09_Calculo_Estequiometrico

Universidade Federal do Acre Coordenação de Ciências Agrárias PET-Agronomia

Bolsistas: Renato (7º Período-Florestal) Tutor: Prof. Dr. José Ribamar Rio Branco, Acre 2006

1 – As – As leis ponderais Origem  

Teoria atômica clássica de Dalton – 1803; ... átomos são indivisíveis.

Divide-se em:  

Lei de Dalton;

 

Lei de Richter;

 

Lei de Lavoisier;

 

Lei de Prost;

 

Lei de volumétricas de Gay – Lussac e outros. SILVA, SILVA, R. O, 2005

1 – As – As leis ponderais Lei de Lavoisier ou Lei de Conservação das Massas    

 

Os Elementos de Química, publicado em 1789; A massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos; “Na natureza nada se cria cria,, nada se perde perde,, tudo se transforma transforma”. ”.

Ex:: A + B Ex 2g 10 g

AB ?

Pela Lei de Lavoisier ⇒ 2 + 10 = 12 g. g. SILVA, SILVA, R. O, 2005

1 – As – As leis ponderais Lei de Proust ou Lei das Proporções Fixas  

As massas dos reagentes e produtos são, entre si, diretamente proporcionais; proporcionais ; Subs Substâ tânc ncia iass Pura Pura

Subs Substâ tânc ncia iass

Mesm Mesmaa Comp Compos osiç ição ão Quím Químic ica; a;

Comp Compos osiç ição ão Fi Fixa xa

Fórmula Química.

SILVA, SILVA, R. O, 2005

1 – As – As leis ponderais Leis Volumétricas Volumétricas de Gay – Lussac (1808)

...conhecido por formular a lei dos gases; gases; ...nem sempre o volume total dos reagentes é igual ...R ...Reeação  

contra tração de volu lum me;

Os volumes dos reagentes e dos produtos de uma reação envolvendo substâncias gasosas CNTP, obedecem a uma proporção constante. constante . SILVA, SILVA, R. O, 2005

1 – As – As leis ponderais

Exemplo1:

Nos carros movidos a hidrogênio, a combustão ocorre nas seguintes proporções: hidrogênio + oxigênio água 2g 16 g ? Pela Lei de Lavoisier ⇒ Massa (água) = 2 + 16 = 18 g. g.

 

 

Qual massa de água seria produzida na queima de 40 kg de hidrogênio? hidrogênio água 2g 18 g 40.000 g xg x = 360.000 g ou ⇒ x= 360 kg de água ⇒



Exemplo1: a massa do oxigênio consumido na reação   Calcular a seguir? hidrogênio + oxigênio água 40 kg y 360 kg Aplicando a Lei de Lavoisier : M. Reagente

40 + y

=

=

y = 360 360 - 40

M. Produto

360 ⇒

y = 320 kg

Assim, a combustão irá consumir 320 consumir 320 kg de gás oxigênio. SILVA, SILVA, R. O, 2005

1 – As – As leis ponderais  

Exemplo2:

Dete Determ rmin inee a co comp mpos osiç ição ão pe perc rcen entu tual al do di dicr crom omat ato o de potássio (K (K2Cr 2O7).

Resolução: Resolução: Calcula-se: a massa molar do K2Cr 2O7? Dados: (K = 39; Cr = 52; O = 16); K2Cr 2O7 7 . 16 = 112 2 . 52 = 104 2 . 39 = 78 294

MM = 294 u.m.a mol = 294 g Massa Molar = Molar = 294 g/mol



Exemplo2:

Cont:: Cont

K2Cr 2O7 294 g 100 g

294 100

=

78 x

=

104 y

2K + 78 g x%

=

112 z

2 Cr 104 g y%

⇒

x =

+

7O 112 g z%

100 x 78 294

x = 26,5 % K, y = 35,4 % Cr e z = 38,1% O


2 – Fórmulas – Fórmulas Químicas Classificação:: Classificação  

Fórmula porcentual (Composição Centesimal) “Porcentagem em massa de cada elemento que forma uma substância”. H11,11 % O88,89 %

 

Fórmula mínima “Menor proporção em nos inteiros de átomos (mol) dos elementos que formam uma substância”. Ex:: Ex CH2O SILVA, SILVA, R. O, 2005

2 – Fórmulas – Fórmulas Químicas

 

Fórmula molecular molécula de uma substância ”. Ex:: Ex

H8C4O2


2 – Fórmulas – Fórmulas Químicas  

Exemplo1:

Verifica-se que 4 g de H2 reagem com gás O2, produzindo 36 g de água. Qual a composição porcentual da água? Hidrogênio + oxigênio água 36 g zg 4g y% 100 g x% Pela lei de Lavoisier: Lavoisier: 4 + z = 36 Pela lei de Proust: Proust: 4 = 32 = 36 ⇒ 100 x y

z = 32 g x = 11, 1,111 % H y = 88,89 % O2

Fórmula percentual é é:: H11,11 % O88,89 %


2 – Fórmulas – Fórmulas Químicas  

Exemplo2:

