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"Somos Físicos" Estequiometria

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Ensino Médio

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"Somos Físicos" Estequiometria

  1. 1. Estequiometria Nome: Emilyn Pereira de Lima Nº: 11 Serie: 1º C Professora : Vânia Data: 15/10/2016 Disciplina: Química
  2. 2. Estequiometria • Cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes. • Utilizamos o cálculo estequiométrico quando desejamos descobrir a quantidade de determinadas substâncias envolvidas numa reação química, reagentes e/ou produtos. • Antes de começar a resolução dos cálculos, devemos seguir alguns passos, como: ➢ Escrever a equação química; ➢ Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos; ➢ Estabelecer as proporções das grandezas envolvidas no problema.
  3. 3. Exemplo I Qual será a massa, em gramas, de água produzida a partir de 8 g de gás hidrogênio? • 1° Escrever a reação: H2 + O2 → H2O • 2° Balancear a equação: 2 H2 + O2→ 2 H2O • 3° Estabelecer as proporções 2 H2 + O2→ 2 H2O 4 g ---- 32 g 8 g ---- x g x = 64 g 2 H2 + O2→ 2 H2O 8 g+ 64 g = 72 g Logo, a quantidade de água produzida será de 72 g.
  4. 4. Exemplo II 7 mols de álcool etílico (C2H6O) reagem com O2 e entram em combustão. Quantas moléculas de O2 serão consumidas nesta reação? • 1° escrever a reação: C2H6O + O2 → CO2 + H2O • 2° balancear a equação: 1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O • 3° Estabelecer as proporções: 1 mol de C2H6O -------- 3 mols de O2(g) 7 mols de C2H6O -------- x x = 21 mols de O2 • Sabemos que em 1 mol de moléculas há 6,02 * 1023 moléculas, então: 1 mol -------- 6,02 * 1023 21 mols ------ x x = 1,26 * 1025 1,26 * 1025 moléculas de O2 são consumidas na reação
  5. 5. Prática em laboratório • Objetivo: verificar a reação envolvida na efervescência de um comprimido antiácido em água e calcular o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO3) a partir da massa de dióxido de carbono (CO2) produzido na efervescência. • Materiais e reagentes: 1 comprimido antiácido efervescente; Um copinho descartável de tomar café; Água; Balança simples. • Procedimento Experimental: 1º) Coloca-se água até a metade do copinho descartável; 2º) Pesa-se na balança o copo com água e também o comprimido antiácido ainda na embalagem; 3º) Anota-se essa massa, que será considerada a massa inicial (m1); 4°) Coloca-se o comprimido na água, tomando o máximo cuidado para não haver perda de material (para isso, é bom tampar a boca do copo descartável com a embalagem do comprimido); 5º) Pesa-se novamente o conjunto; 6º) Anota-se a massa final (m2)
  6. 6. Prática em Laboratório • Resultados: O primeiro passo para resolver os problemas estequiométricos é escrever a equação que descreve a reação que ocorreu. No caso do comprimido antiácido, a efervescência é resultado da reação do bicarbonato de sódio (NaHCO3) com algum ácido contido no comprimido, geralmente o ácido cítrico (H3C6H5O7). Assim, ocorre a liberação do dióxido de carbono (CO2) produzido nessa reação. Forma-se também o dihidrogenocitrato de sódio (NaH2C6H5O7): • NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → NaH2C6H5O7(aq) + H2O(l) + CO2(g) • Com a reação em mãos e os dados obtidos no experimento, pode-se descobrir a quantidade de massa do dióxido de carbono (CO2) que se desprendeu por diminuir a massa inicial pela final: • m (CO2) = m1 - m2 • Com a massa de dióxido de carbono (CO2) produzido na efervescência, e com as massas molares (M) de NaHCO3 e de CO2 em mãos, é possível atingir o principal objetivo desse trabalho, que é calcular o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO3) presente no comprimido. Para tal é só fazer uma regra de três simples, conforme mostrada abaixo: • M (NaHCO3) -------- M (CO2) • M (NaHCO3) -------- m (CO2) • De onde resulta a massa do bicarbonato: • m (NaHCO3) = m(CO2). M (NaHCO3) • M (CO2).

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