,
trocamos também o composto, obtendo assim a
fórmula da água oxigenada.
Estequiometria
• O que significa o número depois dos parênteses?
• Nesse caso, os elementos entre os parênteses são
multiplicados pelo número 2.
Estequiometria
• Por onde começar o balanceamento?
M etal
A metal
C arbono
H idrogênio
O xigênio
Estequiometria
• Lado esquerdo (reagentes): 1 Ca
• Lado direito (produtos) : 3 Ca
Devemos multiplicar o cálcio do lado esquerdo por 3.
Lado esquerdo
• 3 x 1 = 3 cálcios
• 2 fósforos
• 3 x 1 + 5 = 8 oxigênios
Lado direito
• 3 cálcios
• 1 x 2 = 2 fósforos
• 4 x 2 = 8 oxigênios
Estequiometria
• As equações químicas nos mostram a proporção em
número de mols, segundo a qual as substâncias
reagem e se formam.
• Entretanto, quando estamos num laboratório ou
numa indústria, trabalhamos com quantidades de
substância medidas em massa (g, kg, ton…).
Estequiometria
• A quantidade de matéria em mol pode ser expressa
em outras grandezas, tais como: massa em gramas,
volume de gases e, ainda, número de moléculas.
n° de Avogadro
O mol
Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
• 1 mol de partículas* = 6,0 x 1023 daquela partícula*.
*átomos, íons ou moléculas.
Massa molar
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de
substância (unidades g/mol, g.mol-1)
Massa Molar
• A massa molar (MM): é a soma da massa atômica
(MA) para os átomos na fórmula.
– MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
= 2(1) + (32) + 4(16)
= 98 g/mol
– MM de C6H12O6
6(12) + 12(1) + 6(16) = 180 g/mol
Conversões entre massas, mols
e n° de partículas
18g H2O  1 mol H2O  6,0 x 1023 átomos, íons
ou moléculas
64g O2  2 mol O2  2 (6,0 x 1023) átomos, íons
ou moléculas
Estequiometria
• Conhecendo as massas atômicas do nitrogênio
(N = 14) e do hidrogênio (H = 1), pode-se
interpretar a equação de formação da amônia de
várias maneiras:
Estequiometria
• Dada a equação de formação da amônia:
N2 (g) + H2 (g)  NH3 (g)
a) Calcular o número de mol de amônia produzido
na reação de 5 mol de gás nitrogênio com
quantidade suficiente de gás hidrogênio.
Estequiometria
Balancear a equação:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Estequiometria
b) Determinar a massa de amônia produzida na
reação de 5 mol de gás nitrogênio com
quantidade suficiente de gás hidrogênio.
Dados:
- Massa do nitrogênio = 14g
- Massa do hidrogênio = 1g
Massa molar do NH3 = 1 x 14 + 3 x 1 = 17 g/mol
Estequiometria
Estequiometria
c) Calcular a massa de amônia produzida na
reação de 140 g de gás nitrogênio com
quantidade suficiente de gás hidrogênio.
Dados:
- Massa do nitrogênio = 14g
- Massa do hidrogênio = 1g
Massa molar do N2 = 28 g/mol
Massa molar do NH3 = 1 x 14 + 3 x 1 = 17 g/mol
Estequiometria
Estequiometria
d) Determinar o volume de amônia, nas CNTP,
produzido na reação de 140 g de gás nitrogênio
com quantidade suficiente de gás hidrogênio.
Dados:
- Massa molar do N2 = 28 g/mol
- Volume molar do NH3 nas CNTP = 22,4 L/mol)
Estequiometria
Reações no Laboratório e na Indústria
• Os cálculos estequiométricos vistos até agora
referem-se a condições teóricas.
• Na prática, em certas situações, os reagentes são
misturados em quantidades não estequiométricas,
ou então apresentam impurezas. Nem sempre,
também, as reações ocorrem com aproveitamento
total.
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• Se os reagentes não estão presentes em
quantidades estequiométricas, ao final da reação
alguns reagentes ainda estarão presentes (em
excesso).
• Reagente limitante:
consumido.
um
reagente
que
é
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• Etapas para resolver questões que envolvem
reagentes limitantes e em excesso:
a) considere um dos reagentes como limitante e
determine quanto de produto seria formado;
b) repita o procedimento para o outro reagente;
c) a menor quantidade de produto encontrada
corresponde ao reagente limitante e indica a
quantidade de produto formada.
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
2H2 + O2 → 2H2O
• Reagente limitante: H2
• Reagente em excesso: O2
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• Foram misturados 40 g de hidrogênio (H2) com 40
g de oxigênio (O2), com a finalidade de produzir
água, segundo a equação:
2 H2 (g) + 1 O2 (g)  2 H2O (v)
Determine:
a) o reagente limitante;
b) a massa do produto formado;
c) a massa do reagente em excesso.
