ESTEQUIOMETRIA - TEORIA

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Professor Eder Carlos Hoffmann CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

ESTEQUIOMETRIA ou CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO É o estudo das relações entre as quantidades dos reagentes e / ou produtos de uma reação química.

Interpretação:

N2(g) + H2(g)

NH3(g)

1°- Balancear a equação: 2° - Proporção molar:

Reação

1 N2(g)

+

3 H2(g)

2 NH3(g)

Quantidade de Matéria

1 Mol

3 Mol

2 Mol

Massa (g)

1 . 28g

3 . 2g

2 . 17g

Volume (CNTP)

1 . 22,4L

3 . 22,4L

2 . 22,4L

Número de Moléculas

1 . 6,02X1023

3 . 6,02X1023

2 . 6,02X1023

3° - Analisar o que esta sendo dado e pedido e efetuar a relação. RELAÇÃO: MOLS – MOLS Hidreto de sódio reage com água, dando hidrogênio, segundo a reação: NaH + H2O

NaOH + H2

Para obter 10 mols de H2, são necessários quantos mols de água? Resp: 10 Mols.

RELAÇÃO: MOLS – MASSA No motor de um carro a álcool, o vapor do combustível é misturado com o ar e se queima à custa de faísca elétrica produzida pela vela no interior do cilindro. A quantidade, em mols, de água formada na combustão completa de 138 gramas de etanol é igual a: (Dado massa molar em g/mol: H=1, C=12, O=16).

C2H6O(ℓ) + 3 O2(g)

2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)

Resp: 9 Mols RELAÇÃO: MASSA – MASSA A massa de dióxido de carbono liberada na queima de 80 g de metano, quando utilizado como combustível, é: (Dado: massas molares, em g/mol: H = 1, C = 12, O = 16).

CH4(g) + 2 O2(g)

1 CO2(g) + 2 H2O(ℓ)

Resp: 220g

RELAÇÃO: NÚMERO DE PARTÍCULAS – MASSA Em relação à produção de fosfato de sódio por meio da reação do ácido fosfórico com um excesso de hidróxido de sódio, pede-se, a quantidade, em gramas, de fosfato de sódio produzido ao se utilizarem 2,5x1023 moléculas de ácido fosfórico. (Dado Massas Molares em g/mol: Na=23, P=31 e O=16).

H3PO4 + 3 NaOH

1 Na3PO4 + 3 H2O

Resp: 68,3 g RELAÇÃO: NÚMERO DE PARTÍCULAS – MOLS Os clorofluorcarbonos (CFC) sofrem decomposição nas altas camadas da atmosfera originando átomos de cloro, os quais atacam moléculas de ozônio (O3), produzindo oxigênio. Supondo que 1 mol de ozônio seja totalmente transformado em moléculas de oxigênio, calcule o número de moléculas produzidas.

Cℓ(g) + O3(g)

CℓO(g) + O2(g)

Resp: 6,02x1023 moléculas RELAÇÃO: NÚMERO DE PARTÍCULAS – NÚMERO DE PARTÍCULAS Calcule o número de moléculas de NO formadas, juntamente com água, na reação da amônia (NH3) com 3,60.10 21 moléculas de oxigênio.

2 NH3 + 5/2 O2

2 NO + 3 H2O

Resp: 2,88x1021 CÁLCULOS ENVOLVENDO VOLUME DE GASES A sacarose é metabolizada pelos animais, sendo uma das principais fontes de energia para as células. Este metabolismo ocorre durante a respiração, formando CO2 e H2O como produtos:

C12H22O11 + O2

CO2 + H2O

Balanceie a equação acima e calcule quantos litros de CO2 (CNTP) são gerados a partir de 20 g de sacarose. (Dados: volume molar (CNTP) = 22,4 L/mol; massas molares (g/mol): H = 1, C = 12, O = 16). Resp: 15,7 Litros.

