Estequiometria, Notas de estudo de Química

Baixe Estequiometria e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity! ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: António Adelino Kilala “Molécula” 923 38 23 35 Página 1 MOLÉCULA ESTEQUIOMETRIA Por que precisamos conhecer este assunto? É importante saber a quantidade de produto que pode ser obtida a partir de uma determinada quantidade de reagentes. É fundamental, também, numa indústria química, por exemplo, saber antecipadamente qual a quantidade de reagentes que deve ser utilizada para se obter uma determinada quantidade de produto. O objectivo económico de toda indústria que envolve processos químicos é produzir substâncias em quantidade suficiente, usando a menor quantidade possível de reagentes e com o menor custo, obtendo, assim, a melhor relação custo/benefício. Relações desse tipo não são utilizadas somente pelos químicos. Elas fazem parte da nossa vida e muitas vezes nós as usamos sem perceber. Em Química, as relações em massas, volumes e mesmo em quantidade de energia são denominadas cálculos estequiométricos.  1.1 - Massa Atómica (MA): É massa comparada com 12 1 da massa do carbono 12 C. Exemplos: MA(O) = 16 uma MA(H) = 1 uma MA(Na) = 23 uma etc.  1.2 - Massa Molar (MM): É a soma das massas atómicas dos átomos que constituem as moléculas. ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: António Adelino Kilala “Molécula” 923 38 23 35 Página 2 MOLÉCULA  - A massa molecular (expressa em u.m.a) e a massa molar (expressa em g/mol) têm o mesmo valor numérico, mas unidades diferentes. Exemplo: Massa Molecular da H2O é igual a 18 u.m.a Massa Molar da H2O é igual a 18 g/mol  - A massa molar (molecular) é achada somando as massas atómicas dos elementos que constituem a molécula (ou um composto iónico), multiplicando pelo respectivo número de átomo. MM = MA1•№ de átomos + MA2•№ de átomos + MA3•№ de átomos …. Exemplo para 1.2:  Calcule a massa molar dos seguintes compostos: a) H2O b) H2SO4 c) Cr2(SO4)3 d) Na2B4O7∙10H2O Dada as massas atómicas: H = 1 O = 16 S = 32 Na = 23 Cr = 52 B = 10,81 Resolução: a) MM(H2O) = 1x2 + 16x1 = 2 + 16 MM(H2O) = 18 g/ mol. b) MM(H2SO4) = 1x2 + 32x1 + 16x4 MM(H2SO4) = 98 g/ mol. c) MM│Cr2(SO4)3│ = 52x2 + 32x3 + 16x12 MM│Cr2(SO4)3│ = 392g/mol. d) MM│ Na2B4O7∙10H2O │ = 23x2 + 10,81x4 + 16x7 + 1x20 + 16x10 MM│ Na2B4O7∙10H2O │ = 381,24g/mol  1.3 – Número de mol (n): A quantidade de substancia é expressa em mol. O número de mol esta relacionado com a massa através da expressão seguinte: MM m n   - Em uma reacção química os números que aparecem antes das fórmulas química dos reagentes como dos produtos indicam o número de mol e também são chamados de coeficiente estequiométrico. ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: António Adelino Kilala “Molécula” 923 38 23 35 Página 5 MOLÉCULA Exemplo: A cor, o cheiro, a temperatura, o estado físico, a densidade etc.  1.7 – Manifestação que pode indicar a ocorrência de uma reacção química: 1ª) Formação de um sólido. 2ª) Desprendimento de um gás. 3ª) Mudança de coloração. 4ª) Libertação ou absorção de energia.  1.8 - Equações Químicas: São apenas esquemas, de algum modo simplificados, daquilo que se passa nas reacções químicas.  As equações químicas indicam quais os reagentes (normalmente, os elementos a esquerda da seta) e quais os produtos (os elementos a directa da seta), as proporções de cada um e o estado de agregação (sólido, liquido e gasoso).  As reacções químicas que se consideram completas (são caracterizados como reacções irreversível) são representadas por uma seta direccionada em 1 único sentido (→).  