Estequiometria

1. Estequiometria Analisando as reações químicas Por: Renan R. Martines e Luiggi D. Priolli

2. Sumário • Equações Químicas • Tipos de Reações • Massa Atômica e Molecular • O Mol • Fórmula Mínima • Informações Quantitativas – Balanceamento • Reagentes Limitantes

3. Equações Químicas Genericamente: Reagente + Reagente  Produto • Reagente: Se encontra à esquerda na equação e é a matéria-prima da reação química. • Produto: Resultado da reação. Se encontra à direita na equação. Ex.: H2 + ½ O2 H2O

4. Equações Químicas Lei da Conservação das Massas: “A massa dos produtos deve ser igual à massa dos reagentes.” Portando, o número de átomos de um elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação, o que a torna balanceada ou equilibrada. Ex.: Combustão do metano: CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O coeficiente = quantidade

5. Tipos de Reações Iremos analisar 3 tipos simples de reações: • Combinação: Quando há combinação de reagentes para formar produtos. Ex.: Na + H2O  NaOH + ½ H2 • Decomposição: Quando o reagente se decompõe formando produtos. Ex.: H2CO3 H2O + CO2

6. Tipos de Reações • Combustão: São reações rápidas que produzem chama. A maioria das reações envolvem o O2 do ar como reagente. Decomposição da azida de sódio NaN3(s) Combustão envolvendo o O2 como reagente

7. Massa Atômica e Molecular Primeiramente, para determinarmos a massa molecular, precisamos estipular uma medida unitária de massa atômica. A unidade de massa foi definida tomando como base a massa do isótopo de carbono em maior número. No caso, 12 u (unidade de massa de átomo). Portanto, massa atômica define-se como sendo 1/12 da massa do ¹²C.

8. Massa Atômica e Molecular Portanto, a massa molecular pode ser determinada pela soma das massas atômicas dos átomos pertencentes à molécula. Ex.: MM de H2SO4 = 2(MA H) + (MA S) + 4(MA O) MM de H2SO4 = 2  1 + 32 + 4  16 MM de H2SO4 = 98 u

9. O Mol - Um mol contém tantos objetos (átomos, moléculas, íons ou o que considerarmos) quanto o número de átomos em exatamente 12 g de ¹²C isotopicamente puro. Esse número é cientificamente determinado, dando 6,0221421  10²³ unidades/mol e é chamado de Constante de Avogadro.

10. Fórmula Mínima A fórmula mínima de uma substância indica o número relativo de átomos de cada elemento que ela contém. Ex.: A fórmula da água (H2O) indica que existem dois átomos de H para um de O.

11. Fórmula Mínima Isso pode ser expresso também em mols. Assim, 1 mol de H2O possui 2 mols de H para 1 mol de O. Porcentagem em massa dos elementos Fórmula mínima Supor 100g de amostra Calcular razão molar Gramas de cada elemento Use massas atômicas Mols de cada elemento

12. Informações Quantitativas • Os coeficientes de uma equação balanceada nos mostram as relações estequiométricas entre os componentes dessa reação. • Com essa equivalência estequiométrica podemos deduzir a quantidade do produto através do reagente. Ex.: 2 mols de H2 1 mol de O2 2 mols de H2O

13. Informações Quantitativas Dados: Encontrar: Gramas da substância A Gramas da substância B Utilize massa molar de A Utilize massa molar de B Use os coeficientes de A e B a partir da equação balanceada Quantidade de matéria da substância A Quantidade de matéria da substância B

14. Reagentes Limitantes Suponhamos que queremos fazer sanduíches tendo 7 fatias de queijo e 10 de pão. Usaremos 2 fatias de pão e 1 de queijo para cada sanduíche. Sendo o pão representado por Pa e queijo por Qu: 2 Pa + Qu  Pa2Q 10 7 5 2x x x  x = 5

15. Reagentes Limitantes Desta forma, temos que Qu está em excesso em razão da quantidade de Pa. Por esse motivo podemos concluir que Pa é o reagente limitante da equação. Isso também ocorre com as reações químicas, pois quando um reagente é consumido totalmente a reação pára.

16. Referências • Química – Ciência Geral – 9ª edição • Imagens em sites de busca