Estequiometria

Prof. Nunes

Universidade Federal do Ceará

Centro de Ciências

Departamento de Química Orgânica e Inorgânica

Química Geral e Orgânica

EstequiometriaEstequiometria

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Prof. Dr. José Nunes da Silva [email protected]

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� Conhecer a relaçãorelação entreentre oo molmol ee oo númeronúmero dede AvogradoAvogrado, e a utilidadedestas quantidades.

�� RealizarRealizar cálculoscálculos utilizando o número de Avogadro e o mol.

ObjetivosObjetivos

�� RealizarRealizar cálculoscálculos utilizando o número de Avogadro e o mol.

� Conhecer a funçãofunção principalprincipal dede umauma equaçãoequação químicaquímica, a base para oscálculos químicos.

�� BalancearBalancear equaçõesequações químicasquímicas, dadas as identidades de produtos ereagentes.

� Calcular o númeronúmero dede molesmoles dede umum produtoproduto resultante de um determinado

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� Calcular o númeronúmero dede molesmoles dede umum produtoproduto resultante de um determinadonúmero de moles de reagentes ou o númeronúmero dede molesmoles dede reagentereagentenecessário para produzir um certo número de moles do produto.

� Calcular os rendimentosrendimentos percentualpercentual ee teóricoteórico de uma reação.

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� O cálculo das quantidades químicas comcom basebase emem equaçõesequações químicasquímicas édenominado estequiometriaestequiometria.

� É a aplicaçãoaplicação dada lógicalógica ee dada aritméticaaritmética emem sistemassistemas químicosquímicos pararesponder perguntas como as seguintes:

� Uma companhia farmacêutica deseja produzir 1000 kg de umproduto no próximo ano. Quanto de cada uma das matérias-primasdeve ser encomendado?

� Se os materiais de partida materiais custam R$ 20/g, quanto

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� Se os materiais de partida materiais custam R$ 20/g, quantodinheiro deve ser orçado para o projeto?

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� Muitas vezes precisamosprecisamos preverprever aa quantidadequantidade dede umum produtoproduto produzidoproduzidoa partir de uma determinada quantidade de material de partida.

� É igualmente possível calcularcalcular quantoquanto dede materialmaterial seriaseria necessárionecessário paraproduzir uma quantidade desejada do produto.

� O que é necessário é o procedimentoprocedimento aa seguirseguir. A base do procedimentoprocedimento éa equaçãoequação químicaquímica que, quando escrita corretamente, fornece todas asinformações necessárias para o cálculo químico.

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� A informaçãoinformação crucialcrucial é a combinação da razão entre os elementos (oucompostos) que devemos ter para produzir uma determinada quantidadede produto ou produtos.

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O Conceito de Moles e ÁtomosO Conceito de Moles e Átomos

� Átomos são extremamente pequenos, mas suassuas massasmassas foramforamdeterminadasdeterminadas experimentalmenteexperimentalmente para cada um dos elementos.

� A unidadeunidade dede medidamedida para estas determinações é a unidadeunidade dede massamassaatômicaatômica, abreviado como uu..mm..aa..

1 u.m.a. = 1,661 x 101 u.m.a. = 1,661 x 10--2424gg

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O Mol e o Número de O Mol e o Número de AvogradoAvogrado

� O valor exato da unidadeunidade dede massamassa atômicaatômica é definidadefinida emem relaçãorelação aa umumpadrãopadrão, assim como as unidades do sistema métrico representamquantidades definidas.

� O isótopoisótopo carbonocarbono--1212 foi escolhido e é atribuída uma massa deexatamente 1212 unidadesunidades dede massamassa atômicaatômica.

� Assim, este ponto de referência padrão define umauma unidadeunidade dede massamassaatômicaatômica como exatamente um duodécimoduodécimo dada massamassa dede umum átomoátomo dedecarbonocarbono-12.

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carbonocarbono-12.

