Experimento: Conceito de reagente limitante

Abaixo mais um vídeo em espanhol para 'ustedes'! O vídeo mostra um experimento que introduz o conceito de reagente em falta (ou reagente limitante) e o de reagente em excesso. Assunto de uma de nossas postagens da série casos especiais de estequiometria. Bom proveito!

Clique abaixo para ir ao vídeo!

Casos particulares de cálculo estequiométrico (Parte V): Quando há participação do ar nas reações químicas

Começaremos falando um pouco sobre o ar contido na atmosfera terrestre, e sua influência sobre a reações químicas. O ar seco e puro é uma mistura gasosa que contém 78,02% de N, 20,99% de O e 0,94% de Ar (Argônio), (além de porcentagens mínimas de outros gases nobres); O ar comum contém ainda umidade (vapor de água) e várias impurezas (monóxido, dióxido de carbono e etc). Para efeito de cálculo, costuma-se considerar que o ar tem aproximadamente 20% de O2 80% de N2 (juntamente com os outros gases) em volume.

      Note que a proporção 20% de O2 : 80% de N2 : 100% de ar pode ser simplificada para 1 : 4 : 5, o que facilita extraordinariamente muitos problemas de cálculos estequiométrico, como podemos perceber pelas considerações feitas à seguir. Dos componentes do ar, somente o oxigênio costuma participar das reações, provocando combustões (queima), ustulações (oxidação de sulfetos metálicos e outras oxidações em geral ).

Ustulação (oxidação de sulfetos metálicos)

                                                                   

Combustão(queima)

       
O nitrogênio (e muito menos os gases nobres), não reage, a não ser em casos muito especiais;
Daí o motivo do nitrogênio ser chamado de "gás inerte".

Observação: Apesar do Nitrogênio não reagir, ele "ocupa volume" tanto no ar que reage quanto nos gases finais que são produzidos na reação...

Resolução de exercícios:

Outros casos particulares no Blog:

Caso I: Reações consecutivas
Caso II: Rendimento de uma reação
Caso III: Quantidade de dois ou mais reagentes
Caso IV: Impurezas do reagente

Referências:

Ricardo  Feltre, Química Geral Vol.1.

Casos particulares de Estequiometria (Parte IV): Quando os reagentes são substancias impuras

Até o momento vinhamos trabalhando com substâncias puras (100%) , que têm custo mais elevado porque são dificilmente encontradas na natureza ou porque passaram por um tratamento de remoção das impurezas. Na prática substâncias desse nível são utilizadas na produção de medicamentos ou em análises químicas muito especiais. É muito comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, pois, como de certa forma já falado antes, são mais baratos e porque já são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios).


Exemplos de casos de substâncias impuras:

Calcário(CaO) com cristais de pirita (FeS2,
 também conhecido como ouro dos tolos)

Ouro (Au) encontrado na natureza.

Calcita (CaCO3) com impurezas

Casos Particulares de estequiometria (Parte III): Quando são dadas as quantidades de dois (ou mais) reagentes

Caracterizada por ter reagente em excesso e reagente limitante, mas "O que ser reagente em excesso e reagente limitante?".

Analisando a imagem percebesse que a mulher está usando uma calça de número maior que deveria está usando, no caso o "reagente limitante" seria a mulher e o "reagente em excesso" a calça.

Um reagente em excesso, expressa a sua quantidade no problema em questão, pois quando um reagente não está em excesso, aparece apenas a quantidade de um e também a quantidade do outro a ser calculado. Caso o reagente limitante seja a base do cálculo estequiométrico devemos determinar primeiramente o reagente que está em excesso.



Por exemplo:

Na reação:

Se adicionarmos 3g de Hidrogênio e 30g de Oxigênio obteremos a seguinte massa:



Vejamos a resolução:





Essa reação resulta na sobra de 30g – 24g = 6g de O2 em excesso sem reagir, isso ocorre, pois, há no recipiente 30g de O2.







