29/7/2013 1 Estequiometria e soluções João Paulo de Mesquita 1 Fundamentos de química Objetivos • Aprendam a balancear e realizar cálculos estequiométricos usando equações balanceadas • Compreender o significado de reagente limitante. • Compreender os princípios básicos da formação de uma solução • Reconhecer e escrever equações químicas para os tipos mais comuns de reações em solução aquosa • Como expressar de diferentes maneiras as concentrações das soluções. • Utilizar a estequiometria na quantificação de um solução com concentração desconhecida utilizando titulação. 2 Problema 3 Suponha que uma indústria tenha um resíduo de 5000 L de uma solução de H 2 SO 4 5% (m/v) que deverá ser neutralizado por uma solução de NaOH (10 mol/L)
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Transcript
29/7/2013
1
Estequiometria e soluções
João Paulo de Mesquita
1
Fundamentos de química
Objetivos
• Aprendam a balancear e realizar cálculos estequiométricos
usando equações balanceadas
• Compreender o significado de reagente limitante.
• Compreender os princípios básicos da formação de uma
solução
• Reconhecer e escrever equações químicas para os tipos mais
comuns de reações em solução aquosa
• Como expressar de diferentes maneiras as concentrações das
soluções.
• Utilizar a estequiometria na quantificação de um solução com
concentração desconhecida utilizando titulação.
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Problema
3
Suponha que uma indústria tenha um resíduo de 5000 L de
uma solução de H2SO4 5% (m/v) que deverá ser
neutralizado por uma solução de NaOH (10 mol/L)
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Equações e fórmulas
• Consideremos a reação mostrada abaixo:
Reagentes Produtos
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
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Equação química
Informação qualitativas (reagentes,
produtos e estado físico)
Informação quantitativas → equação
balanceada
Balanceamento de equações
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O que é uma equação balanceada ou
quando uma equação química
encontra-se balanceada?
Lei da conservação das massas de
Lavoisier
Exemplo: consideremos a combustão
ou queima do metano.
Como balancear equações químicas?
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Balancear a equação Tentativas
C4H10 + O2 → CO2 + H2O
Consideremos o exemplo da combustão de um composto orgânico.
Notas:
1- Muito importante escrever as fórmulas corretas
2- Proibido alterar os subscritos das substâncias → altera a identidade
3- Uma boa dica é sempre começar o balanceamento com a fórmula que
apresenta o maior numero de átomos ou maior numero de elementos
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Estequiometria
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Uma vez balanceada, a equação química fornece uma relação
quantitativa entre reagentes e produtos
2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O
Essa relação entre produtos e reagentes em uma equação balanceada,
que tem como base a Lei de conservação das massas, é denominada
estequiometria.
Prever a quantidade de produtos formados em uma reação
Prever a quantidade de reagentes necessários para a preparação de uma
determinada quantidade de produto.
Estequiometria
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A amônia (NH3) é produzida industrialmente por meio da
reação entre nitrogênio e hidrogênio gasoso. Com base nesta
reação responda:
a) Quantos mols de moléculas de NH3 podem ser
produzidos a partir de 0,200 mols de moléculas de N2?
b) E a partir de 0,800 mols de H2?
c) Quantos gramas podem ser produzidos a partir 15,0
mols de H2?
Nota: considere que em todos os casos há quantidade suficiente do outro
reagente para reagir.
Exercício
Reagentes limitantes
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Na equação abaixo:
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)
Razão estequiométrica: 3:1 de mols de H2 / mols de N2
O que acontece se uma quantidade adicional de N2 ou H2 forem adicionados
no sistema?
O reagente em menor quantidade estequiométrica irá limitar a quantidade de produto
formado?
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Reagentes limitantes
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A amônia (NH3) é produzida industrialmente por meio da
reação entre nitrogênio e hidrogênio gasoso. Com base nesta
reação responda:
a) Quantos mols de moléculas de NH3 podem ser
produzidos a partir da reação entre 15,0 mols de moléculas de
N2 e 9 mols de moléculas de H2?
Exercício
Rendimento teórico e experimental
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Toda a discussão foi realizada considerando que numa reação química,
todos os reagentes são 100% consumidos formando a quantidade máxima
de produtos previsto pela estequiometria da reação.
Rendimento teórico.
Na prática.....
O rendimento real é sempre menor
Devido a perdas durante o isolamento, purificação, por exemplo.
Rendimento percentual
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Dessa forma, com o objetivo de fornecer informações para outros
químicos, a respeito de determinada reação o rendimento real ou
experimental é expresso na forma percentual
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Estequiometria
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Uma aplicação importante da estequiometria é a determinação elementar
de um composto a parir de fórmulas moleculares ou empíricas e vice-versa.
Formula molecular: enquanto a fórmula molecular fornece a quantidade
exata de átomos formam um substancia
Formula empírica: a fórmula empírica fornece somente o numero relativo
de átomos de diferentes elementos num composto.
