Cálculo Químico

ESTEQUIOMETRIA

Profº André Montillo www.montillo.com.br

Estequiometria

Definição: É o estudo da quantidade de reagentes e produtos em uma reação química, portanto é uma análise quantitativa de um fenômeno químico. Devemos conhecer as proporções entre os elementos que formam as deferentes substâncias.

Conceitos que devem ser aplicados: o Massa Atômica / Massa Molecular o Mol o Número de Avogrado o Massa Molar o Fórmulas Químicas o Reações Químicas o Equações Químicas

átomo do 12C

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Massa Atômica (MA): É a massa de um átomo relacionada com o número de elétrons, prótons e nêutrons que o constituem. É a massa de um átomo em unidade de massa atômica (μ) 1μ: é a massa exatamente igual a massa de 1/12 da massa de um

átomo do Carbono 12 Portanto:

É a sua Massa comparada com 1/12 da Massa do Carbono

Por convenção: A Massa Atômica do Carbono 12 é igual a 12μ

unidade de massa atômica (μ) 1/12 Carbono 12

A Massa Atômica de um elemento é calculada a partir da média das Massas Atômicas de todos os isótopos dos elementos na natureza Massa Molecular: é a soma dos Números Atômicos do total de átomos da molécula

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Mol: É a unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) para a grandeza quantidade de substâncias elementares: átomos, moléculas, íons, elétrons e outras partículas. É utilizada comumente para representar as proporções químicas e no cálculo de concentrações de substância. É adimensional, sem unidade. Representa a quantidade de substância elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) existentes em exatamente 12g do Carbono 12.

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Mol: Foi determinado experimentalmente e é denominado de:

Número de Avogrado (NA)

NA= 6,0221367 x 1023 = 6,022 x 1023

1 Mol = (NA) = 6,022 x 1023

1 Mol = 6,022 x 1023 = 12g de massa

12C = Massa Atômica = 12 μ

1 Mol = 6,022 x 1023 = 12g de massa = Massa Atômica (μ)

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Massa Molar (M): É a massa, em gramas, de 1 mol de unidades de uma substância (átomos, moléculas ou partícula). Ou seja: É o peso de 1 mol da substância, que é exatamente a Massa Atômica da substância expressa em gramas

Valor Numérico da Massa Molar(g) do

átomo

Valor Numérico da Massa Atômica(μ) do

átomo

1 Mol do átomo Massa Molar(g) 6,022 x 1023 átomos

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Massa Molar (M):

Valor Numérico da Massa Molar(g/mol)

do átomo

Valor Numérico da Massa Atômica(μ) do

átomo

1 Mol do átomo Massa Molar(g/mol) 6,022 x 1023 átomos

Elemento Massa Atômica (μ) Massa Molar (g)

He 4μ 4g

S 32μ 32g

Cu 63,5μ 63,5g

Hg 201μ 201g

1 Mol do átomo = 6,022 x 1023 átomos

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Massa Molar (M):

Carvão Enxofre

Cobre Ferro

Mercúrio

1 mol destes Elementos

12g 32,07g

200,6g

63,55g 55,85g

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Equivalências do Mol: CNTP

1 mol

massa molar (g/mol)

22,4 L/mol CNTP (gás)

6,022 x 1023 moléculas/mol

em volume

em massa

em número de moléculas

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Fórmulas Químicas: Fórmula Percentual Fórmula Mínima ou Empírica Fórmula Molecular

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Fórmulas Químicas: Fórmula Percentual: indica a percentagem, em massa, de

cada elemento que constitui a substância.

CH4

C = 12 x 1 = 12

H = 1 x 4 = 4

16

+

massa molecular (MM)

de CH4

C 16 ___ 100

12 ___ X H

16 ___ 100

4 ___ X

C = 75% de carbono H = 25% de hidrogênio

Deste modo temos: C75H25

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Fórmulas Químicas: Fórmula Mínima ou Empírica: indica a menor proporção, em

números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância.

1.Passo: quando se trabalha com percentagem em massa, considerar a amostra de 100g, o que permite que as percentagens em massa correspondam à massa em gramas de cada elemento

100g da amostra 75% em massa de carbono ___ 75g de carbono

25% em massa de hidrogênio ___ 25g de hidrogênio

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Fórmulas Químicas: Fórmula Mínima ou Empírica: indica a menor proporção, em

números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância.

2.Passo: a partir dessas quantidades em massa e conhecendo as massas atômicas dos elementos, pode-se determinar o número de mol de átomos de cada elemento

C massa atômica = 12μ massa molar = 12g x mol-1

H massa atômica = 1μ massa molar = 1g x mol-1

nº de mol de átomos (n) = massa (g)

massa molar (g x mol-1)

H n = 25g = 25 mol de átomos

1g x mol-1

C n = 75g = 6,25 mol de átomos

12g x mol-1

75% em massa de carbono ___ 75g de carbono

25% em massa de hidrogênio ___ 25g de hidrogênio

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Fórmulas Químicas: Fórmula Mínima ou Empírica: indica a menor proporção, em

números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância.

