química prof. rodrigo freitas semana de química coca - 2014

QuímicaQuímica

Prof. Rodrigo FreitasSemana de Química COCA - 2014Semana de Química COCA - 2014

QuímicaQuímica

Estequiometria

É o estudo das relações quantitativas (átomos, moléculas, massa, volume) entre as substâncias que participam de uma reação química.

Cálculo EstequiométricoCálculo Estequiométrico

Stoikheoin = elemento

metriãn = medida

QuímicaQuímicaLeis PonderaisLeis Ponderais

fA Lei da Conservação das Massas foi publicada pela primeira vez 1760, em um ensaio de Mikhail Lomonosov. No entanto, a obra não repercutiu na Europa Ocidental, cabendo ao francês Antoine Lavoisier o papel de tornar mundialmente conhecido o que hoje se chama Lei de Lavoisier.

http://pt.wikipedia.org/wiki/1760

http://pt.wikipedia.org/wiki/Mikhail_Lomonosov

http://pt.wikipedia.org/wiki/Mikhail_Lomonosov

http://pt.wikipedia.org/wiki/Europa_Ocidental

http://pt.wikipedia.org/wiki/Fran%C3%A7a

http://pt.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier


Em qualquer sistema, físico ou químico, nunca se cria nem se elimina matéria, apenas é possível transformá-la de uma forma em outra. Portanto, não se pode criar algo do nada nem transformar algo em nada (Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma).


A Lei das Proporções definidas, também conhecida como lei das proporções constantes, essa lei foi proposta por Joseph Louis Proust (1754 - 1826), definia que uma dada substância contem seus elementos constituintes na mesma proporção em massa.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Joseph_Louis_Proust


Por exemplo, a água tem seus elementos, hidrogênio e oxigênio, na proporção de 1:8; 1g de hidrogênio e 8g de oxigênio se combinam para gerar 9g de água; de maneira análoga, 2g de hidrogênio e 16g de oxigênio formam 18g de água.


A lei das proporções múltiplas é uma das leis fundamentais da estequiometria, descoberta em 1803 pelo químico inglês John Dalton. A lei baseia-se na lei das proporções definidas, e diz que quando elementos químicos se combinam, fazem-no numa razão de pequenos números inteiros.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Leis_da_qu%C3%ADmica

http://pt.wikipedia.org/wiki/Estequiometria

http://pt.wikipedia.org/wiki/1803

http://pt.wikipedia.org/wiki/John_Dalton

http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_das_propor%C3%A7%C3%B5es_definidas

http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico


Por exemplo, o carbono e o oxigénio reagem para formar monóxido de carbono (CO) ou dióxido de carbono (CO2), mas não CO1.3.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono

http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%A9nio

http://pt.wikipedia.org/wiki/Mon%C3%B3xido_de_carbono

http://pt.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_carbono


A lei das proporções múltiplas diz ainda que se dois elementos químicos formam mais de um composto químico entre eles, as razões das massas do segundo elemento para uma massa fixa do primeiro elemento também são pequenos números inteiros.


A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por exemplo, os dois gases diatômicos hidrogênio e oxigênio podem combinar-se para formar um líquido, água, em uma reação exotérmica, como descrita na Equação [1].

H2 + O2 H2O [1]


A Equação 1 não mostra a estequiometria correta da reação - isto é, não demonstra as proporções relativas dos reagentes e do produto.

2 H2 + O2 2 H2O [2]


A Equação 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada", que demonstra o mesmo número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Há quatro h no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois Os também em ambos os lados da equação. Ou seja, a massa conserva-se.


Num laboratório de química há duas soluções, a primeira é de ácido sulfúrico (H2SO4) com concentração desconhecida, a segunda é de soda cáustica (NaOH) em concentração de 0,10 mol/L. Sabe-se que 25 mL da solução de ácido exigem 22,50 mL da solução de soda cáustica para ser neutralizada completamente. Com base nessas informações, pede-se que se calcule a concentração de ácido na solução.


Começa-se montando uma regra de 3 simples com base nos dados da solução de soda cáustica:

1000 mL H2SO4 ------- 0,10 mol NaOH22,50 mL H2SO4 ------ y mol NaOH

y = 0,00225 mol NaOH


A 2ª equação será feita com base na reação de neutralização entre o ácido e a base:

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O

1 mol H2SO4 ------ 2 mol NaOHZ mol H2SO4 ------ 0,00225 mol NaOH

Z = 0,001125 mol de H2SO4


Com estes dados monta-se uma 3ª equação, em relação à solução ácida:

25 mL H2SO4 ------ 0,001125 mol H2SO4

1000 mL H2SO4 ------ x mol H2SO4

x= 0,045 mol / L H2SO4

QuímicaQuímicaLeis VolumétricasLeis Volumétricas

1.a Lei de Gay-Lussac – Nas mesmas condições de temperatura e pressão os volumes gasosos de reagentes e produtos estão em uma proporção constante de números inteiros e pequenos. Ex.: 1 N2(g) + 3 H2(g) 22 NH3(g) 12 36 24 1 3 2 Proporção de números inteiros e pequenos: 1: 3: 2.


