Estequiometria conceitos e aplicações

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Conceitos básicos e problemas envolvendo a estequiometria.

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Estequiometria conceitos e aplicações

  1. 1. Profª. Alda Ernestina dos Santos Rio de Janeiro 21 de Janeiro de 2014 1 ESTEQUIOMETRIA Conceitos e aplicações
  2. 2. 2 SUMÁRIO  Reações Químicas  Equações Químicas  Estequiometria  Lei de Lavoisier  Lei de Proust  Mol  Principais tipos de cálculos estequiométricos
  3. 3. 3 REAÇÕES QUÍMICAS •Transformação da matéria •Rearranjo dos átomos •Rompimento de ligações nos reagentes estabelecimento de ligações nos produtos •Formação de novas substâncias 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) + Figura 1: Reação de formação da água, a partir de H2 e O2.
  4. 4. 4 EQUAÇÕES QUÍMICAS • Representação gráfica das reações químicas Reagentes Produtos Eq. simplificadaNa (s) + H2O (l) NaOH (aq) + H2 (g) Estado físico Índice 2 Na (s) + 2 H2O (l) 2 NaOH (aq) + H2 (g) Eq. balanceada Coeficiente estequiométrico
  5. 5. 5 ESTEQUIOMETRIA Análise quantitativa dos reagentes e dos produtos envolvidos numa reação Regida por duas leis ponderais principais Lei de Lavoisier e Lei de Proust Permite estabelecer : -Proporção entre reagentes e produtos -Quantidade de reagente consumida -Quantidade de produto formada -Rendimento da reação -Reagente limitante Estequio | metria (elemento) | (medida)
  6. 6. 6 LEI DE LAVOISIER (Lei da conservação das massas) “Na natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma”  Em um sistema fechado a quantidade de matéria não é alterada  Massa dos reagentes = massa dos produtos  Deu origem à química moderna 12g + 32g  44g 4g + 32g  36g C (graf) + O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) + Antonie Lavoisier (1743-1794)
  7. 7. 7 LEI DE PROUST (Lei das proporções constantes) “A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independente do processo químico pelo qual a substância é obtida ”  Proporção constante entre as massas dos reagentes e produtos C (graf) + O2 (g)  CO2 (g) + 12g + 32g  44g + 2 C (graf) + 2 O2 (g)  2 CO2 (g) 2 x 12g + 2 x 32g  2 x 44g Joseph Proust (1754-1826)
  8. 8. 8 AFINAL, O QUE É MOL? Quantidade de matéria Mol n Unidade de medida do SI que expressa a quantidade de matéria nC = 12 = 6,0221 x 1023 átomos de C 1,99265 Figura 2: Tabela apresentando as principais grandezas e unidades de medida do SI e seus respectivos símbolos.
  9. 9. 9 QUANTO VALE O MOL? 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas 1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons Figura 3: Representação da quantidade relativa a 1 mol de diferentes elementos e substâncias.
  10. 10. 10 CONSTANTE DE AVOGADRO 6,02 X 1023 1 mol de partículas X gramas 22,4 L de gás nas CNTP CO2 1 mol = 6,02 x 1023 moléculas = 44 g = 22,4 L He 1 mol = 6,02 x 1023 átomos = 4 g = 22,4 L Amedeo Avogadro (1776-1856)
  11. 11. 11 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 1 - Determinação do número de mols, átomos, moléculas ou íons envolvidos nas reações 2- Proporção entre reagentes e produtos 3 - Quantidade de reagentes e produtos envolvidos 4 - Volumes envolvidos nas reações com gases 5- Rendimento de uma reação 6- Determinação do reagente limitante e reagente em excesso
  12. 12. 12 1 - Quantidade de matéria 1 – O propano (C3H8) é um dos componentes do gás de cozinha (GLP). Sabendo-se que 132 g de propano sofreram combustão. Determine: (Dados: MM C3H8 = 44 g/mol) a) O número de mols de C3H8 que reagiu b) A equação balanceada do processo c) Número de moléculas de C3H8 que reagiu 1 mol de C3H8 44 g de C3H8 X mol C3H8 132 g de C3H8 X = 3 mols C3H8 3 C3H8 (g) + 15 O2 (g)  9 CO2 (g) + 12 H2O (l) 1 mol de C3H8 6,02 x 1023 moléculas 3 mols de C3H8 X moléculas X = 1,806 x 1024 moléculas