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Massas AtômicasMassas Atômicas

� A tabela periódica fornece massasmassas atômicasatômicas em unidadesunidades dede massamassaatômicaatômica. Estas massas atômicas são valores médios, com base nacontribuição de todos os isótopos do particular elemento. Por exemplo, amassa atômica média de um átomoátomo dede carbonocarbono é 1212,,0101 uu..mm..aa.massa atômica média de um átomoátomo dede carbonocarbono é 1212,,0101 uu..mm..aa.

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� A massa,massa, emem gramasgramas, de um átomo pode ser calculada multiplicando-seo númeronúmero dede unidadesunidades dede massamassa atômicaatômica pela massamassa dede umauma partículapartícula.


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� A massamassa médiamédia do átomo de Hélio é 4,003 uu..mm..aa.


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�� LogoLogo aa massa,massa, emem gramasgramas,, dede 11 átomoátomo dede HélioHélio éé igualigual aa::

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Mol e Número de Mol e Número de AvogradoAvogrado

� No trabalho diário, os químicos usam quantidades muito maiores dematéria (em geral, gramas ou quilogramas).

� A unidadeunidade maismais práticaprática para a definição de uma “coleção de átomos” é� A unidadeunidade maismais práticaprática para a definição de uma “coleção de átomos” émolmol.

1 mol de átomos = 6,02 x 101 mol de átomos = 6,02 x 102323 átomos de um elementoátomos de um elemento

� Este número é o NúmeroNúmero dede AvogradoAvogrado. AmedeoAmedeo AvogadroAvogadro, umcientista do século XIX, realizou uma série de experimentos queforneceram a base para o conceito de mol.

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forneceram a base para o conceito de mol.

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� A prática de definir uma unidadeunidade parapara umauma quantidadequantidade de pequenosobjetos é comum:

� uma dúziadúzia de ovos = 1212 ovos� uma resmaresma de papel = 500500 folhas� uma resmaresma de papel = 500500 folhas

� Da mesma forma:� um molmol = 66,,022022 xx 10102323 unidades

� O mol e a massamassa atômicaatômica se relacionam etnre si.

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� O mol e a massamassa atômicaatômica se relacionam etnre si.

� A massamassa atômicaatômica de um elemento corresponde à massamassa médiamédia dede umumsimplessimples átomoátomo (em u.m.a.) e à massamassa dede umum molmol de átomos (emgramas).

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Calcule a massa, em gramas, do número de Avogadro de átomos de sódiosódio.

SoluçãoSolução::A massa média de um átomo de sódiosódio é 22,99 u.m.a. Isto pode serA massa média de um átomo de sódiosódio é 22,99 u.m.a. Isto pode serformatado como o fator de conversão:

22,99 u.m.a NaNa1 átomo NaNa

SabendoSabendo--se que:se que:1 u.m.a. = 1,661 x 10-24g1 mol = 6,02 x 1023 átomos

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1 mol = 6,02 x 1023 átomos

22,99 u.m.a NaNa x 1,661 x 10-24 g NaNa x 6,02 x 1023 átomos NaNaátomo NaNa u.m.a. NaNa mol NaNa

22,99 gmol NaNa

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� O exemplo do sódiosódio não é único. AA relaçãorelação éé aa mesmamesma parapara todostodos ososelementoselementos nana tabelatabela periódicaperiódica.

�� DevidoDevido aoao fatofato dodo NúmeroNúmero dede AvogradoAvogrado dede átomosátomos serser igualigual aa 11 molmol,segue que:

� a massa média de 1 átomo de H = 1,008 u.m.a� a massa de um mol de H = 1,008 g

� a massa média de 1 átomo de C = 12,01 u.m.a� a massa de um mol de C = 12,01 gramas

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� a massa de um mol de C = 12,01 gramas

� Um molmol dede átomosátomos de qualquer elemento contém o mesmo número deátomos (Número de Avogrado = 66,,022022 xx10102323 átomosátomos).

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1 Mol 1 Mol de Diferentes Elementosde Diferentes Elementos

32genxofre

12gcarbono

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201gmercúrio

207gchumbo

64gcobre

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1 Mol de Diferentes Elementos1 Mol de Diferentes Elementos

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Calculando Átomos, Moles e MassaCalculando Átomos, Moles e Massa

ConvertendoConvertendo molesmoles emem átomosátomos

Quantos átomos de Fe estão presentes em 3,0 moles de metal Fe?

