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QUÍMICA
                              A Ciência Central
                                 9
                                 9ª Edição


                   Capítulo 3
          Estequiometria: cálculos com
         fórmulas e equações químicas


                               David P. White

© 2005 by Pearson Education                       Capítulo 03
Equações químicas
                                  ç


• Lavoisier: a massa é conservada em
  uma reação química.
           ã     í i
• Equações químicas: descrições de
  reações químicas
          químicas.
• Duas partes de uma equação:
  reagentes e produtos:
          2H2 + O2 → 2H2O




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Equações químicas
                                  ç

• A equação química para a formação da água pode ser visualizada
          ã     í i        f      ã d á        d      i li d
  como duas moléculas de hidrogênio reagindo com uma molécula
  de oxigênio para formar duas moléculas de água:
        g     p                              g
                        2H2 + O2 → 2H2O




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Equações químicas
                                  ç


                        2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
                         2K + 2H2O → 2KOH + H2




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Equações químicas
                                  ç


• Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das
  fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e produtos.
  fó   l     í i     f                   ã d         t        d t




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Equações químicas
                                  ç




© 2005 by Pearson Education                       Capítulo 03
Equações químicas
                                  ç

• L i da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em
  Lei d           ã d               éi ã       d         did
  nenhuma reação química.




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Alguns padrões simples de
                        reatividade química
       Reações d combinação e decomposição
       R   õ de     bi   ã    d       i ã

• A reações d combinação tê menos produtos do que reagentes:
  As    õ de     bi ã têm            d t d              t
                2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

• O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO.
• As reações de decomposição têm menos reagentes do que
  produtos:
     d t
                   2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g)
               (a reação que ocorre em um airbag)
• O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.


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Alguns padrões simples de
                        reatividade química
      Reações d combinação e decomposição
      R   õ de     bi   ã    d       i ã




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Alguns padrões simples de
                        reatividade química
       Reações d combinação e decomposição
       R   õ de     bi   ã    d       i ã




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Alguns padrões simples de
                        reatividade química
                     Combustão
                     C b tã ao ar


A combustão é a queima de uma
substância em oxigênio do ar:

     C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) +
                4H2O(g)




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Massa molecular

              Massa molecular e peso fórmula
              M       l   l          fó   l
• A massa molecular (MF): é a soma de MA para os átomos na
  fórmula.
  fórmula
     MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
                  = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u)
                             = 98 1 u
                               98,1

• A massa molecular (MM) é a massa da fórmula molecular.
                    (  )
  MM de C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u

• Nã se recomenda a utilização do termo massa fórmula
  Não          d     tili ã d t               fó   l



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O mol


Mol: medida conveniente de quantidades químicas.
• 1 mol de algo = 6,0221421 × 1023 daquele algo.
• Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g.

                          Massa molar
• Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância
  (unidades g/mol, g.mol-1).
• A massa de 1 mol de 12C = 12 g.




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O mol




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O mol




© 2005 by Pearson Education           Capítulo 03
O mol




Esta fotografia mostra um mol de
sólido (NaCl), um mol de líquido
(H2O) e um mol de gás (O2).




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O mol

               Conversões entre massas, mols
                                       ,
                  e número de partículas

• Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos:
           massa molar de N2 = 2 × (a massa molar de N).
                                   (                  )
• As massas molares para os elementos são encontradas na tabela
  periódica.
• A massas moleculares são numericamente iguais às massas
  As           l l        ã        i        i i à
  molares.




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Fórmulas mínimas a partir
                             de áli
                             d análises

• Comece com a % em massa dos elementos (por exemplo, Dados
  Empíricos) e calcule uma fórmula, ou
• Comece com a fórmula e calcule os elementos da % em massa.




© 2005 by Pearson Education                            Capítulo 03
© 2005 by Pearson Education   Capítulo 03
Fórmulas mínimas a partir
                             de áli
                             d análises

     Fórmula molecular a partir de fórmula mínima
• Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos da MM
  para encontrarmos a fórmula molecular.

• O í di
  Os índices inferiores na fórmula molecular são sempre números
             i f i         fó     l    l l ã               ú
  inteiros múltiplos dos índices inferiores na fórmula mínima.




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Fórmulas mínimas a partir
                             de áli
                             d análises

                      Análise por combustão
• As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por combustão:




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Informações quantitativas a
                          partir de equações
                             ti d        õ
                             balanceadas
• A equação balanceada fornece o número de moléculas que reagem
  para formar produtos.
• Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de reagente
  necessária para se chegar à proporção da quantidade de matéria do
         ái           h              ã d       tid d d      té i d
  produto.
• Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas
                                                 estequiométricas.
   NB: As proporções estequiométricas são proporções ideais
• As proproções ideais de reagentes e produtos no laboratório devem
  ser medidas em gramas e convertidas para mols.


