ESTEQUIOMETRIA

Os átomos reagem para formar moléculas, mantendo entre si

razões simples de números inteiros.

C + O → CO 1 átomo 1 átomo 1 molécula

Devido às minúsculas dimensões, é difícil trabalhar com átomos ou

moléculas individualmente. Por este motivo, costumamos trabalhar com um

conjunto destas entidades: MOL.

MOL:

Um mol é a quantidade da substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas, elétrons, ...) quantas existem em exatamente 12 gramas do isótopo do carbono -12 (12C).

Definição:

Massa de 1 átomo de 12C = 12 u (6 prótons e 6 nêutrons)

1 u de 12C = 1,66 × 10-24 g12 u de 12C = 1,99 × 10-23 g 1 átomo de 12C 12 g 12C x = 6,02 ×1023 átomos 12C = 1 mol

Para 1H : 1 át → 1,6735 × 10-24 g 6,02 × 1023 át → x = 1,0078 g = 1 mol

Para 16O: 1 át → 2,6560 × 10-23 g 6,02 × 1023 át → x = 15,9949 g = 1 mol

O mol foi introduzido em 1860 pelo químico alemão Wilhelm Ostwald

(1853-1932) e tem origem na palavra latina moles, que significa pilha muito

grande.

É uma unidade básica do Sistema Internacional (SI) para medida da

quantidade de uma substância.

1 mol = 6,02 × 1023 entidades

Número de Avogadro

Amadeo Avogadro concebeu a idéia básica, mas foi Stanislao Cannizzaro que

determinou o número e o apresentou no meio científico em 1860.

MASSA ATÔMICA OU MASSA MOLAR:

É a massa em gramas (g) de um mol de átomos de qualquer elemento.

Unidade: g/mol ou g.mol-1

Exemplo:

1 mol H → 6,02 × 1023 át. H → 1 g H ¯MH = 1 g/mol

1 mol Au → 6,02 × 1023 át. Au → 197 g Au ¯MAu = 197 g/mol

Massas atômicas médias:

As massas atômicas dos elementos da TP são calculadas a partir das massas atômicas de seus isótopos, levando-se em consideração as suas abundâncias relativas.

Exemplo:

98,893 % de 12C + 1,107 % de 13C

A massa atômica média do C: (0,98893)(12 g/mol) + (0,01107)(13,00335 g/mol)

12,01 g/mol

Exercício 1: Calcule, a partir dos dados da tabela abaixo, a massa

atômica média para os elementos cloro e cobre:

Isótopo Massa atômica (g/mol)

Abundância Relativa (%)

63Cu 62,9298 69,09

65Cu 64,9278 30,91

35Cl 34,9689 75,77

37Cl 36,9659 24,23

Resposta: ¯MCu = 63,55 g/mol; ¯MCl = 35,45 g/mol

Correlação entre número de mols e massa molar:

Correlação entre número de mols e número de partículas:

n = m/¯M

n = número de mols (mol)

M = massa do átomo ou molécula (g)

¯M = massa molar (g/mol)

n = N/¯N

n = número de mols (mol)

N = número de partículas

¯N ou NA = número de Avogadro (mol-1)

Exercício 2:

a) Quantos mols de ferro estão contidos em 136,9 g de ferro?

b) Quantos átomos estão contidos em 2,451 mols de ferro?

c) Quantos gramas de ferro estão contidos em 1,55 mol de ferro?

Resposta: a) n = 2,451 mols; b) N = 1,476 × 1024 átomos; c) m = 86,57 g

Resposta: a) m = 253,5 g; b) m = 1,79 × 10-22 g; c) N = 1,42 × 1024 átomos

Exercício 3:

Considerando-se 2,35 mols de prata:

a) Qual é a massa de prata?

b) Qual é a massa de 1 átomo de prata?

c) Quantos átomos de prata estão contidos em 2,35 mols?

MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR:

É a massa em gramas (g) de um mol de moléculas.

Unidade: g/mol ou g.mol-1

Exemplos:

¯MNaOH = (1 × ¯MNa) + (1 × ¯MO) + (1 × ¯MH)

¯MNaOH = (1 × 23) + (1 × 16) + (1 × 1) = 40 g/mol

¯MCH3COOH = (2 × ¯MC) + (2 × ¯MO) + (4 × ¯MH)

¯MCH3COOH= (2 × 12) + (2 × 16) + (4 × 1) = 60 g/mol

¯MPb(NO3)2 = (1 × ¯MPb) + (2 × ¯MN) + (6 × ¯MO)

¯MPb(NO3)2= (1 × 207,2) + (2 × 14) + (6 × 16) = 331,2 g/mol

1 mol de CH3COOH ou 6,02 × 1023 moléculas de CH3COOH

contém em sua fórmula:

* 2 mols de C = 2 × 6,02 × 1023 átomos de C

* 2 mols de O = 2 × 6,02 × 1023 átomos de O

* 4 mols de H = 4 × 6,02 × 1023 átomos de H

Exercício 4:

Considerando-se 16,5 g de ácido oxálico (H2C2O4), calcule:

a) O número de mols correspondente a massa da amostra.

b) O número de moléculas de ácido oxálico em 16,5 g.

c) O número de átomos de carbono em 16,5 g de ácido oxálico.

d) A massa de uma molécula de ácido oxálico.

Resposta: a) n = 0,183 mol; b) N = 1,10 × 1023 moléculas; c) N = 2,20 × 1023 átomos; d) m = 1,49 × 10-22 g

Exercício 5:

Considerando-se 40 g do gás oxigênio (O2), calcule:

a) O número de mols do gás oxigênio.

b) O número de moléculas do gás oxigênio.

c) O número de átomos de oxigênio.