SoluçãoSolução::SoluçãoSolução::O cálculo é baseado na escolha do fator de conversão apropriado. Arelação

6,022 1023 átomos Fe1 mol Fe

SabendoSabendo--sese queque::1 mol Fe = 6,022 1023 átomos Fe

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1 mol Fe = 6,022 1023 átomos Fe

UsandoUsando--sese oo fatorfator dede conversãoconversão::número de átomos Fe = 3,0 mol Fe x 6,022 1023 átomos Fe

1 mol Fe

= 1,8 x 101,8 x 102424 átomosátomos FeFe

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ConvertendoConvertendo átomosátomos emem molesmoles

Calcule o número de moles de enxofre presentes em 1,81 x 1024 átomos deenxofre.

SoluçãoSolução::

no de moles de S = no de átomos de S x 1 mol S6,022 1023 átomos

= 1,81 x 1024 átomos x 1 mol S6,022 1023 átomos

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6,022 1023 átomos

= 3,01 moles de S= 3,01 moles de S

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ConvertendoConvertendo molesmoles dede umauma substânicasubstânica emem gramasgramas

Qual é a massa, em gramas, de 3,01 moles de enxofre?


1 mol de S 32,06 g3,01 moles de S x

x = 96,5 g de Sx = 96,5 g de S

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ConvertendoConvertendo gramasgramas emem númeronúmero dede átomosátomos

Calcule o número de átomos presentes em 1,00g deenxofre.


1 mol de S = 32,06 g = 6,022 1023 átomos

Portanto: Portanto: 32,06 g 6,022 1023 átomos

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1,00 g x

x = 1,88 10x = 1,88 1022 22 átomos de Sátomos de S

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Número Número de de

MolesMolesMolesMoles

Multiplica por massa molar

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Número Número de de

partículaspartículas(átomos, íons, (átomos, íons, moléculas)moléculas)

MassaMassaemem

GramasGramas

Multiplica por massa molarnúmero de Avogrado

Multiplica por número de Avogradomassa molar

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Equação QuímicaEquação Química

� A equaçãoequação químicaquímica é a notaçãonotação abreviadaabreviada parapara umauma reaçãoreação químicaquímica.

� Ela descreve todas as substânciassubstâncias queque reagemreagem e todos os produtosprodutos queque� Ela descreve todas as substânciassubstâncias queque reagemreagem e todos os produtosprodutos queque

sese formamformam.

� Reagentes, ou matérias-primas, são todas as substâncias que passam

por mudanças em uma reação química.

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�� ProdutosProdutos são substâncias produzidas por uma reação química.

reagente produtos

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� A equação química também descreve o estadoestado físicofísico dos reagentes e

produtos, sólido, líquido ou gás.

� Ela nos diz sese aa reaçãoreação ocorreocorre e identificaidentifica asas condiçõescondições de solvente e

experimentais empregadas, como calor, luz ou energia elétrica

adicionada ao sistema.

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� Mais importante, o númeronúmero relativorelativo dede molesmoles de reagentesreagentes e produtosprodutos

aparece na equação.

� De acordo com a leilei dada conservaçãoconservação dede massamassa, a matériamatéria nãonão podepode

surgirsurgir ouou desaparecerdesaparecer no processo de uma reação química.

� A massamassa totaltotal dodo produtosprodutos devedeve serser igualigual àà massamassa totaltotal dosdos

reagentesreagentes. Em outras palavras, a lei de conservação de massa nos diz

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que devemos ter uma equaçãoequação químicaquímica balanceadabalanceada.

1 mol = 100g 1 mol = 56g 1 mol = 44g

100g

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Evidências Experimentais de uma Reação QuímicaEvidências Experimentais de uma Reação Química

A equação química deve representar uma mudançamudança químicaquímica: uma ou mais

substâncias são transformadas em novas substâncias com diferentesdiferentes

propriedadespropriedades físicasfísicas.propriedadespropriedades físicasfísicas.

