Slide - Estequiometria Pt1 - Química Geral 2020-1

Disciplina: Química Geral 2020 Universidade Federal de Minas Gerais Instituto de Ciências Exatas Departamento de Química Estequiometria – Parte 01 Estequiometria ▪ O campo de estudo que examina as quantidades das substâncias consumidas e produzidas nas reações químicas. Ela se baseia nas massas atômicas, nas fórmulas químicas e na lei da conservação da massa. 2 Antoine L. Lavoisier. Fonte: Ventura, 2019. Lembremos que essa importante lei da Química foi formulada por Antoine Lavoisier Massas molares ✓ Não é possível contar átomos ou moléculas específicos, mas podemos determinar, indiretamente, a quantidade deles, se suas massas forem conhecidas. 3 ✓ A massa molar (M) de uma substância representa a soma das massas atômicas dos átomos presentes na fórmula química da substância. • A tabela periódica mostra o número atômico e o símbolo atômico de cada elemento. A massa atômica é também muitas vezes fornecida: Massas molares ✓ Por vezes, muitos profissionais devem calcular a composição percentual de um composto, isto é, a percentagem em massa de cada elemento presente na substância. 4 ✓ Calcular a composição percentual de todo e qualquer elemento presente em uma substância (também chamada de composição elementar de uma substância) é simples desde que a fórmula química dessa substância seja conhecida. Composição Percentual do elemento número de átomos do elemento X x 100% = massa atômica do elemento massa molar da substância Massas moleculares ✓ Composição percentual 5 C2H6O %C = 2 x (12,01 g) 46,07 g x 100% = 52,14% %H = 6 x (1,008 g) 46,07 g x 100% = 13,13% %O = 1 x (16,00 g) 46,07 g x 100% = 34,73% 52,14% + 13,13% + 34,73% = 100,0% Composição Percentual do elemento número de átomos do elemento X x 100% = massa atômica do elemento massa molar da substância Número de Avogadro e Quantidade de substância ✓ Quantidade de substância (n): “é uma medida do número de entidades elementares específicas. Estas entidades elementares podem ser um átomo, uma molécula, um íon, um elétron ou qualquer outra partícula ou grupo de partículas.” 6 ✓ Mol é a unidade no Sistema Internacional para quantidade de substância. 1 mol contém exatamente 6,02214076 × 1023 entidades elementares. Esse número é o valor numérico da Constante de Avogadro, NA, quando expresso em mol-1, é o chamado Número de Avogadro. Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, Conde de Quaregna e Cerreto (1776-1856) Fonte: Atkins et al., 2018. MARQUARDT, R. et al. Definition of the mole (IUPAC Recommendation 2017). Pure Appl. Chem. 90 (1), 175-180, 2018. Número de Avogadro e Quantidade de substância ✓ Cada amostra abaixo contém 1 mol de cada substância. 7 Diferentes substâncias elementares Fonte: Chang, 2007. C S Cu Fe Hg Número de Avogadro e Quantidade de substância ✓ Cada amostra abaixo contém 1 mol de fórmulas unitárias de um composto iônico. 8 Diferentes compostos iônicos Fonte: Atkins et al., 2018. Número de Avogadro e Quantidade de substância ✓ A massa em gramas de um mol de uma substância, isto é, a massa em gramas por mol (ou seja, g mol-1), é chamada de massa molar da substância. 9 ✓ Para conversões entre massa e quantidade de substância e entre massa e números de partículas, o procedimento resumido é o seguinte: Número de Avogadro e Quantidade de substância ✓ Quantos átomos há em 0,5510 g de potássio (K)? 10 1 mol K = 39,10 g de K 1 mol K = 6,022 x 1023 átomos de K nK → mK 1 mol K → 39,10 g X → 0,5510 g X = 0,01409 mol K nK → átomos de K 1 mol → 6,022 x 1023 átomos de K 0,01409 mol → y y = 8,484 x 1021 átomos de K Número de Avogadro e Quantidade de substância ✓ Quantos átomos de H há em 72,50 g de C3H8O ? 11 1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O 1 mol de átomos de H corresponde a 6,022 x 1023 átomos de H 1 mol de moléculas de C3H8O possui 8 mol de átomos de H n C3H8O → m C3H8O 1 mol → 60 g X → 72,50 g X = 1,208 mol nH → átomos de H 1 mol → 6,022 x 1023 átomos de H 9,664 mol → Y Y = 5,820 x 1024 átomos de H X 8 = 9,664 mol átomos de H Fórmula empírica e fórmula molecular ✓ Fórmula empírica: mostra o número relativo de átomos de cada elemento do composto. ✓ Fórmula molecular: mostra o número real de átomos de cada elemento do composto. 