Aplicações da estequiometria
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Exercício
Quando 1,125g de um hidrocarboneto líquido, CxHy, foi queimado em um
sistema como mostrado na Figura abaixo e foram produzidos 3,447g de CO2
e 1,647g de H2O. Em um experimento separado, a massa molar do composto
foi determinada como sendo 86,2g/mol. Determine a fórmula empírica e
molecular para o hidrocarboneto desconhecido.
Figura 1. aparato experimental utilizado para determinação da quantidade de CO2 e água
provenientes da combustão completa de um hidrocarboneto.
É uma mistura homogênea de
duas ou mais substâncias
Soluções
Pode possuir composição variável (quantidade e substâncias)
Os solutos podem ser moleculares ou iônicos e não sedimentam com o tempo
Pode ou não apresentar cor.
Uma solução tem a mesma
composição química, mesmas
propriedades físico-químicas em
todas as suas partes
15 Podem ser preparadas em diferentes estados físicos
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Soluções
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Soluções
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Mistura heterogênea de dois componentes
Mistura homogênea de dois componentes
Curvas de aquecimento
Soluções aquosas
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Até o momento, toda as reações discutidas os reagentes e produtos
encontravam-se no estado sólido e gasoso.
Laboratório
A maioria das reações é feita em solução
Solução = Solvente Soluto +
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O processo de dissolução
Reordenação das forças intermoleculares e das ligações químicas
O que acontece quando uma solução é formada?
Quebra das ligações ou de interações soluto-soluto
Rompimento das interações solvente-solvente
Formação das interações soluto-solvente
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O processo de dissolução
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Exemplo: Dissolução do NaCl em água
NaCl = sólido formado
por ligações iônicas
Água = líquido
formado ligações de
hidrogênio
Solvatação pelas moléculas de água
Interagem com os íons através de forças íon-dipolo
Dissociação do NaCl em Na+ e Cl-
Fatores que afetam as soluções Efeito da pressão
Efeito considerável em soluções que contém algum gás.
Talvez a reação mais familiar seja a reação ácido-base.
Sendo que, solução aquosa os ácidos reagem com bases para produzir sal e água.
Soluções salinas
• Água mineral
– Concentrações variadas (10mg/L de NaCl)
• Soro fisiológico
– Concentração de NaCl = 0,9% (m/v)
• Água do mar
– Concentração de NaCl aproximada de 3g/L
• Laboratório
– Geralmente preparamos soluções (1 mol/L)
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- mol/L
- gramas por litro (g.L-1)
-porcentagem (%):
-Massa/volume de solução (g.100mL-1);
- massa/massa de solução (g.100 g-1);
-volume por volume de solução (mL.100mL-1)
-partes por milhão (ppm), p.ex: mg.L-1
- partes por bilhão (ppb), p. ex: µg.L-1
Expressões de concentração
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A titulação é um procedimento analítico onde deseja-se determinar a concentração de uma solução desconhecida por uma solução conhecida
Estequiometria em soluções
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Titulação
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Uma amostra de 1,034g de ácido oxálico (MM=90,04) impuro foi dissolvida em água e um indicador ácido-base foi adicionado. A amostra consumiu 34,47mL de uma solução de NaOH (0,485 mol/l) para alcançar o ponto de equivalência. Qual a massa de ácido oxálico e qual seu percentual em massa na amostra?
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Nosso problema inicial
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Resolver o exercicio.
Suponha que uma indústria tenha um resíduo de 5000 L de
uma solução de H2SO4 5% (m/v) que deverá ser
neutralizado por uma solução de NaOH (30 mol/L)
Exercício proposto
• Determine a a massa molar de um ácido orgânico HA através
de titulação.
• Nesta titulação 1,056g de HA foram dissolvidos em 50ml de
água e titulado com uma solução de NaOH padronizado com
concentração de 0,256 mol/L. Desta solução foram gastos
33,78mL.
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Referências bibliográficas
• BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. - Química, A
Ciência Central, 9ª Edição; São Paulo : Pearson Prentice Hall,
2005.
• RUSSEL, Jonh B. “Química Geral”, Vol. 1; Caps. 11 e 12
• ATKINS, P. e JONES, L. “Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente
• Kotz, J. C.; et al. Química geral e reações químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2010.
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OBRIGADO PELA ATENÇÃO E
PACIÊNCIA
FIM
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Titulações • O que temos?
– O volume de NaOH. Sabemos a concentração em quantidade de matéria do NaOH, então, podemos calcular a quantidade de matéria de NaOH.
• Qual o próximo passo? – Sabemos também que HCl + NaOH NaCl + H2O. Portanto, sabemos a
quantidade de matéria de HCl. • Podemos finalizar?
– Sabendo a quantidade de matéria (HCl) e o volume de HCl (acima de 20,0 mL), podemos calcular a concentração em quantidade de matéria.