Dados: H2 = 2 g/mol, O2 = 32 g/mol, H2O = 18 g/mol
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• Inicialmente vamos considerar que o H2(g) seja o
reagente limitante:
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• Em seguida, vamos considerar que o O2 (g) seja o
reagente limitante:
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• Observe que a menor quantidade de água
produzida será de 45 g, correspondente ao
consumo total de O2 (g), que é, então, o reagente
limitante.
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• Agora vamos calcular a massa de H2(g) que será
consumida e o que restou em excesso:
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• A massa de H2 que irá reagir é igual a:
• Como a massa total de H2(g) era de 40 g e só 5 g
de H2(g) reagiram, teremos um excesso de 35 g de
H2(g) .
Reagente em Excesso e Reagente Limitante
• Assim, temos:
a) reagente limitante: O2(g);
b) massa de água formada: 45 g;
c) massa de H2(g) em excesso: 35 g.
Reações Químicas com Substâncias Impuras
• Até aqui, trabalhamos com as substâncias
admitindo que fossem puras (100% de pureza). Na
prática, isso ocorre apenas na produção de
medicamentos ou em análises químicas muito
especiais.
Normalmente,
trabalhamos
com
substâncias que apresentam certa porcentagem de
impurezas.
Reações Químicas com Substâncias Impuras
• A pirita (FeS2), por exemplo, minério que permite a
obtenção do ferro, é encontrada na natureza
agregada a pequenas quantidades de níquel,
cobalto, ouro e cobre. O minério de pirita, usado
com objetivo industrial, apresenta 92% de pureza,
o que significa que em 100 partes, em massa,
desse minério encontramos 92 partes em massa
de FeS2 e 8 partes em massa de outras espécies
químicas (impurezas).
Reações Químicas com Substâncias Impuras
• Possibilidades:
1°) Quando for preciso calcular a massa de produto
obtido a partir de uma amostra impura, devemos
inicialmente calcular a parte pura dessa amostra e
efetuar os cálculos com o valor obtido.
• Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza
reage com oxigênio, produzindo óxido de magnésio.
Determine a massa de óxido de magnésio produzida.
(MM: Mg = 24 g/mol; MgO = 40 g/mol)
2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s)
Reações Químicas com Substâncias Impuras
• Determinada a massa de magnésio (96 g) existente na
massa da amostra, podemos calcular a massa do produto
formado:
Reações Químicas com Substâncias Impuras
2°) Quando conhecemos a massa de um produto
obtido a partir de uma amostra impura, devemos
inicialmente determinar a massa do reagente puro
necessária para formar a massa do produto. A
seguir, relacionamos a massa do reagente puro
com a massa total da amostra.
• Determine a massa de uma amostra de carbonato de cálcio,
com 80% de pureza, que na decomposição térmica
produziu 84 g de óxido de cálcio, segundo a equação:
(MM: CaCO3 = 100 g/mol; CaO = 56 g/mol)
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
Reações Químicas com Substâncias Impuras
Aula 17
Exercícios de Fixação
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES
QUÍMICAS
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Atividades
1) Quantos átomos de cada elemento existem na
fórmula:
a) Fe2O3
b) 6SiO2
c) Al2(SO4)3
d) 3Ca(NO3)2
Atividades
2) A equação refere-se à transformação de ozônio
em oxigênio comum, representada pela equação:
2 O3  3 O2
Os números 2 e 3 que aparecem no lado esquerdo da
equação representam, respectivamente:
a) Coeficiente estequiométrico e número de átomos da
molécula.
b) Coeficiente estequiométrico e número de moléculas.
c) Número de moléculas e coeficiente estequiométrico.
d) Número de átomos da molécula e coeficiente
estequiométrico.
e) Número de átomos da molécula e número de moléculas.
Atividades
3) A reação de X com Y é representada
abaixo. Qual equação melhor representa a
equação química balanceada?
Atividades
4) Quais são os coeficientes estequiométricos do
ácido e da base na reação abaixo balanceada com
os menores valores inteiros possíveis?
Al(OH)3 + H4SiO4  Al4(SiO4)3 + H2O
Atividades
5) Na reação abaixo, quando 2 mols de N2 reagem,
a) quantos mols de H2 são consumidos?
b) e quantos mols de NH3 são formados?
N2 (g) + H2(g)  NH3(g)
Atividades
6) Determine quantas moléculas de NO podem ser
formadas quando 7 mols de O2 são consumidos na
reação:
NH3 (g) + O2(g)  NO(g) + H2O(l)
Atividades
7) Quando o sulfeto de chumbo (PbS) e o óxido de
chumbo (PbO) são aquecidos juntamente os
produtos dessa reação são o chumbo metálico (Pb) e
o dióxido de enxofre (SO2). Se 22,3 g de PbO
reagem de acordo com a reação abaixo, determine:
PbS(s) + PbO(s)  Pb(l) + SO2(g)
a) Quantos mols de átomos de chumbo são formados?
b) Quantos gramas de chumbo são formados?
c) Quantos átomos de chumbo são formados?
d) Quantos gramas de dióxido de enxofre são
formados?
Atividade de Aprendizagem Orientada 04
Óxidos e o Meio Ambiente
Data da entrega: 21 de novembro de 2012
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