As reacções químicas que se consideram incompleta (que normalmente atingem o estado de equilíbrio e são caracterizados como reacções reversíveis) são representadas por duas setas direccionadas em sentidos opostos ( ).  1.9 – Estequiometria: São cálculos que se fazem com base nas reacções químicas.  Em uma equação química o números que prescedem (que aparecem antes d) as formula dos reagentes tanto dos produtos indica o número de mol e são chamados de coeficientes Estequiometria. “ Informações úteis tirada em uma equação química”  2.1 – Considere a equação seguinte: 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g) ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: António Adelino Kilala “Molécula” 923 38 23 35 Página 6 MOLÉCULA As informações que podem ser tiradas desta equação química são:  2 mol de H2 reagem com 1 mol de O2 para formarem 2 mol de H2O.  4 g de H2 reagem com 32 g de O2 para formarem 36 g de H2O.  44,8 L de H2 reagem com 22,4 L de O2 para formarem 44,8 L de H2O.  12,04x1023part de H2 reagem com 6,02x10 23 part de O2 para formarem 12,04x10 23 part de H2O. Também é valida a relação seguinte:  2 mol de H2 reagem com 32 g de O2 para formarem 12,04x10 23 part de H2O.  Comentário adicional: Relações algébricas entre produtos e reagente de equação química. Considere a seguinte equação química para os reagentes A e B formando os produtos C e D: aA + bB → cC + dD Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométrico necessário para acertar a equação. As relações algébricas entre número de moles de A, B, C e de D estequiometricamente exigida pela equação balanceada são: d n c n b n a n DCBA  Exemplo para comentário adicional: A relação algébrica para a reacção 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g) É: 212 222 OHOH nnn   2.2 – Passos que podem ser usados em cálculos estequiométrico normais são:  1º) Tirar os dados.  2º) Acertar a equação química.  3º) Analisar a relação metendo: ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: António Adelino Kilala “Molécula” 923 38 23 35 Página 7 MOLÉCULA  n por baixo da substancia que se deu ou se pediu o numero de mol.  m por baixo da substancia que se deu ou se pediu a massa.  V por baixo da substancia que se deu ou se pediu a volume.  N por baixo da substancia que se deu ou se pediu № de partículas.  4º) Tirar a informação da equação no caso de:  n deve-se considerar o coeficiente estequiométrico.  m calcule a massa molar e multiplique pelo respectivo coeficiente estequiométrico.  V deve-se considerar o volume molar (caso for nas CNTP) e multiplique pelo respectivo coeficiente estequiométrico.  N deve-se considerar o número de Avogadro e multiplique pelo respectivo coeficiente estequiométrico.  5º) Por último use os dados fornecidos pelo problema para calcular o que se pede. Exemplo (1) para – 2.2: Cálculos “Massa – Volume” O propano (C3H8) reage com o oxigénio de acordo com a equação: C3H8 + O2 → CO2 + H2O Qual é o volume de dióxido de carbono (CO2) nas CNTP, que se pode obter a partir de 15 g de propano (C3H8). Dadas as massas atómicas: C = 12 H = 1. Resolução: Dados: V(CO2)= ? m(C3H8) = 15 g MM(C3H8) = 44 g/mol A equação balanceada é: C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4 H2O ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: António Adelino Kilala “Molécula” 923 38 23 35 Página 10 MOLÉCULA 10 2 20 2 H 25,1 1 25,1 2  MM m O Resposta: Logo se pode concluir que o oxigénio é o reagente limitante. b) O2 + 2H2 → 2H2O 32 g 36 g 40 g x gx 45 32 3640    