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Química Geral                                     Estequiometria                                Prof.: Sandro J. Greco



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Sandrogreco Aula 1 Estequimetria Quim. Geral

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  1. 1. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco Método Científico 1 mol de objetos contém um determinado número de objetos igual ao número de átomos que existe em precisamente 12g de carbono-12. O caminho indireto – baseado na massa de um átomo Primeiro passo – Coletar dados a partir de pequenas No de átomos de C12 = 12g = 6,0221 x 1023 amostras representativas do material a ser estudado; 1,9926 x 10-23g Segundo passo – Observar padrões nos dados obtidos e a partir daí descrevê-los formalmente como uma lei científica; Terceiro passo – Desenvolver hipóteses (intuição, 32g de enxofre, 201g de imaginação e criatividade), que são possíveis explicações mercúrio, 207g de chumbo, 64g de cobre e 12g de das leis, ou das observações; carbono Quarto passo – Planejar outros experimentos, que são testes cuidadosamente controlados para verificar a sua validade; Quinto passo – Formular uma teoria, caso os resultados dos experimentos estejam de acordo com a hipótese; Mol = número de átomos de uma amostra = 6,0221 x 1023 átomos do elemento Teoria = Explicação formal da Lei
  2. 2. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco A massa molar Massa de amostra = quantidade x massa molar 1 mol = quantidade de substância = n m (g) = n (mol) x M (g.mol-1) Constante de Avogadro A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos; a massa molar de um composto molecular é a O No de objetos por mol massa por mol de suas moléculas e a massa molar de um 6,0221 x 1023 mol-1 composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas unitárias. A constante de Avogadro é usada na conversão entre a quantidade M = mátomo x NA química (no de mols) e o no de átomos íons ou moléculas: N = n x NA Peso atômico Peso molecular/Peso fórmula O valor numérico da O valor numérico da massa As quantidades de átomos, íons ou moléculas de uma massa molar de um molar de um composto amostra são expressas em mols e a constante de Avogadro elemento molecular/iônico (NA) é usada para a conversão entre o número de partículas e o número de mols. A massa molar é importante quando queremos saber o no de átomos de uma amostra.
  3. 3. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco B. Predição massa a massa A estequiometria das reações químicas é a interpretação Em um cálculo massa a massa, converta a massa fornecida quantitativa delas, onde o coeficiente estequiométrico de em quantidade de mols, aplique o fator de conversão mol a uma reação química informa a quantidade relativa mol para obter a quantidade desejada e, por fim, converta a (número de mols) de uma substância que reage ou é quantidade de mols em massa. produzida. N2 (g) + 3H2(g) → 2 NH3 (g) 1mol de N2 ≅ 3 mols de H2 1mol de N2 ≅ 2 mols de H2 Sinal de equivalência química A. Predição mol a mol C. Análise volumétrica A eq. Química balanceada de uma reação é usada para estabelecer a razão molar, que é o fator usado para converter A análise volumétrica é uma das técnicas mais comuns de a quantidade de uma substância na quantidade de outra. determinação da concentração de um soluto. Para tal é utilizado a titulação.
  4. 4. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco Análise Volumétrica - Titulação A relação estequiométrica entre as espécies de analito e titulante, juntamente com a molaridade do titulante , é usada nas titulações para determinar a molaridade do analito. D. Reagentes Limitantes O reagente limitante de uma reação é o reagente que está em quantidade menor do que o necessário, segundo a relação estequiométrica entre os reagentes. N2 (g) + 3H2(g) → 2 NH3 (g) Se ... N2 (g) + 2H2(g) → 2 NH3 (g) Reagente limitante O reagente limitante é o que determina o rendimento máximo do produto de uma reação.
  5. 5. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco Como identificar o reagente limitante? Método 2 – Uma alternativa é calcular o rendimento molar teórico de um dos produtos para cada reagente Método 1 – Usa-se a razão molar obtida da equação separadamente . Este método é mais eficaz quando há química para determinar se existe quantidade suficiente mais de dois reagentes. O reagente que produzir a menor para a reação de qualquer reagente com os demais. quantidade de produto é o reagente limitante. CaC2(s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (aq.) + C2H2 (g) 1mol de CaC2 ≅ 2 mols de H2O Etapa 1: Converta a massa de cada reagente em mols; se necessário, usando as massas molares das substâncias; Etapa 2: Selecione um dos produtos. Para cada reagente, Etapa 1: Calcule a quantidade de cada reagente em mols, calcule quantos mols de produto ele irá formar; convertendo as massas em quantidades. Use as massas Etapa 3: O reagente que produzir menos produtos é o molares; reagente limitante. Etapa 2: Escolha um dos reagentes e use a relação Rendimento percentual estequiométrica para calcular a quantidade teórica do segundo reagente, necessária para que a reação com o primeiro se complete; Rend. % = Rendimento real x 100 Etapa 3: Se a quantidade real do segundo reagente é maior Rendimento teórico do que a quantidade necessária (valor calculado na etapa 2), então o segundo reagente está em excesso. O contrário é verdadeiro.
  6. 6. Química Geral Estequiometria Prof.: Sandro J. Greco E. Análise por combustão Fórmula Empírica A fórmula empírica de um composto é determinada a Em uma por combustão, as quantidades de átomos C, H, O partir da composição percentual da massa e da massa na amostra de um composto e, portanto, sua fórmula molar dos elementos presentes. empírica, são determinadas a partir das massas de dióxido de carbono e água produzidas quando o composto queima sob excesso de oxigênio. Caso seja necessário, multiplicar cada número da fórmula empírica por um fator de correção para transformá-los em números inteiros 1 mol de C na amostra ≅ 1 mol CO2 como produto Fórmula Molecular 2 mols de H na amostra ≅ 1 mol H2O como produto A fórmula molecular de um composto é obtida A composição percentual da massa é obtida pelo cálculo determinando-se quantas fórmulas empíricas unitárias são da fração devida a cada elemento presente na massa total necessárias para atingir a massa molar medida do de um composto. O resultado é expresso em percentual. composto.
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