Estequiometria - Resumo para Enem

ESTEQUIOMETRIA MÓDULOS CONTEMPLADOS\nCETO - Cálculo Estequiométrico\nIERA - Impureza, Excesso e Rendimento\nEQX - Exercícios de Estequiometria\nETEX - Exercícios de Estequiometria Nível Mestre\n\nCURSO\nDISCIPLINA\nCAPÍTULO\nPROFESSORES\nUMBERT KOBER E LAURA OURIQUE Olá! Olá! Olá!\nNesta apostila, vamos abordar um tema bem bacana chamado ESTEQUIOMETRIA. Analisando a formação desta palavra, percebemos que ESTEQUIO significa quantidade e METRIA, medida, então estequiometria é o estudo da quantidade necessária de reagentes e/ou produtos nas reações químicas. Entender este tópico é muito importante e ele tem um peso muito grande no ENEM e nos vestibulares.\nAgora vem aquela clássica pergunta de estudante: \"mas na vida real, por que isso é importante?\"\nPara responder a essa pergunta, suponha que você é um adolescente e está cheio de espinhas e cravos no rosto. Então você vai a um dermatologista e ele receita uma pomada específica para sua pele, daquelas que não se encontra em uma farmácia convencional. Logo, é necessário ir a uma farmácia de manipulação onde o farmacêutico prepara os medicamentos de acordo com a prescrição médica. Você pensa: ele vai ao laboratório, mistura algumas coisas, faz um creme, coloca em um potinho e te entrega, certo? VOCÊ ESTÁ ENGANADO!!\nAlém de saber qual a natureza do princípio ativo na pomada, o farmacêutico deve prestar atenção em uma coisa: qual a QUANTIDADE necessária para a eficácia quando aplicada?\nDigamos que a medida de um tubo de pomada é em 40g. Se ele fizer 50g, por exemplo, terá prejuízo. Já se fizer 35g estará enganando você pois precisa de 40g para seu tratamento. Então, caro estudante, para coisas básicas como esta é que o estudo das relações estequiométricas é importante.\n\nCÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS\n-No módulo Grandezas Químicas e Relações Móveis - GORa introduzimos as relações de massa e volume onde consideramos as quantidades de matéria. relação mais importante para desenvolvemos cálculos estequiométricos é a representada abaixo\n\nMassa molar ↔ 1 mol de moléculas ↔ 6,02X10²³ moléculas <gás CNTp> ↔ 22,4 L\n\nPara introduzir conceitos importantes, vamos a um exemplo prático: Uma das reações para se obter gás cloro é representada abaixo\n\nMnO2(s) + 4 HCl(aq) → MnCl2(aq) + 2 H2O(l) + Cl2(g)\n\nQuais as quantidades de matéria que nós temos nessa reação? Vamos desmembrar para ficar fácil o entendimento.\n\nMassa (g) \n1 87 \n4 36,5 \n126 \n2 18 \n1 71 \n\nQtde matéria\n1 mol \n4 moles \n1 mol \n2 moles \n1 mol \n\nNro. Moléculas\n1 . 6,02X10²³ \n4 . 6,02X10²³ \n1 . 6,02X10²³ \n2 . 6,02X10²³ \n1 . 6,02X10²³ \n\nVolume CNTp\nSólido \nSol. aquosa \nSol. aquosa \nLíquido \n1 . 22,4 L\n\nVocê pode perceber que todas as leis foram obedecidas tanto a das Proporções das Massas quanto a das Proporções fixas.\n\nAgora podemos fazer alguns cálculos: se eu perguntar:\n\nQual a quantidade de gás cloro eu consigo produzir, se eu reagir 200 g de HCl com MnO2?\nQual a quantidade de HCl é necessária para produzirmos 3 mols de gás cloro?\nSe eu quiser 50 L de gás cloro, quanto água em massa será produzido nessa reação? Parece complicado, né? Mas é muito fácil! Vamos sempre usar a proporção estequiométrica, aplicando regras de três!\n\nVamos a primeira pergunta. Se olharmos a tabela existe uma relação:\n\nSe com 145,6 g de HCl conseguimos produzir 71 g de gás cloro, logo, se eu usar 200 g de HCl, você produzir ....\n\n175,6 g HCl ⟶ 71 g Cl2\n200,0 g HCl ⟶ x\nx = 97,52 g de Cl2\n\nTeremos então: 97,52 g de gás cloro.\n\nSeguindo para a segunda pergunta:\n\nVamos produzir 3 mols de Cl2, mas qual a quantidade de HCl é necessária?\n\nVoltando à tabela, observe que são necessários 4 mols de HCl para produzir um mol de Cl2.\n\nUsando a regra de três mais uma vez:\n\n4 mols de HCl ⟶ 1 mol de Cl2\nx ⟶ 3 mols de Cl2\n\nFeita a regra de três, descobrimos que são necessários 12 mols de HCl para produzir 3 mols de Cl2.\n\nAgora vamos à terceira pergunta. A essa altura do campeonato você já entendeu a lógica da coisa. Para responder essa pergunta, vamos fazer umas traquinagens:\n\nVeja na tabela que, como 2 mols de água (36 g) é produzido 1 mol de gás cloro, que ocupa nas CNTp, 22,4 L, certo? Assim, o que faremos? Ora, mais uma regra de três!\n\nEntão: Dessa forma, concluímos que, cada vez que produzimos 50 L de gás Cloro, também produzimos 30,35 g de água ou 80,35 mL de água. (Considerando que a densidade da água é 1g/cm³ ou 1g/mL) Bacana, não?\n\nRENDIMENTO\n\nNa vida real, as reações químicas não ocorrem com 100 % de rendimento, muitos fatores como erro na pesagem, reagentes com impurezas, manejo inadequado e condições ambientais alteram o resultado final.