(Lista 1) Equações químicas, mol e estequiometria

Transformações Químicas

Goiânia 2º semestre de 2012

Prof. Fabiano M. de Andrade

1. Equações químicas, mol e estequiometria

Índice

1.1. Equações químicas;

1.2. Massa molecular;

1.3. Composição percentual a parir das fórmulas;

1.4. Mol

1.5.Fórmulas mínimas a partir de análises;

1.6. Informações quantitativas a partir de equações balanceadas

1.7. Reagentes limitantes.

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1.1. Equações químicas

É uma transformação química onde um ou mais reagentes (materiais de partida) são

convertidos em um ou mais produtos.

Reações químicas ocorrem o tempo todo ao nosso redor:

* Abastecem e mantêm vivas as células dos tecidos vivos;

* Quando acendemos um fósforo;

* Cozinhamos o jantar;

* Damos a partida no carro;

* Processos industriais: refinamento do petróleo, processamento de alimentos e produção

de fármacos, plásticos, fibras sintéticas, fertilizantes, explosivos ...

Principais aspectos das reações químicas:

1) a escrita e o balanceamento de equações químicas;

2) as relações de massa nas reações químicas;

3) os tipos de reações químicas;

4) ganhos e perdas de calor.


O que será visto posteriormente:

* Forma de se utilizar fórmulas químicas para escrever equações que representam reações;

* nº de Avogadro = 6,022 x 1023 objetos (átomos, moléculas, íons, etc.);

* Relação mol/fórmula química/massa elementar num dado composto;

* Estequiometria [stoicheion (“elemento”) metron (“medida”)];

Estequiometria baseia-se na lei da conservação da massa: A massa total de uma substância

presente ao final de uma reação química é a mesma massa total do início da reação. Ou seja, “Os

átomos não são nem criados nem destruídos durante qualquer reação química.”

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As reações químicas são representadas de forma concisa pelas equações químicas.

Exemplo 1: Combustão do hidrogênio

2H2 + O2 2H2O

Reagentes Produto


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Exemplo 2: Combustão do metano

CH4 + O2 CO2 + H2O (não balanceada)

Como balancear uma equação química?

1) Elementos que aparecem em um menor número de fórmulas químicas de cada lado da equação:

CH4 + O2 CO2 + 2H2O (não balanceada)

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O (balanceada)

* Método utilizado para balanceamento: tentativa e erro (funciona para a maioria das equações

químicas).

Usamos símbolos para informar o estado físico dos reagentes e dos produtos:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) (balanceada)


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Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das fórmulas químicas; fornecem

a proporção de reagentes e produtos.


Figura 1. Ilustração da diferença entre um índice inferior em uma fórmula química e um coeficiente diante da fórmula.

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Lei da conservação das massas


Figura 2. Equação química balanceada para a combustão de CH4. Os desenhos das moléculas envolvidas chamam a atenção para a conservação dos átomos pela reação.

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Exemplos:

Faça o balanceamento das seguintes equações:

a) Na(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2(g)

b) Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)

c) C2H4(s) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

d) Al(s) + HCl(aq) AlCl3(aq) + H2(g)


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Padrões simples de reatividade química:

Importância: prever os produtos formados de algumas reações sabendo apenas seus

reagentes!


* As reações de combinação têm menos produtos do que reagentes:

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

(O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO)

* As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos:

2NaN3(s) 2Na(s) + 3N2(g)

(a reação que ocorre em um airbag)

Como funcionam os airbags: O sistema é desenvolvido de forma que um impacto aqueça uma tampa detonadora, que por sua vez causa a decomposição explosiva do NaN3. Uma pequena quantidade de NaN3 (~100 g) forma grande quantidade de gás (~50 L)

REAÇÕES DE COMBINAÇÃO E DE DECOMPOSIÇÃO

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Figura 3. Quando o magnésio metálico se queima, os átomos de Mg reagem com moléculas de O2 do ar para formar óxido de magnésio, MgO, um sólido iônico.

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Padrões simples de reatividade química:

Importância: prever os produtos formados de algumas reações sabendo apenas seus

reagentes!


Tabela 1. Reações de combinação e decomposição

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Combustão ao ar

As reações de combustão são reações rápidas que produzem uma chama. São decorrentes da queima de uma substância em oxigênio do ar.

Exemplo: Combustão do propano, C3H8

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)

Figura 4. O propano, C3H8, queima-se ao ar, produzindo uma chama azul. O líquido propano vaporiza-se e mistura-se com o ar quando escapa pelo bico.