Observação: A Lei de Lavoisier não é válida para a conservação de volume. Na reação acima, 48 dos reagentes formaram apenas 24 de produto, ou seja houve uma contração de volume, fato comum nas reações que envolvem substâncias na fase gasosa.


2.a Lei de Gay-Lussac – Quando duas substâncias na fase gasosa reagem entre si para formar compostos diferentes, se o volume de uma delas permanecer constante, o volume da outra substância irá variar numa relação de números inteiros e pequenos.


Observação: A Lei de Lavoisier não é válida para a conservação de volume. Na reação acima, 48 dos reagentes formaram apenas 24 de produto, ou seja houve uma contração de volume, fato comum nas reações que envolvem substâncias na fase gasosa.


As leis de Boyle-Mariotte, Charles - Gay-Lussac e de Avogadro possibilitam a obtenção da equação de estado de um gás ou equação de Clapeyron que estabelece a relação da massa do gás com as variáveis do estado gasoso, sendo muito útil a procedimentos estequiométricos. Sua expressão matemática é dada por:


P . V = n . R . T onde RR é a constante universal dos gases, tendo como valores: 0,082 atm.L/mol.K ou 62,3 mmHg.L/mol.K. A escolha da unidade da constante RR depende da unidade de pressão utilizada.


01. Qual o volume de gás amônia formado, quando se faz reagir 7g de N2 com quantidade suficiente de H2 ? ( A massa molar do N2 é de 28 g . ) Equação: H + N NH 2 2 3


3 H + 1 N 2 NH 2 2 3 3 mols 1 mol 2 mols 28 g N2 -------- 2. 22,4 litros NH3

7 g N2 ---------- x litros NH3

x = 11,2 litros de NH3


02. UFF) Para produzir 4,48 L de CO2 nas CNTP, conforme a reação : CaCO CaO + CO 3 2

a quantidade necessária, em gramas, de CaCO3 é :


Dado: Massa molar CaCO = 100 g/mol 3 CaCO CaO + CO 3 2100g CaCO3 -------------- 22,4 litros CO2

X g CaCO3 -------------- 4,48litros CO2

X = 20 gramas de CaCO3

QuímicaQuímicaRelações BásicasRelações Básicas

QuímicaQuímicaRelações BásicasRelações Básicas

N2 + 3H2 2NH3

Mol - 1Mol + 3Mol 2Mol

Moléculas- 6 x1023 + 18 x1023 12 x1023

Massa - 28g + 6g 34g

Volume – 22,4L + 67,2L 44,8L

QuímicaQuímica

1 Mol

6,02 x 1023

Massa (g)

1 coeficiente

CNTP 22,4 L

QuímicaQuímicaCálculo EstequiométricoCálculo Estequiométrico

Para resolver uma questão envolvendo cálculo estequiométrico devemos seguir três passos:

1º conhecer a equação;

2º Ajustar os coeficientes;

3º Armar uma Regra de três;


Ex.: Qual a massa de água dada em gramas, produzida a partir de 8g de hidrogênio gás?

1º H2 + O2 H2O

2º 2H2 + O2 2H2O

3º 4g 36g

8g x x = 8 . 36 = 72g

4

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1 Mol

6,02 x 1023

Massa (g)

1 coeficiente

CNTP 22,4 L


Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 16g de oxigênio gás?

1º H2 + O2 H2O

2º 2H2 + O2 2H2O

3º 32g 12,04 x 1023 moléculas

16g x moléculasx = 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023

32

QuímicaQuímica

1 Mol

6,02 x 1023

Massa (g)

1 coeficiente

CNTP 22,4 L


Ex.: Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por 12g de H2 que reage com N2 suficiente?

1º N2 + H2 NH3

2º N2 + 3H2 2NH3

3º 6g 44,8 L

12g x x = 12 . 44,8 = 89,6 L

6

QuímicaQuímica

1 Mol

6,02 x 1023

Massa (g)

1 coeficiente

CNTP 22,4 L


Ex.: Quantos Moles de CO2 são produzidos a partir de 44, 8L de CO?

1º CO + O2 CO2

2º CO + ½O2 CO2

3º 22,4L 1Mol

44,8L x x = 44,8 . 1 = 2 Mol

22,4L

QuímicaQuímica

QuímicaQuímica Reagente Limitante e Excesso

Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes!Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que limita a reação e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a reação.

Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes!

Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que limita a reação e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a reação.