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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 03
Reagentes limitantes


• Se os reagentes não estão presentes em quantidades
  estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes ainda estarão
  presentes (em excesso).
• R
  Reagente li it t um reagente que é consumido
          t limitante:             t              id




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Reagentes limitantes




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Reagentes limitantes


                       Rendimentos teóricos
• A quantidade de produto prevista a partir da estequiometria
  considerando os reagentes limitantes é chamada de rendimento
  teórico.
• O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade
        di    t        t l l i            di     t    l(      tid d
  de material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico:




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Fim do Capítulo 3:
          Estequiometria: cálculos com
         fórmulas e equações químicas



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Slides cap.3- Estequiometria: Cálculos com fórmulas e equações químicas

  • 1. QUÍMICA A Ciência Central 9 9ª Edição Capítulo 3 Estequiometria: cálculos com fórmulas e equações químicas David P. White © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 2. Equações químicas ç • Lavoisier: a massa é conservada em uma reação química. ã í i • Equações químicas: descrições de reações químicas químicas. • Duas partes de uma equação: reagentes e produtos: 2H2 + O2 → 2H2O © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 3. Equações químicas ç • A equação química para a formação da água pode ser visualizada ã í i f ã d á d i li d como duas moléculas de hidrogênio reagindo com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de água: g p g 2H2 + O2 → 2H2O © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 4. Equações químicas ç 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 2K + 2H2O → 2KOH + H2 © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 5. Equações químicas ç • Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e produtos. fó l í i f ã d t d t © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 6. Equações químicas ç © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 7. Equações químicas ç • L i da conservação da massa: a matéria não pode ser perdida em Lei d ã d éi ã d did nenhuma reação química. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 8. Alguns padrões simples de reatividade química Reações d combinação e decomposição R õ de bi ã d i ã • A reações d combinação tê menos produtos do que reagentes: As õ de bi ã têm d t d t 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) • O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO. • As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos: d t 2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g) (a reação que ocorre em um airbag) • O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 9. Alguns padrões simples de reatividade química Reações d combinação e decomposição R õ de bi ã d i ã © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 10. Alguns padrões simples de reatividade química Reações d combinação e decomposição R õ de bi ã d i ã © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 11. Alguns padrões simples de reatividade química Combustão C b tã ao ar A combustão é a queima de uma substância em oxigênio do ar: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 12. Massa molecular Massa molecular e peso fórmula M l l fó l • A massa molecular (MF): é a soma de MA para os átomos na fórmula. fórmula MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) = 98 1 u 98,1 • A massa molecular (MM) é a massa da fórmula molecular. ( ) MM de C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u • Nã se recomenda a utilização do termo massa fórmula Não d tili ã d t fó l © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 13. O mol Mol: medida conveniente de quantidades químicas. • 1 mol de algo = 6,0221421 × 1023 daquele algo. • Experimentalmente, 1 mol de 12C tem uma massa de 12 g. Massa molar • Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol, g.mol-1). • A massa de 1 mol de 12C = 12 g. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 14. O mol © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 15. O mol © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 16. O mol Esta fotografia mostra um mol de sólido (NaCl), um mol de líquido (H2O) e um mol de gás (O2). © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 17. O mol Conversões entre massas, mols , e número de partículas • Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos: massa molar de N2 = 2 × (a massa molar de N). ( ) • As massas molares para os elementos são encontradas na tabela periódica. • A massas moleculares são numericamente iguais às massas As l l ã i i i à molares. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 18. Fórmulas mínimas a partir de áli d análises • Comece com a % em massa dos elementos (por exemplo, Dados Empíricos) e calcule uma fórmula, ou • Comece com a fórmula e calcule os elementos da % em massa. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 19. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 20. Fórmulas mínimas a partir de áli d análises Fórmula molecular a partir de fórmula mínima • Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos da MM para encontrarmos a fórmula molecular. • O í di Os índices inferiores na fórmula molecular são sempre números i f i fó l l l ã ú inteiros múltiplos dos índices inferiores na fórmula mínima. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 21. Fórmulas mínimas a partir de áli d análises Análise por combustão • As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por combustão: © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 22. Informações quantitativas a partir de equações ti d õ balanceadas • A equação balanceada fornece o número de moléculas que reagem para formar produtos. • Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de reagente necessária para se chegar à proporção da quantidade de matéria do ái h ã d tid d d té i d produto. • Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas estequiométricas. NB: As proporções estequiométricas são proporções ideais • As proproções ideais de reagentes e produtos no laboratório devem ser medidas em gramas e convertidas para mols. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 23. © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 24. Reagentes limitantes • Se os reagentes não estão presentes em quantidades estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes ainda estarão presentes (em excesso). • R Reagente li it t um reagente que é consumido t limitante: t id © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 25. Reagentes limitantes © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 26. Reagentes limitantes Rendimentos teóricos • A quantidade de produto prevista a partir da estequiometria considerando os reagentes limitantes é chamada de rendimento teórico. • O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade di t t l l i di t l( tid d de material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico: © 2005 by Pearson Education Capítulo 03
  • 27. Fim do Capítulo 3: Estequiometria: cálculos com fórmulas e equações químicas © 2005 by Pearson Education Capítulo 03