EvidênciasEvidências dada transformaçãotransformação podempodem serser baseadasbaseadas emem observações,observações, taistais

comocomo::

� liberação de um gás.

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� liberação de um gás.

� formação de um precipitado.

� variação de temperatura

� mudança de coloração

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Todavia,Todavia, muitasmuitas reaçõesreações nãonão sãosão óbviasóbvias.. InstrumentosInstrumentos sofisticadossofisticados são

essenciais para a detecçãodetecção dede mudançasmudanças sutissutis nos sistemas. Tais

instrumentos podem medir:

Evidências Experimentais de uma Reação QuímicaEvidências Experimentais de uma Reação Química

instrumentos podem medir:

� calor ou luz absorvida ou emitida.

� mudanças na forma como a amostra comporta-se de um campo

elétrico ou magnético, antes e depois de uma reação.

� mudanças nas propriedades elétricas antes e depois de uma reação.

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� mudanças nas propriedades elétricas antes e depois de uma reação.

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Balanceamento de uma Equação QuímicaBalanceamento de uma Equação Química

ComoComo ditodito anteriormenteanteriormente::

� De acordo com a leilei dada conservaçãoconservação dede massamassa, a matéria não podesurgir ou desaparecer no processo de uma reação química.

� A massamassa totaltotal dodo produtosprodutos devedeve serser igualigual àà massamassa totaltotal dosdos reagentesreagentes.Em outras palavras, a lei de conservação de massa nos diz quedevemosdevemos terter umauma equaçãoequação químicaquímica balanceadabalanceada.

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1 mol = 100g 1 mol = 56g 1 mol = 44g

100g

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Balanceamento de uma Equação QuímicaBalanceamento de uma Equação Química

AnalisemosAnalisemos aa equaçãoequação químicaquímica::

não está balanceada!não está balanceada!não está balanceada!não está balanceada!

BalanceandoBalanceando........

EtapasEtapas::

1) Conte o número de moles de átomos de cada elemento (do lado dos produtos

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1) Conte o número de moles de átomos de cada elemento (do lado dos produtos

e do lado dos reagentes).

2) Determine quais elementos não estão equilibrados.

3) Balanceie um elemento de cada vez usando coeficientes.

4) Cheque, como na Etapa 1, para ter certeza de que a lei conservação de massa

foi obedecida.

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ExercitandoExercitando

BalanceieBalanceie asas seguintesseguintes equaçõesequações químicasquímicas..

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ExercíciosExercícios

BalanceieBalanceie asas seguintesseguintes equaçõesequações químicasquímicas..

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Cálculos Usando Equações QuímicasCálculos Usando Equações Químicas

O cálculocálculo dede quantidadesquantidades dede produtosprodutos ee reagentesreagentes com base em uma

química balanceada equação éé importanteimportante emem muitosmuitos camposcampos.

� A síntesesíntese dede drogasdrogas ee outrasoutras moléculasmoléculas complexascomplexas emem largalarga escalaescala é

realizada com base em uma equação balanceada. Isso minimizaminimiza osos

resíduosresíduos dede compostoscompostos químicosquímicos caroscaros usados nessas reações.

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� Da mesma forma, a proporçãoproporção dede combustívelcombustível ee arar em um forno de

casa ou do automóvel deve ser ajustada cuidadosamente, de acordo

com sua relação de combinação, para maximizar a conversão de

energia, minimizarminimizar oo consumoconsumo dede combustívelcombustível ee minimizarminimizar aa poluiçãopoluição.

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Na realização de cálculos químicos se aplicam as seguintes diretrizesdiretrizes:

1) As fórmulasfórmulas químicasquímicas de todos os reagentes e produtos devem ser1) As fórmulasfórmulas químicasquímicas de todos os reagentes e produtos devem serconhecidas.

2) A basebase parapara osos cálculoscálculos é uma equaçãoequação balanceadabalanceada, porque a lei daconservação de massa deve ser obedecida. Se a equação não estádevidamente balanceada, o cálculo conduzirá a erros.