Reagente em excesso é o Oxigênio:

E Reagente limitante é o Hidrogênio

Outros casos particulares no blog:

Caso I: Reações consecutivas
Caso II: Rendimento de uma reação
Caso IV: Impurezas do reagente
Caso V: Participação do ar nas reações


Referências:

http://www.colegioweb.com.br
Fotos da Internet.

Espero ter ajudado a você que visitou o blog Química Rocheda!

Casos particulares de estequiometria (Parte II): Rendimento

Quando o rendimento da reação não é o total


É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a esperada pela equação química correspondente. Quando isso acontece dizemos que o rendimento da reação não foi total ou completo. Esse fato pode ocorrer ou porque a reação é "incompleta" (reação reversível) ou porque ocorrem "perdas" durante a reação.


Para esse tipo de cálculo estequiométrico é importante a seguinte definição:


Rendimento (r) de uma reação é o quociente (q) de produto realmente obtida e a quantidade (q’) de produto que seria teoricamente obtida pela equação química correspondente.

Ou seja: r = q/q’


Note que:

O valor (r) multiplicado por 100 nos fornece o chamado rendimento percentual;


Da expressão acima tiramos q = q’ . r , que nos fornece a quantidade (q) de substância que será realmente obtida, a qual entrará na regra de três usual.


Exemplo:

Queimando-se 30 gramas de carbono puro, com rendimento de 90%, qual a massa de dióxido de carbono obtida?


Resolução:

Se o rendimento percentual é 90%, o rendimento propriamente dito será igual a 90/100 = 0,90. Temos então:

C + O2 ⇒ CO2


12 g ⇒ 44 . 0,9 g


30 g ⇒ x

Onde resulta: x = 30 . 44 . 0,9/12 => x = 99 g CO2



Outros casos particulares no blog:


Caso I: Reações consecutivas
Caso III: Quantidade de dois ou mais reagentes
Caso IV: Impurezas do reagente
Caso V: Participação do ar nas reações



Espero que tenham gostado, bons estudos!

Casos Particulares de Estequiometria (Parte I): Reações Consecutivas

Casos Particulares de Estequiometria

Ai pessoal que visita o nosso humilde blog, continuaremos agora com cálculo estequiométrico falando dos casos particulares, abaixo está o primeiro caso: Quando ocorrem reações consecutivas.



Exemplo 1 - Ácido Sulfúrico ( H2SO4 )
Exemplo: Qual a massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 8 toneladas de enxofre?

Dados: S = 32g/mol e H2SO4 = 98g/mol

1º) Observe quantas reações químicas são necessárias para se obter ácido sulfúrico a partir do enxofre:


S + O2 => SO2
SO2 + ½O2 => SO3
SO3 + H2O => H2SO4
Reação Global: S + 1½O2 + H2O => H2SO4

2º) Faça os cálculos a partir da reação global.

Enxofre em pó (S) 

S + ½O2 + H2O => H2SO4

mol 32                          98
massa 8                           X

A massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 8 toneladas de enxofre é = 24,5 Toneladas.

Pode até parecer água...Mas isso é Ácido Sulfúrico...Não mexa com isso se não for altamente treinado como nós! Esse troço queima!!!

Exemplo 2 - Ácido Nítrico ( HNO3 )
O ácido nítrico surge a partir e algumas reações observem a equação dessas reações.

1) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
2) 2NO + O2 → 2NO2
3) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

Agora, para calcular a massa da amônia é preciso para que ocorra a preparação de 6,3 gramas de ácido nítrico.
Dados:
Massas molares em g/mol:
NH3: 17
HNO3: 63
NO2: 46
NO: 30

Vejamos a resolução:

NH3, está presente na reação 1).
HNO3, está presente na reação 3).
NO, participa das reações 1) e 2).
NO2, está presente nas reações 2) e 3).

Efetuando a multiplicação da equação 2) por 2, e a equação 3) por 4/3, obteremos:

1) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
2) 4NO + 2O2 → 4NO2
3) 4NO2 + 4/3H2O → 8/3HNO3 + 4/3NO

É possível conseguir 8/3 mols de HNO3, a partir de 4 mols NH3.
Vejamos:

                          

Resolução do problema sem executar o balanceamento da equação:

- Cálculo da quantidade de NO2 que será preciso para adquirir 6,3g de HNO3.