  13. 13. 2 – Proporção entre reagentes e produtos 2 – A amônia é uma substância de grande utilidade em diversos processos industriais. Sabendo-se que tal substância é obtida pela reação entre os gases nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2). Relacione a massa e volume de gás de todas as substâncias envolvidas quando emprega-se 1, 3 e 5 mols de N2. Dados: N2 = 28 g/mol; H2 = 2 g/mol; NH3 = 17 g/mol 1 mol de N2 3 mols de H2 2 mols de NH3 28 g de N2 6 g de H2 34 g de NH3 3 mols de N2 9 mols de H2 6 mols de NH3 84 g de N2 18 g de H2 102 g de NH3 140 g de N2 30 g de H2 170 g de NH3 112 L de N2 336 L de H2 224 L de NH3 N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) 22,4 L de N2 67,2 L de H2 44,8 L de NH3 67,2 L de N2 201,6 L de H2 134,4 L de NH3 5 mols de N2 15 mols de H2 10 mols de NH3
  14. 14. 14 3 - Quantidade de reagentes e produtos envolvidos 3 – Os camelos armazenam a gordura triestearina (C57H110O6), em suas corcovas. Além de ser fonte de energia, a gordura é também uma fonte de água pois, quando ela é usada ocorre a seguinte reação: Com base nesta reação calcule: Dados: C57H110O6 = 890 g/mol; O2 = 16 g/mol; CO2 = 44 g/mol; H2O = 18 g/mol a) A massa de H2O obtida da queima de 454 g de triestearina b) A massa de oxigênio necessária para oxidar essa quantidade de triestearina 2 C57H110O6 (s) + 163 O2 (g)  114 CO2 (g) + 110 H2O (l) 1780 g de C57H110O6 1980 g de H2O 454 g de C57H110O6 X g de H2O X = 505 g de H2O 1780 g de C57H110O6 5216 g de O2 454 g de C57H110O6 X g de O2 X = 1330 g de O2
  15. 15. 15 4- Volumes envolvidos nas reações com gases 4 – Um carro pode emitir a cada minutos 600 litros de gases, dos quais 4% em volume correspondem ao gás tóxico monóxido de carbono (CO). A redução da emissão de CO é possível transformanando-o em CO2, através da reação com excesso de ar, no interior do catalisador do automóvel. Com base nestas informações pergunta-se: Qual a quantidade de CO em mols, emitida pelo veículo em um período de 1 hora? 1 Cálculo do volume de CO emitido em 1 hora 2 Cálculo do número de mols CO de emitido em 1 hora 600 L de gases 100% X L de CO 4% 24 L de CO x 60 1440 L/h de CO 1 mol de CO 22,4 L X mols de CO 1440 L 64, 3 mols de CO
  16. 16. 16 5- Rendimento de uma reação 5 – A cal virgem (CaO) é obtida industrialmente a partir da decomposição térmica do calcário (CaCO3) como representado na equação a seguir : Sabendo-se que a decomposição térmica de 42,73 g de CaCO3, produziu 17,5 g de CO2, determine o rendimento da reação. Dados: CaCO3 = 100 g/mol; CO2 = 44 g/mol CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) ∆ 100 g de CaCO3 44 g de CO2 42,73 g de CaCO3 X g de CO2 X = 18,8 de CO2 Rendimento = (17,5 / 18,8) x 100 93,1 %
  17. 17. 17 REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO Reagente Limitante Determina o rendimento máximo do produto Reagente em excesso Presente em quantidade acima da necessária Figura 4: Analogia, associando chassis e rodas de automóveis, aos conceitos de reagente limitante e em excesso, respectivamente. http://www.alunosonline.com.br/quimica/reagente-excesso-reagente-limitante.html
  18. 18. 18 6- Determinação do reagente em excesso 6 – Carbeto de cálcio (CaC2) reage com água para formar hidróxido de cálcio e acetileno. Qual é o reagente limitante quando 100 g de água reage com 100g de carbeto de cálcio? Dados: CaC2 = 64,1 g/mol; Cálculo da quantidade de C2H2 produzida por 100 g CaC2 que reagirá Cálculo da quantidade de C2H2 produzida por 100 g de H2O que reagirá Cálculo da quantidade de reagente em excesso CaC2 (s) + 2 H2O (l)  Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g) 64,1 de CaC2 26 g C2H2 100 g de CaC2 X g de C2H2 40,6 g de C2H2 36 g de H2O 26 g de C2H2 100 g de H2O X g de C2H2 72,2 g de C2H2 64,1 de CaC2 36 g H2O 100 g de CaC2 X g de H2O 56,2 g de H2O 43,8 g de H2O
  19. 19. 44 “Os investimentos em conhecimento geram os melhores dividendos ” BIBLIOGRAFIA ATKINS, P.W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª ed. Trad. Ricardo Bicca Alencastro. Porte Alegre : Bookman. 2006. 1048 p. KOTZ, J.C.; TREICHEL, P.M.; WEAVER, G.C. Química geral e reações químicas vol. 1. São Paulo: Cengage Learning. 2009. 708p.

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