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3) Os cálculoscálculos sãosão realizadosrealizados emem termostermos dede molesmoles. Os coeficientes,coeficientes, naequação balanceada, representamrepresentam oo númeronúmero relativorelativo dede molesmoles dedeprodutosprodutos ee reagentereagentes.

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ConversãoConversão dede molesmoles dede reagentesreagentes emem molesmoles dede produtosprodutos.

Relação entre reagentesreagentes e produtosprodutos:

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Calcule o número de gramas de OO22 que reagirão com 1,00 mol de CC33HH88.

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CalculandoCalculando quantidadesquantidades dede reagentesreagentes..

Calcule o número de gramas de OO22 que reagirão com 1,00 mol de CC33HH88.


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Ou... Ou... 1 mol C3H8 5 moles O2

44g C3H8 5 x 32g O2 = 160g O160g O22

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CalculandoCalculando gramasgramas dede produtoproduto aa partirpartir dede molesmoles dede reagentereagente..

Calcule o númeronúmero dede gramasgramas dede COCO22 produzidos a partir da combustão dede 11,,0000 molmol CC33HH88.33 88


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Ou... Ou... 1 mol C3H8 3 moles CO2

44g C3H8 3 x 44g CO2 = 132g CO132g CO22

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RelacionandoRelacionando massasmassas dede reagentesreagentes ee produtosprodutos..Calcule o número de gramas de CC33HH88 necessários para produzir 3636,,00 gg dedeHH22OO.


Ou... Ou...

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Ou... Ou... 1 mol C3H8 4 moles H2O

44g C3H8 4 x 18g H2O = 72g H2Oxg C3H8 36g H2O

x = 22g Cx = 22g C33HH88

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A equação balanceada para a combustão de etanol (álcool etílico) é:

a. Quantos moles de O2 reagem com 1 mol de etanol?

b. Quantos gramas de O2 reagem com 1 mol de etanol?

c. Quantos gramas de CO2 serão produzidos pela combustão de 1 mol de

etanol?

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CalculandoCalculando aa quantidadequantidade dede reagentereagente..Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) pode ser usado para neutralizar (reagircompletamente com) uma solução aquosa de ácido clorídrico.

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CalculandoCalculando aa quantidadequantidade dede reagentereagente..Hidróxido de cálcio pode ser usado para neutralizar (reagir completamentecom) uma solução aquosa de ácido clorídrico.

Calcule o númeronúmero dede gramasgramas dede ácidoácido clorídricoclorídrico que seriam neutralizadospor 0,500 mol de hidróxido de cálcio sólido.

Solução:Solução:

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Ou... Ou... 1 mol Ca(OH)2 2 mol HCl

1 mol Ca(OH)2 2 x 36,5g HCl = 73g HCl0,5 mol Ca(OH) xgxg HCl

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0,5 mol Ca(OH)2 xgxg HCl

x = 36,5g x = 36,5g HClHCl

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CalculandoCalculando aa quantidadequantidade dede reagentereagente..Que massa de hidróxido de sódio, NaOH, seria necessária para produzir8,00g de leite de magnésia antiácido, Mg(OH)2, pela reação de MgCl2com NaOH?

Solução:Solução:

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Ou... Ou... 2 moles NaOH 1 mol Mg(OH)2

80g NaOH 53,8g Mg(OH)2

xg NaOH 8,0g Mg(OH)

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xg NaOH 8,0g Mg(OH)2

x = 11,9g x = 11,9g NaOHNaOH

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Uma estratégiaestratégia geralgeral dede resoluçãoresolução de problemas está resumido na figura abaixo.Aplicando sistematicamente esta estratégia, vocêvocê poderápoderá resolverresolver praticamentepraticamentequalquerqualquer problemaproblema que exige cálculos baseados na equação química.

(a) Dado um número especifico de gramas de A, calcule o número de moles de C.(a) Dado um número especifico de gramas de A, calcule o número de moles de C.