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1.2. Massa molecular


É a soma das massas atômicas em unidades de massa atômica (u) de todos os átomos da fórmula do composto.

Exemplo: Ácido sulfúrico, H2SO4

MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)

MM (H2SO4) = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u)

MM (H2SO4) = 98,1 u

Glicose, C6H12O6 * A massa molecular (MM) é a massa da fórmula molecular.

MM de C6H12O6 = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u

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1.3. Composição percentual a partir das fórmulas


Calcular a composição percentual é um problema direto se conhecemos a fórmula química;

O cálculo depende de três fatores:

1) Massa molecular da substância;

2) Massa atômica de cada elemento no qual estamos interessados;

3) Número de átomos de cada elemento na fórmula química.

Exemplos:

1) Calcule a composição percentual de C12H22O11;

2) Calcule a composição percentual de nitrogênio, em massa, em Ca(NO3)2.

% 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 = (𝑛º 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒𝑠𝑠𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜)(𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡ô𝑚𝑖𝑐𝑎 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜)

(𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑠𝑡𝑜) 𝑥 100%

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1.4. Mol


Mol (do latim, moles) significa “uma massa”.

Molécula é a forma diminutiva dessa palavra e significa “uma pequena massa”.

É uma medida conveniente de quantidades químicas.

* 1 mol de “algo” = 6,0221421 1023 daquele “algo”.

Massa molar

* Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades g/mol, g.mol-1). * A massa de 1 mol de 12C = 12 g.

Figura 5. Relação entre uma única molécula e sua massa e um mol e sua massa, utilizando H2O como exemplo.

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1.4. Mol


Exemplos:

1) Sem usar a calculadora, coloque as seguintes amostras em ordem crescente de números de átomos de carbono: a) 12 g 12C; b) 1 mol de C2H2; c) 9 x 1023 moléculas de CO2

2) Calcule o número de átomos de H em 0,350 mol de C6H12O6.

Tabela 2. Relações molares

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1.4. Mol


Figura 6. Um mol de um sólido (NaCl, 58,45 g), um mol de um líquido (H2O, 18 g = 18 mL), um mol de um gás (O2, 32 g: ocupa um balão de 35 cm de diâmetro).

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1.4. Mol


Conversões entre massas, mols e número de partículas

* Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos:

massa molar de N2 = 2 x (a massa molar de N).

* As massas molares para os elementos são encontradas na tabela periódica.

* As massas moleculares são numericamente iguais às massas molares.

Figura 7. Esboço do procedimento usado para converter a massa de uma substância em gramas e o número de fórmulas unitárias da substância. A quantidade de matéria da substância é central para o cálculo; assim, o conceito de mol pode ser tido como uma ponte entre a massa de uma substância e o número de fórmulas unitárias.

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1.4. Mol


Exemplos:

1) Qual é a massa, em gramas, de:

a) 6,33 mol de NaHCO3;

b) 3,0 x 10-8 mol de ácido sulfúrico?

2) Quantas moléculas de glicose existem em 5,23 g de C6H12O6?

3) Quantas moléculas de ácido nítrico existem em 4,20 g de HNO3? Quantos átomos de O existem nessa amostra?

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1.5. Fórmulas mínimas a partir de análises


* Comece com a % em massa dos elementos (por exemplo, dados empíricos) e calcule uma fórmula, ou

* Comece com a fórmula e calcule os elementos da % em massa.

Figura 7. Esboço do procedimento utilizado para se calcular a fórmula mínima de uma substância a partir de sua composição percentual. O procedimento é também resumido como “porcentagem para massa, massa para mol, dividir pelo menos, multiplicar até obter um número inteiro.”

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Exemplos:

1) O ácido ascórbico (vitamina C) contém 40,92% de C, 4,58% de H e 54,50% de O em massa. Qual é a fórmula mínima do ácido ascórbico?

2) Em uma amostra de 5,325 g de benzoato de metila, um composto utilizado na fabricação de perfumes, encontraram-se 3,758 g de C, 0,316 g de H e 1,251 g de O. Qual é a fórmula mínima dessa substância?

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Fórmula molecular a partir da fórmula mínima


* Uma vez que conhecemos a fórmula mínima, precisamos da MM para encontrarmos a fórmula molecular. * Os índices inferiores na fórmula molecular são sempre números inteiros múltiplos dos índices inferiores na fórmula mínima. Exemplos:

1) O mesitileno, hidrocarboneto encontrado em pequenas quantidades no petróleo, tem uma fórmula miníma C3H4. A massa molecular, determinada experimentalmente para essa substância é 121 g. Qual é a fórmula molecular do mesitileno?