12 CH2O Fórmula empírica CH2O (formaldeído) C2H4O2 (ácido acético) C3H6O3 (ácido lático) C6H12O6 (glicose) Fórmulas moleculares Fórmula empírica a partir de análises 13 ✓ Uma técnica que pode ser utilizada para determinar as fórmulas empíricas no laboratório é a análise de combustão, geralmente aplicada com compostos que contêm, principalmente, carbono e hidrogênio. Representação de procedimento de análise elementar. Fonte: Brown et al., 2016 Fórmula empírica a partir de análises 14 ✓ A relação entre as quantidades de substância de todos os elementos de um composto fornece os subscritos na fórmula empírica do composto. ✓ Assim, o conceito de quantidade de substância possibilita um modo de calcular as fórmulas empíricas. Fórmula empírica a partir de análises 15 Representação de procedimento de análise elementar. Fonte: Chang, 2007 Combustão de vitamina C Fórmula empírica: C1H1,33O1 Calor Absorvedor de H2O Absorvedor de CO2 Vitamina C O2 que sobra %C = 40,9% %H = 4,58% %O = 54,5% %C = 40,9% → 40,9 g C → 3,41 mol → 1 %H = 4,58% → 4,58 g H → 4,54 mol → 1,33 %O = 54,5% → 54,5 g O → 3,41 mol → 1 Fórmula empírica: C3H4O3 Fórmula molecular 16 ✓ Podemos obter a fórmula molecular de todo e qualquer composto a partir da sua fórmula empírica, desde que se conheça a massa molar do composto. A fórmula molecular de uma substância é sempre um múltiplo inteiro de sua fórmula empírica. Múltiplo inteiro Massa molar = massa da fórmula empírica Vitamina C – M = 176,12 g mol-1 Fórmula empírica: C3H4O3 m Fórmula empírica: 88,06 g Múltiplo inteiro 176,12 = 88,06 = 2 Fórmula molecular: C6H8O6 Resumindo... 17 ✓ Cálculos estequiométricos baseados na lei da conservação da massa ✓ Grandezas importantes: massa molar, quantidade de substância, Número de Avogadro ✓ Cálculo de fórmulas empíricas e moleculares Referências 18 ✓ ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p. ✓ BROWN , T. L. et al. Química. A Ciência Central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016. 1216 p. ✓ CHANG, R. Química Geral. Conceitos Essenciais. 4° Ed. Porto Alegre: McGrawHill, 2007. 778 p. Disciplina: Química Geral 2020 Universidade Federal de Minas Gerais Instituto de Ciências Exatas Departamento de Química Estequiometria – Parte 02 Informações quantitativas a partir de equações balanceadas 2 ✓ Os coeficientes de uma equação química balanceada indicam, tanto os números relativos de moléculas (ou unidades de fórmula) na reação quanto o número relativo de quantidade de substância (em mol). Informações quantitativas a partir de equações balanceadas 3 ✓ Como ler uma equação química? Reagentes limitante e em excesso 4 ✓ O reagente que é consumido completamente na reação é chamado de reagente limitante, porque ele determina, ou seja limita, a quantidade de produto que pode ser formada. Os outros reagentes são, por vezes, chamados de reagentes em excesso. ✓ A quantidade de produto calculada que se forma quando se consome todo o reagente limitante é chamada de rendimento teórico. O rendimento real é sempre menor que o teórico. O rendimento percentual é a razão entre os rendimentos real e teórico. Reagentes limitante e em excesso 5 2 A + B → C + 3 D Reagente A Reagente B Produto C Produto D Antes da reação 2 mol 1 mol - - O que vai reagir 2 mol 1 mol - - O que vai produzir - - 1 mol 3 mol O que vai sobrar - - Reagente A Reagente B Produto C Produto D Antes da reação 2 mol 2 mol - - O que vai reagir 2 mol 1 mol - - O que vai produzir - - 1 mol 3 mol O que vai sobrar - 1 mol Reagente limitante Reagente em excesso Reagentes em quantidades estequiométricas CASO 1 CASO 2 Reagentes em quantidades não estequiométricas Reagentes limitante e em excesso 6 2 A + B → C + 3 D Reagente A Reagente B Produto C Produto D Antes da reação 2 mol 2 mol - - O que vai reagir 2 mol 1 mol - - O que vai produzir - - 1 mol 3 mol O que vai sobrar - 1 mol Reagente limitante Reagente em excesso CASO 2 Rendimento calculado (Rendimento teórico) Máximo