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Quimica Geral 1Cencias ambientaisUnirio
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Aula 2
ESTEQUIOMETRIA
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CONTEÚDOS:
• DEFINIÇÃO DE ESTEQUIOMETRIA;• CONCEITO DE MOL;• LEIS DA ESTEQUIOMETRIA• RELAÇÕES E CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
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A ESTEQUIOMETRIA E SUAS LEIS
ESTEQUIOMETRIA → PALAVRA DERIVADA DO GREGO (Stoicheon = elemento; Metron = medida), QUE SIGNIFICA:MEDIDA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS DE UMA REAÇÃO.
DEFINIÇÃO: É o estudo das relações quantitativas (átomos, moléculas, massa, volume) entre as substâncias que participam de uma reação química.
PASSOS ADOTADOS PARA O CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO:
1 → CONHECER A EQUAÇÃO;
2 → AJUSTAR OS COEFICIENTES;
3 → ARMAR UMA REGRA DE TRÊS.
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IMPORTÂNCIA DA ESTEQUIOMETRIA
É de extrema importância no cotidiano, principalmente nas indústrias ou
laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes
a ser usada em uma reação, prevendo a quantidade de produtos que será
obtida em condições pré-estabelecidas.
EXEMPLO:
ANALOGIA COM CERTA PROPORÇÃO FIXA ENTRE PAR DE LENTES, ARMAÇÕES E NÚMERO DE ÓCULOS OBTIDOS:
10 LENTES + 5 ARMAÇÕES → 5 ÓCULOS
Na química as substâncias participam de uma reação sempre em proporções definidas.
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Mol: Unidade utilizada para quantificar átomos, moléculas e íons.
• 1 mol de átomos corresponde à massa atômica
expressa em gramas ou;
• Número igual a 6,0x1023 átomos, que,
• Se forem de um gás e estiverem nas CNTP, ocuparão
um volume de 22,4 L.
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VOLUME
MASSA
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LEIS DA ESTEQUIOMETRIA
Os postulados de Dalton baseiam-se em certas relações de peso
atômico determinadas experimentalmente.
Essas relações de peso originaram três Leis Ponderais (que
envolvem massa) denominadas de Leis das Proporções, que são:
1. Proporções Definidas (ou Lei d Proust);
2. Proporções Múltiplas (ou Lei de Dalton); e
3. Proporções Equivalentes (ou Lei de Richter).
As Leis Ponderais se fundamentam em três afirmações básicas:
•A matéria é formada por átomos (semelhantes e indivisíveis);•Os átomos de um elemento são iguais entre si;•Uma reação química seria apenas uma reorganização de átomos.
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• Lei da conservação da massa (ou Lei de Lavoisier): “Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”.
Veja o exemplo:A + B → AB 2g 5g 7g
Lei das Proporções Definidas (Lei de Proust ou Lei da composição constante).
Para formar um determinado composto os componentes se combinam em proporções de peso fixo e definido. Isto é, as massas das substâncias participantes de uma reação química são diretamente proporcionais.
Ex. Gás Hidrogênio + Gás Oxigênio Água (H2O) 2g + 16g = 18g
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Exemplo
Qual a massa de alumínio (Al) existente em 60g de sulfato de alumínio, Al2(SO4)3
Al2(SO4)3 2 x 27g (Al) + 3 x 32g (S) + 12 x 16g (O) = 342g/mol de
Al2(SO4)3
Al2(SO4)3 ________ 2 Al342 g _______ 2x 27 g
60 g _______ X (g) X = 60 x 54/342 = 9,47 g de Al
Os materiais que possuem composição variável são denominados de compostos não-estequiométricos.
Estes compostos são os óxidos de metais de transição e os sulfetos.
Nestes casos, a lei das proporções definidas é apenas uma aproximação. Apesar das suas limitações, a idéia das proporções definidas tem sido útil.
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Leis das Proporções Múltiplas (Lei de Dalton)
• Baseia-se na relação entre os elementos que formam um composto químico.
• Dois elementos se combinam para formar vários compostos diferentes, mas um dos elementos do composto mantem peso constante, o peso do(s) outro(s) elemento(s) varia(m).
Exemplo: Óxido de Nitrogênio:
a) N2O NO O peso do Oxigênio é constante, mas o do Nitrogênio varia
b) NO2 NO3 O peso do Nitrogênio é constante, mas o do Oxigênio varia
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Exemplo:
O nitrogênio forma com o oxigênio um óxido, contendo 53% de oxigênio . Poderá existir outro óxido de nitrogênio contendo 69,40% de oxigênio?
Resposta: Os óxidos são compostos binários (NO), onde:
Primeiro óxido: %N= 100-53,10 = 46,90% NSegundo óxido: %N= 100-69,40 = 30,60% N
Primeiro óxido: N= 46,90/53,10= 0,88 e O= 53,10/53,10 = 1Segundo óxido: N= 30,60/69,40= 0,44 e O= 69,40/69,40 = 1
Logo, a proporção do Nitrogênio no primeiro óxido é diferente do segundo: 0,88: 0,44 2:1 N2O NO
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Leis da Equivalência (Lei de Richter)
“Numa reação química os elementos se substituem segundo seus pesos equivalentes”. O mesmo ocorre com os composto químicos.
• Quando dois elementos se combinam, ou se substituem (isto é feito em relação aos seus pesos de combinação, e não em relação aos pesos atômicos);
• Quando os pesos de combinação (múltiplos ou submúltiplos deles) se equivalem entre si, são denominados de pesos equivalentes;
• Peso equivalente de um elemento só combina, desloca ou substitui o peso equivalente do outro elemento.
Exemplo: Qual o peso equivalente do oxigênio na água (H2O)?
Peso equivalente (Eq) Oxigenio na H2O :
Eq. Oxigênio/H2O = Peso atômico Oxigênio / Valência Oxigênio
Eq Oxigênio/H2O = 16/2 = 8
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Para efetuarmos o cálculo estequiométrico, vamos obedecer à seguinte seqüência:
a) Escrever a equação envolvida;
b) Acertar os coeficientes da equação (ou equações); Obs: Uma equação química só estará corretamente
escrita após o acerto dos coeficientes, que apresenta significado quantitativo.
c) Relacionar os coeficientes com mols (Teremos assim uma proporção inicial em mols);
d) Estabelecer entre o dado e a pergunta do problema uma regra de três (Esta regra de três deve obedecer aos coeficientes da equação química, a partir da proporção em mols, em função da massa, em volume, número de moléculas, entre outros), conforme dados do problema.
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Existem basicamente 10 formas diferentes de se utilizar o cálculoestequiométrico (elas são utilizadas conforme são requeridas). São elas:
• Relações Molares (Mol-Mol);
• Relações Mol-Massa;
• Relações Massa-Massa;
• Relações Massa-Volume;
• Relações entre o N de moléculas (átomos) e massa, quantidades em mols ou volume;
• Problemas envolvendo mais de uma reação;
• Problemas envolvendo a Lei de Gay-Lussac;
• Problemas envolvendo reagentes em excesso ou reagentes limitantes;
• Sistemas com reagentes impuros;
• Sistemas envolvendo rendimento de reações.
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RESOLVAM EM SALA!
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Resposta
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