\n\nPara você ter uma ideia, em algumas reações que envolvem síntese de compostos orgânicos, se obtivermos um rendimento final de 6 % é um resultado sensacional. Muitos subprodutos são gerados ao longo de uma sequência de reações. Assim, quando se fala em reação química, aquela coisa em que 1 + 1 = 2 nem sempre é assim. Para calcularmos o rendimento, devemos considerar a quantidade teórica que deveríamos obter e a quantidade real.\n\nVamos ver como executar cálculos de rendimento através de um exemplo:\n\nAo produzir água a partir de 2g de gás hidrogênio (H2) e 16 g de oxigênio (O2), obteremos ao final de nossa reação 16g de água (H2O)? E o rendimento dessa reação é 100% para essas condições?\n\nNão! Vejamos a equação da reação que ocorre e as relações estequiométricas:\n\nH2 + 1/2 O2 ⟶ H2O\n2g + 16g = 18g\n\nConcluímos que, caso a reação ocorresse com 100% de rendimento, obteríamos ao final 18g de água. Mas na nossa reação obtivemos no final apenas 16 g de água. Qual foi o rendimento obtido nesse caso? Solução: Regra de três!\n\nSe:\n18g de H2O\n16g de H2O\n100% do Possível Produto\nx\n\nAplicando a regra de três e chegamos à resposta de 88,88 % de rendimento.\n\nAlém do rendimento, existem outros fatores que interferem na quantidade de produto obtido ao final da reação química. Interessante, não?.\n\nPUREZA\n\nÉ muito comum, em laboratórios, trabalharmos com reagentes impuros e a impureza afeta diretamente nosso rendimento, pois as impurezas afetam a pesagem de nossos reagentes. Para facilitar o entendimento, segue o exemplo:\n\nPara fazer a correção da acidez do solo é muito utilizado o calcário. Em uma lavoura o agrônomo calcula a quantidade de calcário necessário em função da acidez do solo. Porém o calcário comercial não tem apenas carbonato de cálcio – que é a substância que atua como regulador de pH – mas diversas substâncias chamadas impurezas, como matéria orgânica, silicates, fosfatos, sulfatos, sulfuretos, óxidos, entre outros.\n\nSupondo que o calcário disponível para que o agrônomo tenha 70% de pureza, isso implica que, a cada tonelada (1000 kg) de calcário aplicado na lavoura, apenas 700 kg serão de carbonato de cálcio. O restante, que corresponde a 300 kg, serão impurezas, que não irão ajudar a ajustar a correção do pH, não é mesmo?\n\nVocê entendeu a importância de considerar as impurezas? Mas e você deve estar se perguntando: por que não purificamos todos os reagentes antes de efetuar as reações? Com frequência, a purificação dos reagentes torna a execução da reação química inviável economicamente. Caso sejam inertes, as impurezas não afetam a natureza do produto final, somente a quantidade obtida.\n\nVeja o segundo exemplo:\nQual a quantidade de CaSO4 obtida a partir de 80g de CaCO3 com 90% de pureza?\n\nCaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2 + H2O\n200g 38g 136g 44g 18g\n\nEm outras palavras, para produzir 136 g de CaSO4, você precisa de 100g de CaCO3.\n\nMas no laboratório você tem apenas 80g CaCO3 a 9 %, certo? Então quanto vai ser produzido?\n\nSe:\n80g CaCO3 é 100%\n em 90% de pureza\n\nFazendo a regra de três, teremos a resposta de 72g de CaCO3.\n\nAgora já sabemos que em 80 g de CaCO3 com 90% de pureza temos 72g de CaCO3 e 8g de impurezas.\n\nAgora já podemos fazer outro cálculo. Olha a reação 1.\n\nSe com:\n100g de CaCO3\n136g de CaSO4\n72g de CaCO3\n\nFazendo a regra de três, obtemos a resposta de 97,92g. Fácil, não?\n\nREAGENTE EM EXCESSO\n\nDevemos sempre estar atentos à quantidade de reagentes que temos presente em nossa reação. Muitas vezes, um reagente pode estar em excesso e outro em menor quantidade em relação à enunciada pela reação química.\n\nO reagente em menor quantidade em relação à estequiométrica é chamado \"limitante\", já que é ele que determina a quantidade de produto obtida ao final da reação. Vamos considerar uma situação, para facilitar a visualização dos conceitos:\n\nUm aluno foi preparar uma solução salina. Como ele estava com preguiça de fazer os cálculos estequiométricos, se resolveu pesar quantidades aleatórias de reagentes.\n\nEle utilizou 60 g de NaOH e 55,5g de HCl e misturou em água. No entanto, quando um papel tornassol azul é inserido, ele adquire a cor vermelha, indicando que o pH do meio está ácido. Como conferir se é mesmo verdadeira essa hipótese?\n\nNaOH + HCl → NaOH + H2O\n\nAntes de mais nada, devemos calcular as massas molares. NaOH= 40g/mol e HCl = 36,5g/mol\n\nComo a relação estequiométrica é de um mol de NaOH para um mol de HCl, já sabemos que para cada 40g de NaOH serão necessários 36,5g de HCl para um rendimento de 100% de produto, certo?\n\nConcluímos que será necessário para esta reação 54,75 g de HCl. Como o aluno utilizou 55,5g, temos um excesso de 0,75g deste reagente. me Salva!\nEMEM\n\nARc =\n_____\n 3\n\nF = 500N\nm = 250Kg\n\n \n Todos os direitos reservados à Me Salva! 2017.\n mesalva.com