Notas sobre estequiometria, Notas de aula de Química

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Reações químicas e

estequiometria

I)- Equação química

2 Na

(s)

+ 2 H

2

O

(l)

2 NaOH

(aq)

+ H

2 (g)

REAGENTES

PRODUTOS

Coeficientes estequiométricos

Estado físico

A equação química mostra informações:

- Qualitativas: Natureza dos reagentes e produtos.

- Quantitativas: Quantas moléculas são envolvidas na reação.

mas não mostra informações termodinâmica ou cinética.

Antoine Laurent de Lavoisier ( 1743 / 1794 ) foi um químico francês,

considerado o pai da química moderna.

“Em uma reação química feita em recipiente

fechado, a soma das massas dos reagentes é

igual à soma das massas dos produtos.”

"Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo

se transforma".

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO:

a. Reações entre substâncias elementares (SÍNTESE)

2Mg

(s)

+ O

2(g)

→ 2MgO

(s)

S

(s)

+ O

2(g)

→ SO

2(g)

2Na

(s)

• Cl

2(g)

→ 2NaCl

(s)

2N

2(g)

+ 3H

2(g)

→ 2NH

3(g)

b. Reações de deslocamento (TROCA SIMPLES)

2Na

(s)

+ 2H

2

O

(l)

→ 2NaOH

(aq)

+ H

2

(g)

Zn

(s)

• 2HCl

(aq)

→ ZnCl

2(aq)

+ H

2(g)

Cl

2(g)

• 2MgBr

2(aq)

→ MgCl

2(aq)

• Br

2(l)

c. Reações de eliminação ou decomposição

2KClO

3(s)

→ 2KCl

(s)

+ 3O

2(g)

2H

2

O

2(aq)

→ 2H

2

O(l)+ O

2(g)

2NaN

3(s)

→ 2Na

(s)

+ 3N

2(g)

d. Outros tipos de reações de oxirredução

2KMnO

4(aq)

+ 5H

2

O

2(aq)

+ 3H

2

SO

4(aq)

→ 2MnSO

4(aq)

+ K

2

SO

4(aq)

+ 5O

2(g)

+ 8H

2

O

(l)

5

REAÇÕES QUE NÃO ENVOLVEM OXIRREDUÇÃO

a. Ácido + Base → Sal + Água

H

2

SO

4(aq)+

2NaOH

(aq)

→ Na

2

SO

4(aq)

+ 2H

2

O

(l)

b. Óxido básico + Água → Base

CaO

(s)

+ H

2

O

(l)

→ Ca(OH)

2(aq)

c. Óxido ácido + Água → Ácido

SO

3(g)

+ H

2

O

(l)

→ H

2

SO

4(aq)

d. Óxido ácido + Óxido básico → Sal

CO

2(g)

• CaO

(s)

→ CaCO

3(s)

e. Óxido ácido + Base → Sal + Água

CO

2(g)

• Ca(OH)

2(aq)

→ CaCO

3(s)

+ H

2

O

(l)

f. Óxido básico + Ácido → Sal + Água

CaO

(s)

+ H

2

SO

4(aq)

→ CaSO

4(s)

+ H

2

O

(l)

g.Carbonato/Bicarbonato + Ácido → Sal + Gás + Água

CaCO

3(s)

+ 2HNO

3(aq)

→ Ca(NO

3

2(aq)

+ CO

2(g)

+ H

2

O

(l)

h. Precipitação

Pb(

NO

2(aq)

+ 2KI

(aq)

→ PbI

2(s

2

KNO

3(aq)

III)- Balanceamento de equação de oxirredução

Existem alguns NOX que são fixos, mas o da maioria dos elementos muda de acordo com o

tipo de ligação realizado na molécula ou fórmula unitária. Veja alguns exemplos que

praticamente permanecem inalterados:

H → o hidrogênio, em quase todos os casos, encontra-se com o NOX igual a +1. Ele só terá

o NOX - 1 se estiver ligado a metais, que são menos eletronegativos que ele;

O → o oxigênio possui NOX - 2 na maioria das substâncias, mas existem algumas exceções:

seu NOX será - 1 em peróxidos, - 1/2 em superóxidos e pode ser +2 ou +1 em fluoretos;

Metais alcalinos (elementos da família 1: Li, Na, K, Rb, Cs) → sempre que estiverem em

substâncias compostas, eles terão o NOX +1 ;

Metais alcalinoterrosos (elementos da família 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba) → sempre que

estiverem em substâncias compostas, eles terão o NOX +2 ;

Halogênios (elementos da família 17 (ou 7 A): F, Cl, Br, I) → sempre que o halogênio for o

elemento mais eletronegativo, que é na maioria dos casos, ele terá o NOX - 1.

Agora veja algumas regras para a determinação do NOX:

Substâncias simples: o NOXsempre é zero ;

Íons monoatômicos (formados por um único tipo de átomo): o NOX é igual à própria

carga do íon ;

Íons compostos: A soma dos NOX dos elementos que compõem o íon é sempre igual à sua

carga;

Substâncias compostas: A soma dos NOX dos elementos que compõem a substância é

sempre zero.