(b) Dado um número especifico de gramas de A, calcule o número de gramas de C.

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(c) Dado um volume de A (em mL), calcule o número de gramas de C.

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Pureza de AmostrasPureza de Amostras

� A maioriamaioria dasdas substânciassubstâncias obtidas a partir de prateleiras de reagentes delaboratório nãonão sãosão 100100%% puraspuras.

�� PurezaPureza éé aa porcentagemporcentagem emem massamassa dede umauma substânciasubstância especificadaespecificada ememumauma amostraamostra impuraimpura.

� Quando amostras impuras são usadas para o trabalho preciso, énecessário levar em conta as impurezas.

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ExercitandoExercitando

Calcular a massamassa dede NaOHNaOH e das impurezas em 4545,,22 gg dede NaOHNaOH 9898,,22%% .

NaOH puro:

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Impurezas:

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Relações ImportantesRelações Importantes

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Concentrações de SoluçõesConcentrações de Soluções

� Muitas reaçõesreações químicasquímicas sãosão maismais convenientementeconvenientemente realizadasrealizadas com os

reagentesreagentes dissolvidosdissolvidos emem soluçãosolução e não como substânciassubstâncias puraspuras.

solução = soluto + solventesolução = soluto + solvente

� As concentraçõesconcentrações dede soluçõessoluções são expressas em termos de

qualquer quantidade de solutosoluto presentepresente em uma determinada

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massamassa ouou volumevolume dede soluçãosolução, ou a quantidade de solutosoluto dissolvidodissolvido

em uma dada massamassa ouou volumevolume dede solventesolvente.

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Percentagem de MassaPercentagem de Massa

� A massa de soluto por 100 unidades (gramas) de massa de solução.

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Percentagem de MassaPercentagem de Massa

� Uma solução que é gluconatogluconato dede cálciocálcio 1010,,00%% em massa,

Ca(C6H11O7)2, contém 10,0 gramas de gluconato de cálcio em

100100,,00 gramasgramas dede soluçãosolução.100100,,00 gramasgramas dede soluçãosolução.

� Isto poderia ser descrito como 1010,,00gg dede gluconatogluconato dede

cálciocálcio em 9090,,00 gramasgramas dede águaágua.

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Percentagem de SolutoPercentagem de Soluto

Calcular a massa de sulfato de níquel (II), NiSO4, contidos em 200g de uma

solução 6,00% de NiSO4.

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Massa da SoluçãoMassa da Solução

Uma NiSO4 solução 6% contém 40,0g de NiSO4.

Calcular a massa da solução.

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Massa do SolutoMassa do Soluto

Calcular a massa de NiSO4 presente em 200 mL de uma solução 6,00% de

NiSO4. A densidade da solução é 1,06 g/mL a 25 ° C.

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% de Soluto e Densidade% de Soluto e Densidade

Qual o volumevolume dede umauma soluçãosolução 15,0% de nitrato de ferro (III) que

contém 30,0 g de Fe (NO3)3? A densidade da solução é 1,16 g/mL a 25 ° C.

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MolaridadeMolaridade

�� MolaridadeMolaridade (M)(M), ou concentraçãoconcentração molarmolar, é uma unidade comum para

expressar as concentrações das soluções.

�� MolaridadeMolaridade é definida como o número de molesmoles dede solutosoluto por litrolitro

dede soluçãosolução:

M =M = moles de solutomoles de soluto

litroslitros dede soluçãosolução

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� Para preparar um litro de uma soluçãosolução dede 11MM, umum molmol dede solutosoluto é

colocado em um balão volumétrico de 1L.

� A seguir, o solventesolvente suficiente é adicionado para dissolver o soluto e

solvente até que oo volumevolume dada soluçãosolução sejaseja exatamenteexatamente umum litrolitro.

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Calcule a molaridademolaridade (M)(M) de uma solução que contém 3,65 gramas

de HCl em 2,00 litros de solução.

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Massa de SolutoMassa de Soluto

Calcular a massamassa dede Ba(OH)Ba(OH)22 necessária para preparar 2,50L de uma

soluçãosolução 00,,06000600 MM de hidróxido de bário.