3.Passo: após terminar a proporção entre números de mol de átomos, deve-se transformá-la na menor proporção possível de números inteiros. Isso é feito dividindo-se os valores em números de mol pelo menor deles.

Essa é a menor proporção, de números inteiros, entre o número de mol de átomos de cada componente. Logo, 1 mol de átomo de carbono se combina com 1 mol de átomo de hidrogênio. A Fórmula Mínima de composto é:

C n = 6,25 mol de átomos H n = 25 mol de átomos

C 6,25 mol = 1

6,25

H 25 mol = 4

6,25

C1H4 CH4

Fórmulas Químicas: Fórmula Molecular: indica o número real de átomos de cada

elemento na molécula. Método: Relacionando as percentagens em massa com a massa molecular. Vitamina C (massa molecular = 176

C = 40,9% em massa = 40,9g H = 4,55 em massa = 4,55g MM = 176 O = 54,6% em massa = 54,6g

Considerando que a Fórmula Molecular seja: CxHyOz

Agora relacionamos as percentagens em massa com as massas atômicas e a massa molecular Cx Hy Oz

12x + 1y + 16z = 176 40,9% 4,55% 54,6% 100%

Cx Hy Oz

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Fórmula Molecular = (Fórmula Mínima)n, em que n é número inteiro

100g da amostra

176 ___ 100% 12x ___ 40,9%

x = 6

176 ___ 100% 1y ___ 4,55%

y = 8

176 ___ 100% 16z ___ 54,65%

z = 6

massa atômica: C=12 H=1 O=16

Fórmula Molecular C6H8O6

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Reações Químicas: É o processo no qual 1 ou mais substâncias se transformam em 1 ou mais substâncias novas.

Leis Ponderais: o Lei da Conservação da Massa: Antoine Laurent Lavoisier: em

um sistema fechado, a massa total do reagente é igual a massa total do produto.

o Lei das Proporções Definida: Joseph Louis Proust: toda a substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição, que também é mantida entre as substâncias presentes na reação química.

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Equações Químicas: É a representação gráfica, informando os aspectos qualitativos e quantitativos, de uma Reação Química.

Interpretação: o Reagentes: o primeiro membro o Seta: a reação química o Produto: segundo membro o Coeficientes estequiométricos: número na frente das

moléculas: são os valores que vão indicar a proporção de moléculas (mol) que compõem a equação química e a quantidade de átomos de cada elemento presente nos reagentes e nos produtos

o Estado físico: gás (g), sólido (s), líquido (l) e vapor (v) o Formação de precipitado: ( ) o Desprendimento de gás: ( ) o Necessidade de aquecimento: (Δ) na seta o Ocorrência de reações reversíveis: ( ) o Presença de moléculas ou íons em solução aquosa: (aq)

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reagentes produto Coeficiente

(mol)

índice (nº de átomos)

reação

massa do reagente

massa do produto =

Equações Químicas: É a representação gráfica, informando os aspectos qualitativos e quantitativos, de uma Reação Química.

Exemplo: Oxidação do Ferro: formação da ferrugem

4Fe + 3O2 2Fe2O3

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Equações Químicas: Balanceamento das Equações Químicas:

Método da Tentativa: Regras: Legenda

1. Raciocinar com o elemento (ou radical) que aparece apenas uma vez no 1º e 2º membros de equação. 2. O elemento que existir mais de uma vez, no reagente ou no produto, fica por último.

3. Matem sempre a maior atomicidade na legenda. 4. Prosseguir com os outros elementos (ou radicais) usando o mesmo raciocínio até o fim do balanceamento.

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Equações Químicas: Balanceamento das Equações Químicas:

Método da Tentativa: Legenda

C5H12 + O2 CO2 + H2O

C5H12 + 8O2 5CO2 + 6H2O

C = 5

H = 12

O = 2

C = 1

H = 2

O = 3

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Equações Químicas: Balanceamento das Equações Químicas:

Método da Tentativa: Legenda

CH4 + O2 CO2 + H2O

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

C = 1

H = 4

O = 2

C = 1

H = 2

O = 3

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Equações Químicas: Balanceamento das Equações Químicas:

Método da Tentativa: Legenda

C2H6 + O2 CO2 + H2O

C2H6 + O2 CO2 + H2O

C = 2

H = 6

O = 2

C = 1

H = 2

O = 3

3 2. 2 3,5 2. 2. 2.

C2H6 + O2 CO2 + H2O

2 7 4 6

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Cálculo Estequiométrico: Regras Básicas:

1. Escrever a Equação Química para o problema. 2. Balancear a Equação Química (Lei de Lavoisier). 3. Identificar as substâncias envolvidas no problema (DÚVIDA).

4. Avaliar a Equação Química (CERTEZA). 4. Armar um regra de 3 (proporção - Lei de Proust).

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Cálculo Estequiométrico: Relação de mol para mol:

Quantos mols de N2 são necessário para produzir 5 mols de NH3?

