Ana nery estequiometria básica

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Ana nery estequiometria básica

  1. 1. Estequiometria Cálculos com fórmulas e equações químicas Professor Joseval Estigaribia
  2. 2. Temas abordados • Equações químicas; • Reatividade química; • Massa atômica e massa molecular; • O mol; • Fórmulas mínimas a partir de análises; • Informações quantitativas a partir de equações balanceadas; • Reagentes limitantes.
  3. 3. Introdução • Estequiometria ou cálculo estequiométrico é o estudo das relações quantitativas de reagentes e produtos • Baseado nas leis: – Lei da conservação da massa (Lavoisier) – Lei das proporções definidas (Proust)
  4. 4. Equações Químicas • Reagentes – Substâncias iniciais que provocam uma reação e encontram-se à esquerda na equação. • Produtos – Resultado da reação e encontra-se à direita na equação. H2(g) + ½ O2(g) H20(g) (x2) 2 H2(g) + O2(g) 2 H20(g)
  5. 5. Lavoisier & Proust • Lei da conservação das massas: Usando uma balança, Lavoisier determinou a massa do recipiente fechado antes e após uma reação química, e concluiu que “a massa final de um recipiente fechado onde se processa uma reação química é sempre igual á sua massa inicial”. Ex.: água  hidrogênio + oxigênio 18 g 2 g 16 g REAGENTE  P R O D U T O S • Lei das proporções constantes: Partindo do trabalho de Lavoisier, Proust descobriu que as substâncias compostas tem composição fixa. Ele percebeu que a massa de oxigênio na decomposição da água é sempre 8 vezes maior que a massa de hidrogênio, uma proporção constante. Então a decomposição de 100 g de água gera 11,11 g de hidrogênio e 88,89 g de oxigênio (1/9 H2 e 8/9 O2). Na decomposição do gás carbônico: CO2 (g)  C (g) + O2 (g) 44 g 12 g 32 g 12/44 32/44 3/11 (0,277) 8/11 (0,7272) Estabeleceu Proust que: “a composição química das substâncias compostas é sempre constante, não importando a sua origem”.
  6. 6. Tipos de reatividade Reação de combinação e decomposição
  7. 7. Tipos de reatividade
  8. 8. Tipos de reatividade Combustão: Reação química exotérmica entre uma substância e um gás, geralmente o oxigênio, para liberar calor. CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
  9. 9. Massa atômica e massa molecular • Massa atômica: massa de um átomo relativo à unidade de massa atômica u (1/12 da massa do isótopo carbono-12, 12C). • Massa molecular: massa de uma molécula de uma substância relativa à unidade de massa atômica u (1/12 da massa do isótopo carbono- 12, 12C).
  10. 10. Massa atômica e massa molecular • Massa molecular de uma fórmula: soma das massas atômicas dos átomos da 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
  11. 11. Mol • Origem: palavra latina moles (porção, quantidade) • É a unidade utilizada para relacionar um número grande de quantidade de matéria com as respectivas entidades químicas (átomos, moléculas, íons ou aglomerados destes). 1 mol = 6,0221367 x 10²³ partículas
  12. 12. Mol • Massa Molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol, g.mol-1) • A massa de 1 mol de átomos de 12C = 12 g
  13. 13. Mol • Conversões entre massas, mols e número de partículas;
  14. 14. Fórmula mínima a partir de análises • A fórmula mínima trata de uma proporção entre a quantidade de cada átomo de uma molécula. • Exemplo: C2H6 -> Fórmula Molecular do Etano CH3 -> Fórmula mínima • A fórmula molecular pode ser obtida através da multiplicação dos índices de cada elemento por uma constante de proporcionalidade. C(1x2)H(3x2)
  15. 15. Fórmula mínima a partir de análises
  16. 16. Fórmula mínima a partir de análises • A análise por combustão tem a finalidade de descobrir também a fórmula empírica através das massas de CO2, H2O e NO2.
  17. 17. Informações quantitativas a partir de equações balanceadas • Os coeficientes de uma equação balanceada mostram as relações estequiométricas entre os componentes desta reação. • Com essa equivalência estequiométrica pode-se deduzir a quantidade do produto através do reagente e vice-versa. • Exemplo: 2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) • No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O são quantidades estequiometricamente equivalentes.
  18. 18. Informações quantitativas a partir de equações balanceadas Esquema do cálculo da massa de um reagente consumido ou de um produto formado numa reação, a partir da massa de um outro reagente ou outro produto.
  19. 19. Reagentes limitantes • O reagente limitante de uma reação química é o reagente que se encontra presente em menor quantidade relativa ou seja, o que é primeiramente consumido. Ex: 2H2 + O2 2H2O • Se tivermos 2 mols de H2 e 2 mols de O2, H2 será limitante e sobrará excesso de 1 mol de O2.
  20. 20. Reagentes limitantes
  21. 21. Reagentes limitantes • Rendimento real de um produto – massa obtida no final da reação, medida em gramas, ou quantidade de matéria, medida em mols • Rendimento teórico – é a massa que deveríamos obter se não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade calculada com base numa equação química) RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 % RENDIMENTO TEÓRICO

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