Qual a fórmula molecular de um composto que apresenta fórm fórmul ulaa po porc rcen entu tual al H9,09% C54,54% O36,36% e massa molecular 88 u ? Hidrogênio Carbono Oxigênio

9,09 g = 9,09 mols 1 g/mol 54,54 g = 4,55 mols 12 g/mol 36,36 g = 2,27 mols 16 g/mol

Dividimos por 2,27: 2,27: Hidrogênio Carbono Oxigênio

9,09 2,27 = 4 4,55 = 2 2,27 2,27 =1 2,27

Fórmula mínima (fm)

H4C2O1 SILVA, SILVA, R. O, 2005

2 – Fórmulas – Fórmulas Químicas Assim:: Assim

Fórmula Molecular = (fórmula mínima) x n FM = (fm)n fm = H4C2O1

MM = 1 x 4 + 12 x 2 + 16 x 1 = 44 44

FM =

MM (FM) = 88

?

Como:: n Como

=

MM (FM) MM (fm)

=

88 44

=

2

n=2

Fórmula Molecular: FM = (fm)n

FM = (H4C2O)2 = H8C4O2 SILVA, SILVA, R. O, 2005

3 – Estequiometria – Estequiometria Conceito:: Conceito Cálculo Estequiométrico

2 ou + Espécies Químicas Transformação Química SILVA, SILVA, R. O, 2005

3.1 – Cálculo – Cálculo Estequiométrico    

Como podem ser feitos os Cálculos? Estabelecidas Estabelecidas as proporções proporções é possível possível fazer inúmeros cálculos através de simples Regra de Três. Três.

Para Elementos: Elementos:

1 Atg

M.A.(g); 6,02 · 1023 átomos.

Para Substâncias: Substâncias:

1mol

M.M.(g); 6,02 · 1023 moléculas; 22,4 L (Gás, CNTP). SILVA, SILVA, R. O, 2005

3.2 – R Regras para resolver problemas envolven end do cá cálc lcul ulo o es este teq qui uiom omét étri rico co I - Escrever a equação química; II - Balancear a equação; III - Escrever a relação em mols dos reagentes e produtos;

IV - Substituir o mol por M.M(g), 6,02 x 1023 moléculas (átomo) ou 22,4 L (CNTP), quando for o caso, isto em função do que é “Dado “Dado”” e pedido para “Calcular “Calcular”; ”; V - Colocar os dados do problema

→

cálculo. SILVA, SILVA, R. O, 2005

3.3 – Exercícios – Exercícios Resolvid Resolvidos os  

Exemplo1:

De acordo com a equação Fe + O2 → Fe2O3, calcule: a) O nº de mols de moléculas de O2 necessário para reagir com 5 mols de átomos de ferro; I

Fe + O2

II

4 Fe + 3 O

III

4 mols

3 mols

Fe2O3 2 Fe O 2 mols

Assim, temos: temos:

4 Fe 3 O2 4 mols 3 mols V 5 mols x mols ⇒ x = 3,75 mols Assim, é necessário 3,75 mols de moléculas de OSILVA, 2. SILVA, R. O, 2005 IV


3.3 – Exercícios – Exercícios Resolvid Resolvidos os

Exemplo1:

Cont:: Cont

b) O nº de moléc molécul ulas as de Fe2O3 que se forma a partir de 3,01 · 10 23 moléculas de O2. 4 Fe + 3 O2

V

3 · 6,02 · 10 23 3,01 · 1023 2

3 6,02 10 23 ⋅

⋅

3,01 10 ⋅

23

2 · 6,02 · 10 23 y moléculas 2 6,02 10 23 y ⋅

=

2 Fe2O3

⋅

=

y = 2,0 x 1023 moléculas Formam-se 2,0 x 1023 moléculas de Fe 2O3.


3.3 – Exercícios – Exercícios Resolvid Resolvidos os  

Exemplo2: Calcular a massa de CaO e o volume de CO2 nas CNTP produzida pela d deecomposição té térmica de 300 g de carbonato de cálcio, de acordo com o processo: CaCO3 → CaO + CO2.

Dado: 300 g CaCO3; 2

3

1 CaCO3 III 1 mol II

IV V

CaCO3 100 g 300 g

Calcular: g CaO; L CO2?

1 CaO CaO + 1 CO2 1 mol 1 mol CaO 56 g xg

x = 168 g CaO

IV

CaCO3

CO2

V

100 g 300 g

22,4 L yL

y = 67,2 L CO2 SILVA, SILVA, R. O, 2005


Exemplo3:   Qual o número de moléculas de CO2 e a massa obtida de NaCl a partir de 10,6 kg de Na2CO3, conforme a reação: Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O Dado: 10,6 kg Na2CO3; Calcular: moléculas CO2; g NaCl ? I Na2CO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O II

Na2CO3 + 2 HCl

2 NaCl + CO2 + H2O

III

1 mol

2 mols

IV V

2 mols

1 mol 1 mol

Na2CO3 CO2 106 g 6,02 · 1023 moléculas 10.600 g x moléculas x = 6,02 1025 moléculas de CO2.