01 - 400g de NaOH são adicionados a 504g de HNO3. Calcule a massa NaNO3 obtida e a massa do reagente em excesso.

(Dados: Massa molar HNO3; 63g/mol; Massa molar NaNO3: 85g/mol)

NaOH + HNO3 ————–> NaNO3 + H2O



>> Em primeiro lugar precisamos descobrir quem é o reagente que está limitando nossa reação, e o reagente que está em excesso. Para isso iremos ralacionar cada reagente com o produto em questão .



400 g NaOH ——– x g NaNO340 g NaOH ——— 85 g NaNO3

x= 850 g NaNO3 504 g HNO3 ——– x g NaNO363 g HNO3 ——– 85 g NaNO3

x = 680 g NaNO3



Fazendo a relação entre cada reagente com o produto em questão, aquele que der o menor valor como resultado será considerado o reagente limitante e o outro, o reagente em excesso .



>> Calculando a quantidade de excesso.

Faremos uma relação entre os reagentes :

504g HNO3 —– y g NaOH63g HNO3 —— 40g NaOH y= 320g NaOH

Excesso : NaOH: 400 – 320g = 80 g



Realizando os cálculos para o HNO3 descobrimos que se reagissemos as 504g de HNO3 iriamos precisar de 320g de NaOH, sobrando 80 g de NaOH. Concluindo assim que nosso reagente limitante é o HNO3 realmente .



>> Cálculo da Massa do Produto

Devemos utilizar SEMPRE o reagente Limitante para calcular o produto.

504g HNO3 ——- z g NaNO363 g HNO3 ——— 85 g NaNO3

z = 680g NaNO3

QuímicaQuímica Pureza


O cálculo de pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias. Estes cálculos são muito utilizados, já que nem todas as substâncias são puras.


Exemplo:Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a reação:

Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita?

QuímicaQuímica Purezax = 640g de CaCO3 x = 640g de CaCO3

x = 640g de CaCO3



Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3 puro, ou seja, 640g.


Nesse caso são dados quantidade de dois reagentes!Vamos precisar descobrir quem é o Reagente Limitante, aquele que limita a reação e o Reagente em Excesso, aquele que vai sobrar após acabar a reação.x = 358,4g de CaO

x = 358,4g de CaO

QuímicaQuímica Rendimento

x = 358,4g de CaO

É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, entre outros fatores .


x = 358,4g de CaOO cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida).Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%.

O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida).

Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%.



Exemplo:

Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química não-balanceada:



Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de:

Equação Balanceada:



Dados:

1Fe2O3=480g 2Fe = x (m) com 80% de rendimento

MM Fe2O3 = 160g/mol

MM Fe = 56g/mol



x = 336 g de Fe ( para rendimento de 100 % )



Cálculo de Rendimento:

x = 268,8g de Fe ( para rendimento de 80 % )

QuímicaQuímicaRendimentoRendimento

EX1.: (CESAGRANRIO/95) - A combustão de 36g de grafite (C) provocou a formação de 118,8g de gás carbônico. Qual foi o rendimento da reação ? (C = 12; O = 16)

a) 50%.

b) 60%.

c) 70%.

d) 80%.

e) 90%.

QuímicaQuímica

Parte 1 (100%)

1º C + O2 CO2

2º C + O2 CO2

3º 12g 44g

36g 132g

RendimentoRendimentoParte 2 (Rendimento)

132g 100%

118,8g X%

X=90%

QuímicaQuímica

EX.: (U.E. MARINGÁ/SP/96) - A decomposição térmica do CaCO3, se dá de acordo com a equação.

Quantas toneladas de óxido de cálcio serão produzidas através da decomposição de 100 toneladas de carbonato de cálcio com 90% de pureza?(Ca = 40; O = 16; C = 12)

a) 40,0 t.b) 56,0 t.c) 62,2 t.d) 50,4 t.e) 90,0 t.

PurezaPureza

QuímicaQuímica

Parte 1 (100%)

1º CaCO3 CaO + CO2

3º 100g 56g

100 t 56 t

PurezaPureza

Parte 2 (Pureza)

100% 56 t

90% X t

X=50,4 t

QuímicaQuímicaReagente LimitanteReagente Limitante

EX.: (PUCSP/96) - 10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Após completar a reação, restarão:

H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O

a) 0,02g de H2SO4

b) 0,20g de H2SO4

c) 0,26g de Ca(OH)2

d) 2,00g de H2SO4

e) 2,00g de Ca(OH)2.

QuímicaQuímica

H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O98g + 74g10g + 7,4g

Reagente LimitanteReagente Limitante

98g 74g

9,8g 7,4g

10g – 9,8g = 0,2gR= 0,20 de H2SO4

O ácido está em excesso10g

QuímicaQuímica

Obrigado pela atenção .

FIM !!!

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