Método para o Balanceamento de Equações Químicas sem Solvente:

1. Atribuir o número de oxidação a todos os átomos;

2. Observar quais os átomos que parecem perder e quais os que parecem ganhar

elétrons e determine quantos elétrons são perdidos e ganhos;

3. Se há mais de um átomo perdendo ou ganhando elétrons em uma unidade de

fórmula, determine o total de elétrons perdidos ou recebidos por unidade de fórmula;

4. Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ou da perda pelo agente redutor,

colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo

da equação;

5. Complete o balanceamento da equação por tentativa. Inicialmente balancei os

átomos que ganharam ou perderem elétrons; em segundo lugar, todos os átomos, à

exceção de O e H , em terceira, os átomos de O , e por último os átomos de H ;

H

2

C

2

O

4

+ KMnO

4

CO

2

+ MnO + K

2

O + H

2

Etapa 3 : O

Como há dois átomos de C

por unidade fórmula, cada

H

2

C

2

O

4

perde 2 x 1 ou 2 e

-

Cada KMNO

4

ganha 5 e

-

5 H

2

C

2

O

4

+ 2 KMnO

4

CO

2

+ MnO + K

2

O + H

2

O

Etapa 4 :

5 H

C

O

**+ 2 KMnO 10 CO

• 2 MnO + K O + 5 H O Etapa 5 :**

Cl

2

• NaOH  NaCl + NaClO

3

• H

2

O

0 +1 – 2 +1 +1 – 1 +1 +5 – 2 +1 – 2

NaCl Δ

T

= 1 X 1 = 1

NaClO

3

T

= 5 X 1 = 5

5 NaCl

1 NaClO

3

3 6 5 1 3

Encontraremos reações de oxirredução em o mesmo elemento sofre

OXIDAÇÃO e REDUÇÃO

É um caso especial denominado de

AUTO OXIRREDUÇÃO

Redução: Δ = 0 – (– 1) = 1

Oxidação: Δ = 5 – 0 = 5

Neste caso calculamos a variação total no 2º membro da equação

V)- Exemplos de cálculos estequiométricos

A- Conversão de massa para massa

conhecido = A

MASSA

n=m/MM

A

MOLS A

Relações

estequiométricas

MOLS B

m=nMM

MASSA

B

pedido = B

Ex: Calcular a massa produzida de água (pedido) quando 100 g de propano

(conhecido) sofrem combustão.

MM = 44g/mol MM = 18g/mol

Calcular o número de mol de propano

n=m/MM

n = 100g = 2,27 mols

44g/mol

Usar as relações estequiométricas para calcular o número de mols

do componente pedido (água): REGRA DE 3

2,27 mols de C

3

H

8

1 mol de C

3

H

8

4 mols de H

2

O

X mols de H

2

O

X = 9,08 mols

Calcular a massa do componente pedido (água)

m=nMM

m= 9,08 mols x 18 g/mol

m= 163,44g

Ex: Calcular o volume em mL de uma solução aquosa 0 , 1 mol/L de NaOH

(pedido) necessário para neutralizar 50 mL de uma solução aquosa de ácido

cítrico (conhecido) 0 , 08 mol/L.

Calcular o número de mol de ácido cítrico

Usar as relações estequiométricas para calcular o número de mols

do componente pedido (NaOH): REGRA DE 3

Calcular o volume do componente pedido (NaOH)

n=CV

n = 0,08 mol/L x 0,05 L = 0,004 mol

1 mol de ácido cit.

3 mols de NaOH

X mols de NaOH

X = 0,012 mol

0,004 mol de ácido cit.

n=CV

V = n/C = 0,012 mol/ 0,1 mol/L = 0,12 L

V = 120 mL

Calcular o número de mol de cobre

Usar as relações estequiométricas para calcular o número de mols

do componente pedido (AgNO

3

): REGRA DE 3

Calcular a concentração molar do componente pedido (AgNO

3

1 mol de Cu

2 mols de AgNO

3

X mols de AgNO

3

X = 0,2 mol

0,1 mol de Cu

n=m/MM

n = 6,35g = 0,1 mol

63,5g/mol

C=n/V

C=n/V = 0,2 mol/ 0,5L = 0,4 mol/L

VI)- Reagente limitante

Em algumas condições, os reagentes não são usados em quantidades

estequiométricas. Dessa maneira pode-se garantir o consumo total de um

reagente (reagente mais caro em geral) chamado de REAGENTE LIMITANTE.

O outro reagente que não vai ser totalmente consumindo e que vai sobrar no

final da reação e chamado de REAGENTE EM EXCESSO.

A determinação do REAGENTE LIMITANTE depende da quantidade inicial

(mols) de cada um dos reagentes, e leva em conta a estequiometria da

reação.

Somente a partir do número de mol do REAGENTE LIMITANTE que pode ser

calculada a quantidade dos produtos formados. O REAGENTE LIMITANTE

governa a formação dos produtos.