Successfully reported this slideshow.
We use your LinkedIn profile and activity data to personalize ads and to show you more relevant ads. You can change your ad preferences anytime.

"Somos Físicos" Estequiometria

890 views

Published on

Ensino Médio

Published in: Science
  • Be the first to comment

"Somos Físicos" Estequiometria

  1. 1. Definição, o que é e exemplos.
  2. 2.  Estequiometria (ou equações químicas) vem do grego stoikheion (elemento) e metriā (medida, de metron). O termo "estequiométrico" é usado com frequência em Termodinâmica para referir-se à "mistura perfeita" de um combustível e o ar.  A estequiometria baseia-se na lei da conservação das massas, na lei das proporções definidas (ou lei da composição constante) e na lei das proporções múltiplas. Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantia de um elemento A no reagente deve ser igual à quantia do mesmo elemento no produto.
  3. 3.  A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por exemplo, os dois gases diatômicos hidrogênio e oxigênio podem combinar-se para formar um líquido, água, em uma reação exotérmica.
  4. 4.  O termo "estequiometria" também é usado com frequência para as proporções molares de elementos em compostos estequiométricos. Por exemplo, a estequiometria dos átomos na molécula de água (H2O) é de dois átomos de hidrogênio para cada um de oxigênio (2:1). Em compostos estequiométricos, as proporções molares são números inteiros (e é aí que está a lei de proporções múltiplas). Compostos cujas proporções molares não são números inteiros são chamados de compostos não- estequiométricos.
  5. 5.  A estequiometria não é tão somente usada para balancear equações químicas, mas também para conversões de unidades - por exemplo, de gramas a mols, ou gramas a mililitros. Por exemplo, se temos 2,00 g de NaCl, para achar o número de mols, pode-se fazer o seguinte: 2.00gNaCl/58.44gNaClmol-¹ = 0,034 mol.  No exemplo acima, quanto escrito em forma de fração, a unidade grama cancela-se, deixando o valor convertido a mols (a unidade desejada): (2.00gNaCl/1) ( 1molNaCl/58.44gNaCl) = 0,034 mol.
  6. 6. Exemplo 1. Exemplo 2.  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.  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
  7. 7.  15 g de H2SO4, com 90% de pureza, reage com alumínio para formar Al2 (SO4)3 e H2. Qual será a massa de hidrogênio formada? Reação balanceada: 2 Al + 3 H2SO4→ Al2 (SO4)3 + 3 H2  Se a pureza do ácido sulfúrico é de 90%, então sua massa corresponde a 15 * (90/100), que é igual a 13,5 g. Na reação percebemos que 3 mols de H2SO4 (M = 98 g/mol) formam 3 mols de H2 (M = 2 g/mol), então:  294 g -------- 6g 13,5 g ---------- x x = 0,275 g de H2.
  8. 8. Exemplo 1. Exemplo 2.  Queimando 40 g de carbono puro, com rendimento de 95%, qual será a massa de dióxido de carbono obtida? Reação: C + O2 → CO2 Considerando um rendimento de 100%, temos: 12g de C --------- 44 g de CO2 40 g de C -------- x g de CO2 x = 146,66 g de CO2  Queimando 40 g de carbono puro é obtido 146,66 g de dióxido de carbono, caso o rendimento da reação seja de 100%. Mas a questão é que o rendimento é de 95%, logo: 146,66 g de CO2 --------- 100% x g de CO2 ---------- 95%  x = 139,32 g de CO2 é obtido pela queima de carbono puro, numa reação com rendimento de 95%.  Qual será a quantidade de água formada a partir de 15 g de hidrogênio, sabendo que o rendimento da reação é de 80%? Reação balanceada: 2 H2 + O2 → 2 H2O Considerando 100% de rendimento da reação: 4 g de H2 ---------- 36 g de H2O 15 g de H2 --------- x g de H2O x = 135 g de H2O  Como o rendimento da reação foi de 80%, temos: 135 g de H2O ------- 100% x g de H2O ------- 80% x = 108 g de água será formada a partir de 15 g de hidrogênio, se o rendimento da reação for de 80%.

×