Resposta: a massa da água formada é 45 g. c) 1º) Calcula-se a massa do hidrogénio necessária para reagir com o oxigénio. O2 + 2H2 → 2H2O 32 g 4 g 40 g x gx 5 32 440    Como a massa total de H2 era de 40 g e só 5 g de H2 reagiram, teremos um Excesso de 35 g de H2. Resposta: massa de hidrogénio em excesso é 35 g.  2.6 - REAÇÕES QUÍMICAS COM SUBSTÂNCIAS IMPURAS É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque são mais baratos ou porque já são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios). Até aqui, trabalhamos com as substâncias admitindo que fossem puras (100% de Pureza). Na prática, isso ocorre apenas na produção de medicamentos ou em análises químicas muito especiais. Normalmente, trabalhamos com substâncias que apresentam certa percentagem de impurezas. Por isso, a quantidade do material obtido pela reacção não é igual ao previsto teoricamente.  Sempre que se tem uma dada quantidade de uma amostra impura, deve-se determinar a quantidade de pureza na amostra de acordo com a expressão:  100 % .tan impuraciasubspura pura m m   100% .tan x m m impuraciasubs pura pureza  ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: António Adelino Kilala “Molécula” 923 38 23 35 Página 11 MOLÉCULA Exemplo para - 2.6: Qual é massa de carbonato de cálcio (CaCO3 ) existente em 40 kg de um calcário a 85 % de pureza? Resolução: g xm m impuraciasubspura pura 34 100 4085 100 % .tan    Resposta: 34 g é de CaCO3 e 6 g é de outras substâncias (impureza).  2.7 – RENDIMENTO ( η ) DE UMA REAÇÃO QUÍMICA Na prática, quando realizamos uma reacção química, mesmo utilizando quantidades estequiométricas dos reagentes, nem sempre conseguimos obter a quantidade máxima possível dos produtos. Isso acontece por vários factores. Assim, é comum que a reacção ocorra com um rendimento real menor que 100%).  O rendimento de uma reacção é dado por: 100dimRe x Q Q enton teorico real Onde Q é a quantidade que pode ser dada em gramas, mol, litros etc.  Qteorico determina-se através da quantidade estequiometrica. Exemplo para - 2.7: Sabendo que a formação da água ocorre segundo a equação: H2 + O2 → H2O Determine o rendimento real de um experimento no qual 2 g de hidrogénio reagiram com 16 g de oxigénio, produzindo 14,4 g de água. Dadas as massas atómicas: H = 1 O = 16. Resolução: 2H2 + O2 → 2H2O Dados: η = ? m(H2) = 2 g m(O2) = 16 g MM(H2) = 2 g/mol MM(O2) = 32 g/mol ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: António Adelino Kilala “Molécula” 923 38 23 35 Página 12 MOLÉCULA Uma vez que temos quantidade de 2 reagentes, devemos em primeiro lugar determinar o reagente limitante: 1º) Acha-se o número de moles de cada reagente: 1 2 2 2  MM m nH 5,0 32 16 2  MM m nO 2º) Divide-se o número de moles dos dois reagentes pelo coeficiente estequiométrico: 5,0 2 1 2 H 5,0 1 5,0 2  MM m O Como as massas dos reagentes (H2(g) e O2(g)) estão em proporção estequiométrica, não existe reagente em excesso . Isto significa que podemos usar qualquer um dos reagentes para o cálculo da quantidade do produto. A massa teórica de água que poderia ser produzida com esta quantidade é dada por: O2 + 2H2 → 2H2O 32 g 36 g 16 g x gx 18 32 3616    %80100 18 4,14 100dimRe  xx Q Q enton teorico real  2.8 – Princípio da gravimétria: Em regra o teor de um elemento (ião) que se quer determinar, na substancia em estudo, obtém-se em analise gravimétria pela massa do precipitado depositado após a precipitação deste elemento (ião) sob forma de um composto dificilmente solúvel.  Para o cálculo do teor de um elemento (x) que se quer determinar podemos usar a expressão: