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estequiometria

antonio quilala - Química UAM

Profesor: antonio quilala

Autor: antonioquilala

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ESTEQUIOMETRIA 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. Elaborado por: António Adelino Kilala "Molécula" 923 38 23 35 Página 1 ESTEQUIOMETRIA 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 O = 16 S = 32 d) Na2B4O710H2O Na = 23 Cr = 52 B = 10,81 Dada as massas atómicas: H = 1 Resolução: a) MM(H2O) = 1x2 + 16x1 = 2 + 16 mol. b) MM(H2SO4) = 1x2 + 32x1 + 16x4 mol. c) MMCr2(SO4)3 = 52x2 + 32x3 + 16x12 392g/mol. MM(H2O) = 18 g/ MM(H2SO4) = 98 g/ MMCr2(SO4)3 = d) MM Na2B4O710H2O = 23x2 + 10,81x4 + 16x7 + 1x20 + 16x10 MM Na2B4O710H2O = 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: n m MM - 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. Elaborado por: António Adelino Kilala "Molécula" 923 38 23 35 Página 2 ESTEQUIOMETRIA MOLÉCULA de átomo de mol 3O2 1.4 ­ Volume Molar (Vm): O volume ocupado por uma mol (Massa Molar) de qualquer gás nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) chama-se Volume Molar (Vm), e é igual a 22,4 litros. - Nota: Nas CNTP a pressão é igual a 1 atm e a temperatura O oC. 1 mol 1 Massa Molarl 22,4 litros 22,4 litros - Número de mol esta relacionado com o volume molar através da expressão seguinte: V n Vm Onde V é o volume real. Exemplo para - 1.4: Qual é o volume ocupado nas CNTP por: a) 2 mol de O2 b) 32 g de SO2. Dadas as massas atómicas: S = 32 Resolução: a) V 22,4 litros x 2 x22,4 44,8litros 1 Resposta: 2 mol de O2 ocupa o volume de 44,8 litros. n 1 mol de O2 2 mol de O2 O = 16. b) 1º Calcula-se a massa molar do SO2: MM(SO2) = 32x1 + 16x2 = 64 g/mol m 64 g de SO2 32 g de SO2 V 22,4 litros x 32 x22,4 11,2litros 64 Página 3 Elaborado por: António Adelino Kilala "Molécula" 923 38 23 35 ESTEQUIOMETRIA MOLÉCULA 1.5 - Número de Avogadro (NA): Indica o número de partículas (átomos, moléculas iões etc.) existente em 1 mol (massa molar) de qualquer substancia, e é igual a 6,02x10 23 partículas. 1 mol 1 Massa Molarl partículas 6,02x10 23 partículas 6,02x10 23 - Número de mol esta relacionado com o número de Avogadro através da expressão seguinte: N n NA Onde N é o numero real de partículas. Exemplo para - 1.5: Determine o número de moléculas existente em 5 mol de água. Resolução: 1 mol 5 mol 6,02x10 23 moléculas x 5 6,02 x10 23 3,01x10 24 moléculas 1 1.6 ­ Reacções químicas x São fenómenos que ao produzirem-se dão lugar a formação de novas substanciam e com novas propriedades. Exemplo: C (S) + O2 (g) CO2 (g) ­ Propriedades São características que permitem distinguirem umas substâncias de outras ou estabelecer a semelhança entre elas. Elaborado por: António Adelino Kilala "Molécula" 923 38 23 35 Página 4 ESTEQUIOMETRIA 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) Elaborado por: António Adelino Kilala "Molécula" 923 38 23 35 Página 5 ESTEQUIOMETRIA 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 23part de O2 para formarem 12,04x1023part de H2O. Também é valida a relação seguinte: 2 mol de H2 reagem com 32 g de O2 para formarem 12,04x1023part 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: n A n B nC n D a b c d Exemplo para comentário adicional: A relação algébrica para a reacção 2H2 (g) É: + O2 (g) 2H2O (g) nH 2 2 nO2 1 n H 2O 2 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: Elaborado por: António Adelino Kilala "Molécula" 923 38 23 35 Página 6 ESTEQUIOMETRIA 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 Página 7 Elaborado por: António Adelino Kilala "Molécula" 923 38 23 35 ESTEQUIOMETRIA MOLÉCULA m 44 15 x V 22,4x3 x 15 x22,4 x3 22,09 22,1litros 44 Logo o volume que se poderá obter a partir dos 15 g de propano é 22,1 L. Exemplo (2) para ­ 2.2: Cálculos "Mol ­ Massa" Calcule o número de mole s do cloreto de cálcio necessário para reagir com um excesso de nitrato de prata produzindo 6,60 g de AgCl segundo a equação: CaCl 2 AgNO3 AgCl Ca(NO3 ) 2 Dados os pesos atómicos: Ca = 40,08 Resolução: Dados: n(CaCl2) = ? A equação balanceada é: m(AgCl) = 6,60 g MM(AgCl) = 143,4 g/mol Cl = 35,5 Ag = 107,9 CaCl 2 2 AgNO3 2 AgCl Ca( NO3 ) 2 1 mol X 2x143,4 g 6,60 g 1x6,60 0.0230mol 2 x143,4 REAÇÕES NO LABORATÓRIO E NA INDÚSTRIA Os cálculos estequiométricos vistos até agora referem-se a condições teóricas. Na Prática, em certas situações, os reagentes são misturados em quantidades não estequiométricas, ou então apresentam impurezas. Nem sempre, também, as reacções ocorrem com aproveitamento total. A seguir estudaremos algumas dessas situações práticas. Elaborado por: António Adelino Kilala "Molécula" 923 38 23 35 Página 8 ESTEQUIOMETRIA MOLÉCULA 2.3 - REAGENTE EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE Quando misturamos dois reagentes que não estão

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