2) O etilenoglicol, substância usada em anticolgelantes automotivos, é composto de 38,7% de C, 9,7% de H e 51,6% de O em massa. Sua massa molar é 62,1 g/mol.

(a) Qual é a fórmula mínima do etilenoglicol?

(b) Qual é sua fórmula molecular?


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1.5. Fórmulas molecular a partir da fórmula mínima


Análise por combustão

As fórmulas mínimas são determinadas pela análise por combustão.

Exemplos: 1) Álcool isopropílico, uma substância vendida como álcool de massagem, é composto de C, H e O. A combustão de 0,255 g desse álcool produz 0,561 g de CO2 e 0,306 g de H2O. Determine a fórmula mínima do mesmo. 2) (a) o ácido capróico, responsável pelo cheiro podre de meias sujas, é composto de átomos e C, H, e O. A combustão de uma amostra de 0,225 g produz 0,512 g de CO2 e 0,209 g de H2O. Qual é a fórmula mínima desse composto? (b) O ácido capróico tem MM = 116 g/mol. Qual a sua fórmula molecular?

Figura 8. Instrumento para determinar porcentagens de carbono e hidrogênio em um composto. O óxido de cobre ajuda a oxidar traços de carbono e monóxido de carbono a dióxido de carbono e oxidar hidrogênio a água.

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A equação balanceada fornece o número de moléculas que reagem para formar produtos. Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de reagente necessária para se chegar à proporção da quantidade de matéria (nº de mols) do produto. Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas.

As proporções estequiométricas são proporções ideais!!! As proporções ideais de reagentes e produtos no laboratório devem ser medidas em gramas e convertidas para mols. Exemplos: 1) Considere a equação não balanceada da combustão do butano, o combustível de isqueiros descartáveis:

C4H10(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) Calcule a massa de CO2 produzida quando 1 g de C4H10 é queimado.

2) Quantos gramas de água são produzidos na oxidação de 1 g de glicose, C6H12O6? (Obs.: equação não balanceada)

C6H12O6(s) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

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Figura 9. Esboço do procedimento utilizado para se calcular o número de gramas de um reagente consumido ou de um produto formado em uma reação, começando pelo número de gramas de um dos outros reagentes ou produtos.

Exemplo: O hidróxido de lítio sólido é usado em veículos espaciais para remover o dióxido de carbono exalado. O LiOH sólido reagem com o CO2 gasoso para formar carbonato de lítio sólido e água líquida. Quantos gramas de CO2 podem ser absorvidos por 1 g de LiOH?

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1.7. Reagentes limitantes


Se os reagentes não estão presentes em quantidades estequiométricas, ao final da reação alguns reagentes ainda estarão presentes (em excesso). Reagente limitante: reagente que é consumido totalmente no processo! Exemplo: 1) Suponha que 12 g de C sejam misturados com 64 g de O2, ocorrendo a seguinte reação:

C(s) + O2(g) CO2(g) a) Qual é o reagente limitante da reação? b) Quantos gramas de CO2 são formados?

C(s) + O2(g) CO2(g)

Quantidades iniciais (g) 12 g 64 g 0

Quantidades inicias (mols) n n 0

Quantidades finais (mols) n n n

Quantidades finais (g) g g g

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Exemplo: 1) O mais importante processo comercial para converter N2 do ar em compostos contendo nitrogênio é baseado na reação de N2 e H2 para formar NH3:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Quantos mols de NH3 podem ser formados a partir de 3 mols de N2 e 6 mols de H2?

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

Quantidades iniciais 3 mols 6 mols 0

Mudanças (reação) x mols y mols z mols

Quantidades finais z mols

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Cálculo de rendimentos reacionais

Rendimento real: é a massa do produto formada numa reação química;

Rendimento teórico: é a massa do produto que deveria ser formada numa reação química de acordo com a estequiometria da equação balanceada.

Rendimento percentual: relaciona o rendimento real (a quantidade de material recuperada no laboratório) ao rendimento teórico:

Exemplo: O ácido adípico, C6H10O4, é usado para produzir náilon. Ele é preparado comercialmente por uma reação controlada entre o ciclohexano, C6H12 e O2:

C6H12(l) + 5O2(g) 2C6H10O4(l) + 2H2O(g) a) Considerando que você realizou essa reação começando com 25 g de ciclohexano, e que o ciclohexano é o reagente limitante, qual é o rendimento teórico de ácido adípico? b) Se você obtém 35,5 g de ácido adípico a partir dessa reação, qual é o rendimento percentual do mesmo?

𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 = 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑥 100%

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