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Rendimentos Teórico e PercentualRendimentos Teórico e Percentual

� O rendimentorendimento teóricoteórico é a quantidadequantidade máximamáxima dede produtoproduto que pode serproduzida (em um mundo ideal).

� No “mundomundo realreal” é difícil de produzir o montante calculadocomo o rendimento teórico. Isto é verdade para uma variedade derazões:

� erro experimental.� muitas reações simplesmente não se completam.� reações laterais.

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� O rendimentorendimento percentualpercentual, razãorazão dosdos rendimentosrendimentos realreal ee teóricoteóricomultiplicadamultiplicada porpor 100100%%, é freqüentemente usado para mostrar a relaçãoentre as quantidades “prevista” e “obtida” (experimental). Assim:

rendimento percentualrendimento percentual = quantidade obtida x 100rendimentorendimento teóricoteórico

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AnteriormenteAnteriormente vimosvimos........

Calcule o númeronúmero dede gramasgramas dede COCO22 produzido a partir da combustão dede 11,,0000 molmol CC33HH88.33 88


Para esta reação, vamos supor que um químico realmente obteve 125 g

132g132g

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Para esta reação, vamos supor que um químico realmente obteve 125 g(rendimento real) de CO2. Qual o rendimento percentual?

Rendimento %Rendimento % = rendimento real x 100rendimento teórico

= 125125 x 100 = 94,7%132132

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Assuma que o rendimentorendimento teóricoteórico do ferro no processo

foi de 3030gg.

Se o rendimento atual do processo foi 2525gg, calcule o rendimentorendimentopercentualpercentual.


Rendimento %Rendimento % = rendimento atual x 100rendimento teórico

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rendimento teórico

= 2525 x 100 = 8383,,33%%3030

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Dada a reação representada pela equação balanceada

a. Calcule o número de gramas de SnF2 produzidos pela mistura de100,0g de Sn com excesso de HF.

b. Se apenas 5,00 g SnF2 foram produzidos, calcular o rendimento %.

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Dada a reação representada pela equação balanceada

a. Calcule o número de gramas de CHCl3 produzidos pela mistura de105g de Cl2 com excesso de CH4.

b. Se 10,0 g CHCl3 foram produzidos, calcular o rendimento %.

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Limites da ReaçãoLimites da Reação

� O reagentereagente limitantelimitante em uma reação é oo reagentereagente queque determninadetermnina oorendimentorendimento máximomáximo dodo produtoproduto (rendimento teórico).

� Um reagente limitante é como uma parte em uma fábrica de motos: seexistem oitooito rodasrodas e setesete quadrosquadros dede motosmotos, então o número máximode motos está limitadolimitado pelopelo númeronúmero dede rodasrodas.

� Dizemos então:� os quadros estão em excesso.� as rodasrodas estãoestão limitandolimitando a produção.

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� as rodasrodas estãoestão limitandolimitando a produção.

Prof. Nunes


Considerando-se uma reação genérica:

A + B C + D

PodemosPodemos terter trêstrês possibilidadespossibilidades::

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Reagente LimitanteSerá inteiramente consumido até a reaçãoterminar.

Reagente em Excessonão será inteiramente consumido até areação terminar.

Prof. Nunes


� O reagentereagente limitantelimitante, em uma reação química, é o reagentereagente fornecidofornecidoemem umauma quantidadequantidade menormenor daqueladaquela necessárianecessária pelapela relaçãorelaçãoestequiométricaestequiométrica entreentre osos reagentesreagentes.

� Para a reação de produção de amônia:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)Fe

Quantidade de N2

Quantidade de N2

Reagente Limitante

Produção Teórica NH3 (g)

Sobra(g)

1 mol 3 moles Não existe 34 0

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1 mol 2 moles

1 mol 8 moles

28 gramas 5 gramas

7 gramas 5 gramas

H2

N2

H2

N2

22,66

34

28,33

8,5

9,33 de N2

10 de H2

4,67 de N2

3,5 de H2

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