vol. 1 quÍmica - pcna.com.br · 4.2.2. reagente limitante e em excesso para garantir que a...

E-books PCNA

Vol. 1

ELEMENTAR

CAPÍTULO 4 – ESTEQUIOMETRIA

QUÍMICA

Página | 1

1 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 4

SUMÁRIO

Apresentação -------------------------------------------- 2

Capítulo 4 ------------------------------------------------ 3

4. Estequiometria -------------------------------------- 3

4.1. Grandezas Químicas ----------------------------------- 3

4.1.1. Massa Atômica --------------------------------------- 3

4.1.2. Massa Molecular ------------------------------------- 3

4.1.3. Mol – Número De Avogadro: ---------------------- 5

4.1.4. Massa Molar De Um Elemento Químico: --------- 5

4.1.5. A Massa Molar De Uma Substância --------------- 6

4.1.6. Volume Molar --------------------------------------- 7

4.1.7. Constante De Avogadro: --------------------------- 7

4.2. Cálculo Estequiométrico ----------------------- 7

4.2.1. Resolução De Problemas --------------------------- 7

4.2.2. Reagente Limitante E Em Excesso --------------- 10

Página | 2


Apresentação

Ao chegar à UFPA, você tem a possibilidade de

cursar gratuitamente cursos de nivelamento em Ciências

Básicas (Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas

no próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso

auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para

enfrentar melhor o programa curricular do seu curso.

Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em

Química Elementar do PCNA. Este é o quarto de uma série

de o i t o E-books que vão lhe acompanhar durante o

curso, o professor utilizará este material como apoio às

suas aulas e é fundamental que você o leia e acompanhe as

atividades propostas.

A série “E-books PCNA-Química” foi desenvolvida

com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de

Química Elementar.

Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de

Estequiometria. É bom lembrar que não se pode aprender

Química sem alguns pré-requisitos, que muitas vezes não

valorizamos por acharmos simples e descomplicados,

todavia, atenção e compreensão se fazem necessária.

Página | 3


Capítulo 4

4. Estequiometria

Existe um grande número de compostos químicos na

natureza que sofrem incontáveis reações. Pela construção e

exploração de um entendimento sistemático de reatividade,

os químicos também produziram um impressionante arranjo

de compostos não naturais. Tornar qualquer síntese

comercialmente exequível exige entendimento minucioso e

quantitativo das reações envolvidas. As relações

quantitativas entre as quantidades de reagentes e produtos

em uma reação química são chamadas de estequiometria.

4.1. Grandezas Químicas

4.1.1. Massa Atômica

A massa atômica, ou mais corretamente a massa do átomo de um dado isótopo (também chamada de peso atômico) é a massa deste átomo em seu estado fundamental. Esta massa é expressa em unidade de massa atômica (representada pelo símbolo uma ou simplesmente u).

4.1.2. Massa Molecular

Tanto as fórmulas quanto as equações químicas têm significado quantitativo; os índices inferiores nas fórmulas e nos coeficientes nas equações representam quantidades precisas. A fórmulas H2O indica que a molécula dessa substância contém exatamente dois átomos de hidrogênio e

Página | 4


um átomo de oxigênio. Mas, como relacionamos os número de átomos e moléculas com as quantidades que medimos no laboratório? Apesar de não podermos contar átomos ou moléculas diretamente, podemos determinar indiretamente seus números se conhecemos as massas. Assim, antes que possamos seguir os aspectos quantitativos de fórmulas e equações químicas, precisamos examinar as massas dos átomos e moléculas.

A massa molecular de uma substância é determinada pela soma das massas atômicas dos elementos que fazem parte dessa molécula.

Exemplos:

C12H22O11

C 12 u x 12 = 144 u

H 1u x 22 = 22 u

O 16 u x 11 = 176 u

-------------------------------

M.M. = 342 u

Assim, quando dizemos que a Sacarose (C12H22O11) tem massa molecular 342 u é porque a massa de sua molécula é 342 vezes 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono.

Página | 5


4.1.3. Mol – Número De Avogadro:

Mesmo as menores amostras com que trabalhamos contêm enormes números de átomos, íons ou moléculas. Por exemplo, uma colher de chá de água (aproximadamente 5 mL) contém 2 x 1023 moléculas de água, um número tão grande que praticamente dificulta a compreensão. Por isso, os químicos inventaram uma unidade de contagem especial para descrever números grandes de átomos e moléculas.

No dia-a-dia usamos unidades de contagem cm dúzia (12 objetos) e grosa (144 objetos) para lidar com quantidades modestamente grandes. Em química, a unidade para lidar com o número de átomos, íons ou moléculas em uma amostra de tamanho normal é o mol. Um mol é quantidade de matéria que contém tantos objetos (átomos, moléculas ou o que consideramos) quantos número de átomos em exatamente 12 g de 12C isotopicamente puro. A partir de experimentos, os cientistas determinaram que esse número é 6,0221421 x 1023 e o chamaram de número de Avogadro, em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro (1776-1856).

Um mol de átomos, um mol de moléculas ou um mol de qualquer coisa contém o número de Avogadro desses objetos.