Resposta: a) n = 1,25 mol; b) N = 7,53 × 1023 moléculas; c) N = 1,51 × 1024 átomos

FÓRMULAS:

• Fórmulas moleculares:

– Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma molécula.

• Fórmulas mínimas:

– Fornecem os números e tipos relativos de átomos em uma molécula.

– Fornecem os menores números inteiros proporcionais possíveis dos átomos em uma molécula.

– Exemplos: CH2 (fórmula mínima) C2H4 (fórmula molecular)

• Fórmulas estruturais:

- Fornece a conectividade entre átomos individuais na molécula.

- A fórmula estrutural pode ou não ser usada para mostrar a forma tridimensional da molécula.

EQUAÇÕES QUÍMICAS

A equações químicas descrevem suscintamente o que ocorre em uma reação química.

Exemplo: combustão de octano

2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

reagentes produtos

16C, 36H, 50O 16C, 36H, 50O

A equação química deve obedecer a Lei de Conservação das Massas.

Lei da Conservação das Massas

“ Nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída em

uma reação química”

(Antoine Lavoisier, 1789)

2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

2, 25, 16 e 18 são os coeficientes estequiométricos da equação.

1 C8H18 + 12½ O2 → 8 CO2 + 9 H2O

C + O → CO 1 mol 1 mol 1 mol

6,02 × 1023 át. C 6,02 × 1023 moléc. CO6,02 × 1023 át. O

12 g 16 g 28 g

C + 2 H2 → CH4 1 mol 2 mols 1 mol

6,02 × 1023 át. C 6,02 × 1023 moléc. CH42 × (6,02 × 1024 moléc. H2)

12 g 2 × (2 g) 16 g

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS:

1) Quantos mols de potássio podemos obter pela dissociação de 12 mols de K4[Fe(CN)6]? (R = 48 mols)

K4[Fe(CN)6] → 4 K+ + [Fe(CN)6]4-

2) Quantos mols de hidróxido férrico serão necessários para neutralizar completamente 18 mols de ácido carbônico? (R = 12 mols)

2 Fe(OH)3 + 3 H2CO3 → Fe2(CO3)3 + 6 H2O

3) Qual é a massa de carbonato férrico que será formado segundo o exercício anterior? (R = 6 mols)

4) Quantos mols de ácido fosfórico e de hidróxido de cálcio reagem se há formação de 0,10 mol de fosfato de cálcio? (R = 0,2 mol; 0,3 mol)

2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O

5) Segundo a equação do exercício 4, qual é a massa de ácido fosfórico que converte totalmente 0,60 mol de hidróxido de cálcio em fosfato de cálcio? (R = 39,2 g)

6) Considerando-se a reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, calcule quantos gramas de água serão formados a partir de 4 mols de hidróxido de sódio. (R = 72 g)

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2 H2O

7) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir completamente com 1,2 mol de metano? (R = 76,8 g)

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

8) Qual é a massa de oxigênio molecular requerida para reagir completamente com 24 g de metano? (R = 96 g)

9) Qual é a massa de metano, em gramas, requerida para reagir com 100 g de oxigênio molecular? (R = 25 g)

REAGENTE LIMITANTE:

Em uma reação química onde as quantidades dos reagentes não são estequiométricas, o reagente que é consumido primeiro é denominado reagente limitante.

Sobram 6 bolinhas vermelhas

As bolinhas azuis são o reagente limitante

A quantidade de produto é determinada pelo reagente limitante

A + B → AB

4 A e 10 B 4 AB e 6 B

Exercício 1: a) Qual é a massa de dióxido de carbono e de água que pode ser formada pela reação de 16 g de metano com 48 g de oxigênio molecular?

b) Qual é o reagente limitante?

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

Exercício 2: a) Quantos gramas de água serão formados a partir da reação de neutralização de 600 g de ácido sulfúrico e 550 g de hidróxido de potássio?

b) Qual é o reagente que está em excesso?

c) Quantos gramas deste reagente está em excesso?

Exercício 3: 100 g de zinco foram misturadas a 100 g de iodo. O iodo foi completamente convertido em ZnI2. Qual é a percentagem mássica de zinco que não reagiu?

Zn + I2 → ZnI2

R: 1 – a) 33 g, 27 g, b) O2 2 – 220 g, b) NaOH, c) 60,4 g 3 – 74,2%

RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO:

Com excesso de oxigênio:

C8H18 + 25½ O2 8 CO2 + 9 H2O

Com quantidade incompleta de oxigênio:

C8H18 + < 25½ O2 ? CO2 + ? CO + ? H2O

Reações que não se completam ou que geram produtos secundários, tem seu rendimento diminuído.

Rendimento teórico: é a quantidade máxima de produto(s) que se pode obter a partir de uma reação completa.

Rendimento real: é a quantidade de produto formada em uma dada condição de reação.

Rendimento percentual: é uma medida da eficiência da reação.

Rendimento percentual = rendimento real × 100 rendimento teórico

Exercício 1: Na reação de combustão do etileno (C2H4), são produzidos 3,48 g de dióxido de carbono (CO2), restando carbono na forma de monóxido de carbono (CO) ou carbono elementar (C). O rendimento teórico foi de 5,43 g de CO2. Qual é o rendimento percentual da reação? (R = 64,1%)

Exercício 2: 15,6 g de benzeno reagem com ácido nítrico em excesso. Foram isolados 18 g do produto nitrobenzeno. Qual é o rendimento percentual da reação? (R = 73,2%)

C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O

Exercício 3: 600 g de ácido sulfúrico reagem com excesso de NaOH.a) Calcule o rendimento teórico (R = 869,4 g)b) Calcule o rendimento percentual da reação se forem produzidos 500 g de sulfato de sódio. (R = 57,5%)