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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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