N2 + 3H2 2 NH3

1 mol 2 mol x mol 5 mol

x = 5 . 1 = 2,5mol N2

2

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Cálculo Estequiométrico: Relação de massa para massa:

Quantos gramas de NH3 serão produzidas a partir de 12g de H2? dados: massa molares em g/mol H2 = 2g/mol; NH3 = 17g/mol

N2 + 3H2 2 NH3

6 g 34 g 12 g x g

x = 12 . 34 = 68 g NH

6

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Cálculo Estequiométrico: Relação massa para massa (g com g):

Calcular a massa de hidróxido de sódio que reage completamente com 490 g de ácido sulfúrico.

2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

xg 490g 80g 98g

x = 490 . 80 = 400g de NaOH

89

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Cálculo Estequiométrico: Relação de volume para volume nas CNTP (L com L):

15 litros de hidrogênio reagem com nitrogênio nas CNTP. Calcular o volume de amoníaco produzido.

3 H2 + N2 2 NH3

15L xL 3 . 22,4L 2 . 22,4L

x = 15 . 2 . 22,4 = 10L de NH3

3 . 22,4

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Cálculo Estequiométrico: Relação de volume para volume em diferentes pressões

e temperaturas: Equação de Clapeyron: relaciona as quatro variáveis físicas de um gás perfeito:

P.V = n.R.T

R = P.V = 1 atm . 22,4 L = 0,082 atmL n.T 1 mol . 2730K Kmol

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Cálculo Estequiométrico: Relação de volume para volume em diferentes pressões

e temperaturas: Na combustão de 18,4 g de C2H6O, pede-se o volume de oxigênio necessário, medido a 470C e 1,6 atm.

C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O

18,4g x mol de O2 46g 3 mol x = 1,2 mol

P.V = n.R.T

1,6.V = 1,2 . 0,082 . 320 V = 19,68 L

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Cálculo Estequiométrico: Relação de volume para volume (L com L):

Na combustão de 30 ml de C3H8, pede-se: a) O volume de oxigênio gasto b) O volume de gás carbônico produzido

volume de oxigênio gasto = 150 ml volume de gás carbônico produzido = 90 ml

C3H8 + 5O2 3 CO2 + 4 H2O

1 ml 5 ml 3 ml 4 ml 30 ml 150 ml 90 ml 120 ml

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Cálculo Estequiométrico: Relação de massa para massa, com excesso de um dos

reagentes. Colocamos para reagir 160 g de H2SO4 com 150g de NaOH. a) Qual o reagente em excesso? b) Qual a massa de sal obtida

H2SO4 + 2 NaHO Na2SO4 + 2 H2O

H2So4 = 160 . 98 = 15680g (em excesso) NaOH = 150 . 80 = 14700g

98g 80g 142g

160g 150g m = ?

80g 142g 150g xg

x = 150 . 142 = 266,25g de Na2SO4

80

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Cálculo Estequiométrico: Cálculo do Rendimento (r) de uma Reação Química.

Queimando 30 g de grafite pura com rendimento de 90%, que massa de dióxido de carbono será produzida?

C + O2 CO2

12g 44g . 0,9 (rendimento)

30g xg

x = 30 . 44 . 0,9 = 99g de CO2 12

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Cálculo Estequiométrico: Cálculo do Rendimento (r) de uma Reação Química.

32,7 g de zinco metálico reagem com uma solução concentrada de hidróxido de sódio, resultando em 64,53 g de Na2ZnO2. Qual o rendimento da reação?

Zn + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2

65g 143g . r (rendimento)

32,7g 64,53g

r = 65 . 64,53 = 0,896 143 . 32,5 r = 89,6%

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Cálculo Estequiométrico: Cálculo do Índice de Pureza (Ip) envolvendo Impurezas.

20 g de CaO impuro reagem completamente com HCl, resultando 33,3 g de CaCl. Qual a porcentagem de pureza do CaO?

CaO + 2 HCl CaCl2 + H2O

56g 111g 20g . Ip 33,3g

Ip = 56 . 33,3 = 0,84 20 . 111 Ip = 84%

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Exercícios: Quantos mols de N2 são necessários para produzir 5mol de NH3? Quantos gramas de NH3 serão produzidos a partir de 12g de H2?

1N2 + 3H2 2NH3

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Exercícios: Uma das maneiras de impedir que o SO2 seja liberado para atmosfera e trata-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como

equacionado abaixo: MgO + SO2 + ½ O2 MgSO4

Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidos no

tratamento de 9,6 x 103 toneladas de SO2?

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Exercícios: Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos

orgânicos saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela reação:

NaH + H2O NaOH + H2

Quantos litros do gás, nas condições ambiente, podem ser obtidos pela hidrólise de 60,0 g de hidreto de sódio?

• Volume Molar condições ambientes é 24,5L/mol (Não é a CNTP) • Massa molar do NaH 24g/mol