1 mol de átomos de 12C = 6,02 x 1023 átomos de 12C

4.1.4. Massa Molar De Um Elemento Químico:

É a massa em gramas numericamente igual a sua massa atômica.

Página | 6


Exemplo:

Sódio (Na)

Massa Atômica = 23 u

Massa Molar = 23g/mol (massa de 6,02 x 1023 átomos de sódio)

4.1.5. A Massa Molar De Uma Substância

É a massa em gramas numericamente igual a sua massa molecular.

Para determinarmos a massa molar das moléculas temos que multiplicar o índice de cada elemento pela sua massa atômica e depois devemos somar os resultados.

Ex1:

DADOS: H = 1; S = 32; O = 16

𝐻2𝑆𝑂4 {𝐻 → 2 . 1 = 2

𝑆 → 1 . 32 = 32𝑂 → 4 . 16 = 64

Logo:

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 = 98 𝑔 = 6 . 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4

Página | 7


4.1.6. Volume Molar

É o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás submetido a uma determinada temperatura e pressão.

4.1.7. Constante De Avogadro:

Antigamente conhecida como número de Avogadro (em homenagem a Amedeo Avogadro), é uma constante fundamental que representa um mol de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons ou partículas), que é aproximadamente igual a 6,02 × 1023.

4.2. Cálculo Estequiométrico

É o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos envolvidos em uma reação química efetuado com o auxílio da equação química correspondente. A relação quantitativa entre as espécies é estabelecida pelos seus coeficientes estequiométricos.

4.2.1. Resolução De Problemas

Para resolução de problemas estequiométricos deve-se seguir as etapas seguintes.

1-Escrever a equação da reação química;

2-Ajustar os coeficientes da equação;

3-Destacar 2 substâncias para trabalhar: a da pergunta e a do dado fornecido;

Página | 8


4-Estabelecer relação quantitativa entre essas 2 substâncias, usando os seus coeficientes estequiométricos;

5-Resolver o problema usando regra de três com o dado fornecido e a pergunta do problema;

# Relembrando

1 𝑚𝑜𝑙 → {6,02 . 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠

𝐶𝑁𝑇𝑃: 22,4 𝐿

Exemplos:

1) 108g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a reação abaixo:

𝐴𝑙 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 + 𝐻2

Determine:

a) o balanceamento da equação:

2𝐴𝑙 + 3𝐻2𝑆𝑂4 → 1𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 + 3𝐻2

Isto quer dizer que 2 mols de Al reagem com 3 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mols de H2.

b) a massa de ácido sulfúrico necessário para reagir com o alumínio:

Página | 9


1° passo:

{1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 − 98 𝑔

3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 − 𝑥

𝑥 = 3 . 98

𝑥 = 294 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4

2° passo:

{1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑙 − 27 𝑔

2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑙 − 𝑥

𝑥 = 2 . 27

𝑥 = 54 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙

3° passo:

{294 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 − 54 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙

𝑥 − 108 𝑔 𝑑𝑒 𝐴𝑙

54 . 𝑥 = 108 . 294

𝑥 =31752

54

𝒙 = 𝟓𝟖𝟖 𝒈 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒

Relacionar a massa de ácido com a massa de alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1° e no 2°passo, transformar o número de mol em gramas.

Página | 10


4.2.2. Reagente Limitante E Em Excesso

Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de reagente. Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro reagente será o limitante.

Estes cálculos podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores de reagentes. É necessário calcular qual destes reagentes é o limitante e qual deles é o que está em excesso. Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos.

Exemplos:

1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de

zinco de acordo com a seguinte reação:

𝑍𝑛 + 𝑆 → 𝑍𝑛𝑆

Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso?

Balancear a reação química:

1𝑍𝑛 + 1𝑆 → 1𝑍𝑛𝑆

Dados: Zn = 30g

S = 36g

Transformar a massa em gramas para mol:

Página | 11


{1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 − 65,39 𝑔

𝑥 − 30 𝑔

65,39. 𝑥 = 30

𝑥 =30

65,39

𝑥 = 0,46 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛

{1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆 − 32 𝑔

𝑥 − 36 𝑔

32 . 𝑥 = 36

𝑥 =36

32

𝑥 = 1,12 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆

Pela proporção da reação 1 mol de Zn reage com 1 mol de S.

Então 0,46 mol de Zn reage com quantos mols de S?

Pode ser feita uma regra de três para verificar qual regente está em excesso:

{1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑆

0,46 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛 − 𝑥

𝑥 = 1 . 0,46

𝒙 = 𝟎, 𝟒𝟔 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑺

Página | 12


Então 1 mol de Zn precisa de 1 mol de S para reagir. Se temos 0,46 mol de Zn, precisamos de 0,46 mol de S, mas temos 1,12 mol de S. Concluímos que o S está em excesso e, portanto, o Zn é o regente limitante.

2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima?

Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do reagente limitante.

{65,39 𝑔 − 97,39 𝑔

30 𝑔 − 𝑥

65,39 . 𝑥 = 30 . 97,39

𝑥 =2921,7

65,39

𝒙 = 𝟒𝟒, 𝟔𝟖 𝒈 𝒅𝒆 𝒁𝒏

vol. 1 quÍmica - pcna.com.br · 4.2.2. reagente limitante e em excesso para garantir que a...

Documents