Exemplo3:

Cont:: Cont

Dado: 10,6 kg Na2CO3;

Na2CO3 + 2 HCl IV

Na2CO3 100 g

V

10.600 g

Calcular: g NaCl?

2 NaCl + CO2 + H2O 2 NaCl 2 · 58,5 g yg

y = 12.402 g NaCl ou y = 12,402 kg NaCl



Exemplo4:   Calcular o volume de H2, a 27º C e 2 atm, que se obtém na reação entre 8 g de Ca e quantidade suficiente de H2O. Dada a equação: Ca + H 2O → Ca(OH)2 + H2 Dado: 8 g Ca; 2 atm, 27°C; Calcular: L H2?

Ca + H2O

I

a III IV V

1 mol Ca 40 g 8g

Ca(OH)2 + H2 a

2

2 mols

2

1 mol

H2 1 mol x mol

⇒

2

1 mol

x = 0,2 mol

Assim, obtém-se 0,2 mol de Hidrogênio. Hidrogênio . SILVA, SILVA, R. O, 2005

3.3 – Exercícios – Exercícios Resolvid Resolvidos os Dado: 8 g Ca; 2 atm, 27°C;

Exemplo4: Calcular: L H2?

Calculando o volume pela Equação de Clapeyron, Clapeyron , temos: V = nRT ⇒ 0,2 · 0,082 · 300 V = 2,46 L 2 P Portanto, obtém –se 2,46 L de Hidrogênio Outra forma de calcular o volume: volume: Ca H2 40 g 22,4 L 8g y L ⇒ y = 4,48 L (CNTP) P1V1 P2V2 1 atm · 4,48 L = 2 atm · V2 = ⇒ = T1 T2 300 K 273 K PV = nRT

⇒

=

V2 = 2,46 L H2


4 – Pureza – Pureza Grau de Pureza  

É o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra.

Porcentagem da Pureza  

É o porcentagem da massa da substância pura em relação a massa total da amostra.

Impureza  

É a parte inerte da amostra, com relação ao processo químico realizado. SILVA, SILVA, R. O, 2005

4 – Pureza – Pureza  

Exemplo:: Exemplo

Qual a massa de CaCl2 obtida pela reação de 500 g calc calcár ário io calc calcít ític ico o (CaCO3) com 90 % de pureza em presença de HCl em excesso? CaCO3 + HCl CaCl2 + H2O + CO2 Dados:: Ca = 40, C = 12, O = 16, Cl = 35,5 g/mol; Dados

Resolução:: Resolução 500 500 g Calc Calcár ário io com com Pure Pureza za = 90 %

→

Quanto reage?

100 g Calcário

90 g CaCO 3

500 g Calcário

x g CaCO3

x = 450 g CaCO3


4 – Pureza – Pureza

Exemplo:: Exemplo

Cont:: Cont

Dado: Ca = 40, C = 12, O = 16; Cl = 35,5 g/mol; 450 g CaCO3; Calcular: g CaCl2? I

CaCO3 + HCl

II

CaCO3 + 2 HCl 1mol 2 mols

III IV V

CaCO3 100 g 450 g ⇒

CaCl2 + H2O + CO2 CaCl2 + H2O + CO2 1mol 1mol 1mol CaCl2 111 g yg

y = 499,5 g CaCl2


5 – Rendimento – Rendimento de uma reação

 

Numa reação química, os produtos são obtidos em quantidades menores que as previstas na teoria; ...o rendimento de uma reação química nunca é 100 %.



Exemplo:: Exemplo

A combustão de 42,5 g de um amoníaco ( NH3) tem um rendimento de 95 %. Calcule a massa, em gramas de H2O que se obtém nessa combustão. Dada a equação: NH3 + O2 → N2 + H2O. Dados:: N = 14, H = 1, O = 16 g/mol; Dados NH3 + O2 N2 + H2O I



II

4 NH3 + 3 O2

III

4 mols 3 mols 2 mols 6 mols

IV V

4 NH3 4 · 17 g 42,5 g

2 N2 + 6 H2O

6 H2O 6 · 18 g x g ⇒ x = 67,5 g de H 2O

x = Massa de H 2O num rendimento de 100 %. %.



Exemplo:: Exemplo

Cont:: Cont

Dado: 67,5 g de H 2O (rendimento de 100 %). Calcular: g H2O com rendimento de 95 %? Assim, temos:

Rendimento 100 % 95 % ⇒

g H2O obtida 67,5 g yg

y = 64,12 g de H 2O


6 –Considerações Finais  

Leis Ponderais;

 

Fórmulas Químicas;

 

Cálculo Estequiométrico; . Equação balanceada; . 1mol – MM (g) – 6,02 x 10 23 – moléculas – 22,4 L. SILVA, SILVA, R. O, 2005

“Mas, busca caii prime meiiro o Re Reino de De Deus e a sua justiça, e todas estas coisas vos serão acrescentadas.” Mateus: 6-33

Renato (7º Período-Florestal)

09_Calculo_Estequiometrico

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