VOLUME DE GASES QUE NÃO ESTÃO NAS CNTP Fazendo reagir ácido clorídrico com carbonato de cálcio, foram obtidos 3,1 L de dióxido de carbono, medidos a 37°C e à pressão de 0,82 atm. Qual a massa de carbonato de cálcio que reagiu? (Dados: R = 0,082 atm.L.mol–1 .K –1 ; C = 12 ; O = 16 ; Ca = 40.) 1°) Quando um determinado gás não estiver nas CNTP, deveremos utilizar a equação do gás ideal para calcular o número de mols que será relacionado no cálculo estequiométrico: P.V=n.R.T 0,82 . 3,1 = n . 0,082 . 310 n = 0,1 mol 2°) Agora o procedimento de resolução segue padrão estabelecido:

HCℓ + CaCO3

CaCℓ2 + H2O + CO2

Resp: 10g.

REAGENTE LIMITANTE – REAGENTE EM EXCESSO Quando dois reagentes são misturados numa proporção diferente da estequiométrica (definida pela equação química), eles não podem ser ambos consumidos totalmente. Isso ocorre porque eles devem sempre reagir na proporção estequiométrica (pela lei de Proust). Nesse caso, o reagente que é totalmente consumido é chamado reagente limitante. Assim que ele é consumido, não se forma mais produto, ou seja, a reação termina. Os demais reagentes são chamados reagentes em excesso. Após o término da reação, sobra uma certa quantidade dos reagentes em excesso: é a quantidade inicial menos a quantidade que reagiu.

EXEMPLO: Em um laboratório de química, uma estudante misturou 3 mol de H2SO4 com 5 mol de NaOH. Responda os itens a seguir, dadas as massas molares em g/mol: H = 1, O = 16, Na = 23, S = 32. a) Escreva a equação balanceada da reação entre o ácido sulfúrico e o hidróxido de sódio. b) Os reagentes estão em proporção estequiométrica? Explique. c) Se houver, qual é o reagente limitante? d) Se houver, qual é o reagente em excesso? e) Qual a quantidade consumida (em mol) de H2SO4?

f) Qual a massa produzida (em g) de Na2SO4?

RELAÇÕES ENVOLVENDO REAGENTES COM IMPUREZAS

200g

Grau, teor ou porcentagem de pureza de uma amostra é a porcentagem da parte pura existente na amostra. É a massa que vai reagir no problema de cáculo estequiométrico. Impureza normalmente não perticipa da reação. Exemplificando, se tivéssemos um frasco de NaOH com teor de pureza de 80% e precisássemos utilizar 200g desse reagente, teríamos:

80% de pureza = 160g de NaOH puro que irão reagir.

20% de impureza = 40g que não irão reagir

.

Aplicação no exercício: - A decomposição térmica do nitrato cúprico é representada pela seguinte equação:

2 Cu(NO3)2(s)

2 CuO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)

Calcule a massa de óxido cúprico que se obtém a partir da decomposição de 500 g de nitrato cúprico, sabendo-se que este apresenta 75% de pureza em Cu(NO3)2. (Dados: massas atômicas: N = 14 ; O = 16 ; Cu = 64).

- (ITA SP) Certa massa de nitrato de cobre, Cu(NO3)2 foi calcinada em ambiente aberto até restar um resíduo com massa constante, que é sólido e preto. Formaram-se dois produtos gasosos, conforme a equação química não balanceada: Dados em g/mol: Cu = 63,5; N = 14; O = 16; H = 1.

Cu(NO3)2(s)  CuO(s) + NO2(g) + O2(g) a) Qual a quantidade de moléculas do Dióxido de Nitrogênio formado na reação de decomposição de 38,6 L de Nitrato de cobre? b) Qual a quantidade de massa de Óxido Cúprico formada na decomposição de 30,1 .1023 moléculas de Nitrato de Cobre?

- (PUC MG) A combustão do gás amoníaco (NH3) é representada pela seguinte equação não balanceada:

NH3(g) + O2(g)  N2(g) + H2O(l) Pergunta-se: a) A massa de água, em gramas, obtida a partir de 89,6 L de gás amoníaco, nas CNTP. b) O volume de gás Nitrogênio formado, à partir de 7 mols de gás Oxigênio.