Slide Pt1 - Estequiometria 2020

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.