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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.
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- 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 H 2 O é igual a 18 u.m.a Massa Molar da H 2 O 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 = MA 1 •№ de átomos + MA 2 •№ de átomos + MA 3 •№ de átomos ….
Exemplo para 1.2:
Calcule a massa molar dos seguintes compostos:
a) H 2 O b) H 2 SO 4 c) Cr 2 (SO 4 ) 3 d) Na 2 B 4 O 7 ∙ 10H 2 O
Dada as massas atómicas: H = 1 O = 16 S = 32 Na = 23 Cr = 52 B = 10,
Resolução:
a) MM(H 2 O) = 1x2 + 16x1 = 2 + 16 MM(H 2 O) = 18 g/ mol.
b) MM(H 2 SO 4 ) = 1x2 + 32x1 + 16x4 MM(H 2 SO 4 ) = 98 g/ mol.
c) MM│Cr 2 (SO 4 ) 3 │ = 52x2 + 32x3 + 16x12 MM│Cr 2 (SO 4 ) 3 │ = 392g/mol.
d) MM│ Na 2 B 4 O 7 ∙ 10H 2 O │ = 23x2 + 10,81x4 + 16x7 + 1x20 + 16x MM│ Na 2 B 4 O 7 ∙ 10H 2 O │ = 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.
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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 6,02x10 23 partículas
1 Massa Molarl 6,02x10 23 partículas
- Número de mol esta relacionado com o número de Avogadro através da expressão seguinte:
NA
n N
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 6,02x10 23 moléculas 5 mol x
x moléculas x x 24
23 3 , 0110 1
1.6 – Reacções químicas
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.
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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: 2H 2 (g) + O2 (g) → 2H 2 O (^) (g)
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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 (C 3 H 8 ) reage com o oxigénio de acordo com a equação:
C 3 H 8 + O 2 → CO 2 + H 2 O
Qual é o volume de dióxido de carbono (CO 2 ) nas CNTP, que se pode obter a partir de 15 g de propano (C 3 H 8 ). Dadas as massas atómicas: C = 12 H = 1.
Resolução:
Dados: V(CO 2 )=? m(C 3 H 8 ) = 15 g MM(C 3 H 8 ) = 44 g/mol
A equação balanceada é: C 3 H 8 + 5O 2 → 3CO 2 + 4 H 2 O
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m V 44 22,4x 15 x x x x 22 , 09 22 , 1 litros 44
^15 22 ,^43
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 AgNO 3 AgClCa(NO 3 ) 2
Dados os pesos atómicos: Ca = 40,08 Cl = 35,5 Ag = 107,
Resolução:
Dados: n(CaCl 2 ) =? m(AgCl) = 6,60 g MM(AgCl) = 143,4 g/mol
A equação balanceada é:
CaCl 2 2 AgNO 3 2 AgClCa(NO 3 ) 2
1 mol 2x143,4 g
X 6,60 g
mol x
x
- 0230 2143 , 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.
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H 2 1 1 ,^25
2 ^ MM
m O
Resposta: Logo se pode concluir que o oxigénio é o reagente limitante.
b)
O 2 + 2H 2 → 2H 2 O 32 g 36 g 40 g x x 45 g 32
Resposta: a massa da água formada é 45 g.
c) 1º) Calcula-se a massa do hidrogénio necessária para reagir com o oxigénio.
O 2 + 2H 2 → 2H 2 O
32 g 4 g 40 g x x 5 g 32
^40 ^4
Como a massa total de H 2 era de 40 g e só 5 g de H 2 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:
% (^) pura substan cia.impura pura
m m
tan.
x m
m subs cia impura
pura pureza
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Exemplo para - 2.6: Qual é massa de carbonato de cálcio (CaCO 3 ) existente em 40 kg de um calcário a 85 % de pureza?
Resolução:
g
m x m (^) pura pura subs ciaimpura 34 100
% (^) tan.
Resposta: 34 g é de CaCO 3 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:
Re dim x 100 Q
Q
n ento 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:
H 2 + O 2 → H 2 O
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:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
Dados: η =? m(H 2 ) = 2 g m(O 2 ) = 16 g MM(H 2 ) = 2 g/mol MM(O 2 ) = 32 g/mol
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