rendimento possível Na pratica, o rendimento real observado (Rendimento experimental ou Rendimento percentual) pode ser diferente do rendimento calculado Algumas razões: reações paralelas, perdas nas purificações, entre outros Reagentes limitante e em excesso 7 2 A + B → C + 3 D Reagente A Reagente B Produto C Produto D Antes da reação 2 mol 2 mol - - O que vai reagir 2 mol 1 mol - - O que vai produzir - - 1 mol 3 mol O que vai sobrar - 1 mol O que realmente formou 0,5 mol 1,5 mol CASO 2 Rendimento calculado (Rendimento teórico): 1 mol C e 3 mol D Rendimento experimental (real): 0,5 mol C e 1,5 mol D Rendimento percentual: 50% Cálculo estequiométrico 8 ✓ Como fazer um cálculo envolvendo uma equação química? 1. Escreva a equação química balanceada 2. Converta as quantidades conhecidas das espécies em quantidades de substâncias (mol) 3. Use os coeficientes estequiométricos (da equação balanceada) para identificar o reagente em excesso, o reagente limitante (com base nas quantidades determinadas na etapa anterior) e poder calcular a quantidade de substância da espécie desejada 4. Converta a quantidade de substância da espécie desejada na grandeza desejada Cálculo estequiométrico ✓ O metanol queima ao ar, de acordo com a equação descrita a seguir. Sabendo-se que 209 g de metanol foram usados na combustão, qual foi a massa de água produzida? 9 2 CH3OH + 3 O2 2 CO2 + 4 H2O massa CH3OH (g) n CH3OH (mol) n H2O (mol) massa H2O (g) Massa molar CH3OH Coeficientes estequiométricos Massa molar H2O n CH3OH → m CH3OH 1 mol → 32,0 g X → 209 g X = 6,53 mol 2 mol CH3OH → 4 mol H2O 6,53 mol CH3OH → y y = 13,06 mol H2O n H2O → m H2O 1 mol → 18,0 g 13,06 mol H2O → z z = 235 g H2O Cálculo estequiométrico ✓ Em um processo, 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de Fe2O3. Calcule a massa de Al2O3 formado, no processo descrito pela seguinte equação: 10 2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2 Fe massa Al (g) n Al (mol) n Fe2O3 necessária (mol) massa Fe2O3 necessária (g) OU massa Fe2O3 (g) n Fe2O3 (mol) n Al necessária (mol) massa Al necessária (g) n Al → m Al 1 mol → 27,0 g X → 124 g X = 4,59 mol 2 mol Al → 1 mol Fe2O3 4,59 mol Al → Y Y = 2,30 mol Fe2O3 n Fe2O3 → m Fe2O3 1 mol → 160,0 g 2,30 mol → Z Z = 368 g Fe2O3 Tem mais Fe2O3 (601 g) no início. Fe2O3 é o reagente em excesso e Al é o reagente limitante Cálculo estequiométrico ✓ Em um processo, 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de Fe2O3. Calcule a massa de Al2O3 formado, no processo descrito pela seguinte equação: 11 2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2 Fe Usando os dados do reagente limitante para calcular a massa de produto. massa Al (g) n Al (mol) n Al2O3 (mol) massa Al2O3 (g) n Al → m Al 1 mol → 27,0 g X → 124 g X = 4,59 mol 2 mol Al → 1 mol Al2O3 4,59 mol Al → W W = 2,30 mol Al2O3 n Al2O3 → m Al2O3 1 mol → 102,0 g 2,30 mol → G G = 235 g Al2O3 Cálculo estequiométrico ✓ Para o mesmo processo, em que 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de Fe2O3 determine a quantidade percentual do excesso e qual é o rendimento percentual se apenas 179 g de Al2O3 forem produzidos. 12 2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2 Fe Início: Al → 4,59 mol (124 g) Fe2O3 → 3,76 mol (601 g) Fe2O3 é o reagente em excesso e Al é o reagente limitante Produto Al2O3 → 2,30 mol (235 g) Rendimento teórico (caso a reação fosse completa) Necessário: 368 g Fe2O3 368 g → 100% (601-368) g → X X = 63,3% de excesso 235 g → 100% 179 g → Y Y = 76,2% de rendimento percentual Resumindo... 13 ✓ Informações quantitativas a partir de equações balanceadas ✓ Reagente limitante e reagente em excesso ✓ Rendimento teórico e rendimento percentual ✓ Como fazer um cálculo envolvendo uma equação química ✓ Conversões das grandezas conhecidas para as grandezas de interesse Referências 14 ✓ ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p. ✓ BROWN , T. L. et al. Química. A Ciência Central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016. 1216 p. ✓ CHANG, R. Química Geral. Conceitos Essenciais. 4° Ed. Porto Alegre: McGrawHill, 2007. 778 p.