- Cálculo da quantidade de NO que será preciso para adquirir 6,9g de NO2.




Cálculo da quantidade de NH3 que será preciso para adquirir 4,5g de NO.


     Abaixo está uma "importante" função do Ácido Nítrico:

Fabricação de Explosivos...BUM!!!! hehehehe...(Não façam isso em casa)...Nãããããããããoooo....eles fizeram...droga! 

Bem pessoal...terminamos aqui com o primeiro dos casos "especiais" de cálculo estequiométrico, saiba que no nosso blog também existem os outros casos, postados pelos meus coleguinhas rochedos e também outras formas de aprendizagem que podem lhe ajudar no momento da questão...e saiba também que o real aprendizado deste assunto vem com muita prática (resolução de exercícios)...então... muito obrigado por visitar nosso blog...

Outros casos particulares por aqui:


Caso II: Rendimento de uma reação
Caso III: Quantidade de dois ou mais reagentes
Caso IV: Impurezas do reagente
Caso V: Participação do ar nas reações

And For Those About To Chemistry (We Salute You!)...Yeah!!!...

Experiências com Estequiometria

 Os dois vídeos abaixo mostram o trabalho sério de químicos em laboratório fazendo experimentos que envolvem estequiometria. No primeiro exemplo o trabalho é para determinar a fórmula molecular de um composto, já o segundo vídeo é para mostrar como se determina a massa atômica de um metal. O áudio está em espanhol, mas dá para nós que falamos português entender a aplicação dos cálculos estequiométricos, observar como são feitos os procedimentos corretamente e ficar com aquela vontadezinha de mexer nos equipamentos caros da faculdade.

Os vídeos foram muito bem desenvolvidos por alunos de Licenciatura em química da Universidad Complutense de Madrid em 2010.

Determinando a fórmula molecular de um composto.

Determinando a massa atômica de um metal.

Bom dia, boa tarde ou boa noite dependendo do horário em que estiver lendo este post.

Fiquem com Deus!

Cálculo de volume estequiométrico

E ai galera que visita o nosso humilde blog, segue abaixo um pequeno vídeo esclarecendo um pouco sobre um assunto que pode lhes confundir nessa área de estequiometria : As CNTPs. Assista o vídeo com atenção e com certeza você poderá até ensinar outras pessoas depois...O vídeo foi desenvolvido pelo Centro de Apoio.com e é apresentado pela linda Professora Tarcilla Passos...Yeah! Bom Estudo!

Cálculo Estequiométrico

O cálculo estequiométrico, apesar de temido por muitos vestibulandos, deixa de ser um problema se os seguintes passos forem seguidos:

1.° passo – Montar e balancear a equação química.

2.° passo – Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada).

3.° passo – Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n.° de moléculas etc).

4.° passo – Efetuar a regra de três com os dados do exercício.

Equações químicas

As reações que os elementos têm entre si para formar um composto são representadas por equações químicas. Exemplo da reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água:



As substâncias no lado esquerdo são chamadas reagentes e, no lado direito, produtos. Os números antes dos símbolos (omitido se for 1) indicam a quantidade de moléculas. Os símbolos entre parênteses indicam o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso e (aq) solução aquosa (muitas substâncias só reagem em solução aquosa). Lembrar que a equação química indica a possibilidade de uma reação. Isto significa que a reação nem sempre ocorrerá com o simples contato físico das substâncias. Algumas precisam de aquecimento, outras,de meio aquoso, outras,de ignição (é o caso do exemplo),etc.

Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo número de átomos em ambos os lados da equação. No exemplo dado, esta condição está satisfeita. O balanceamento significa a necessária igualdade de massas entre os dois lados da equação uma vez que não pode haver perda ou ganho de massa.

Massa atômica, massa molecular

Em química, no lugar das unidades convencionais, a massa de um átomo é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo ¹²C (carbono 12). Na unidade comum, corresponde a 1,6605402 x 10-²⁷ kg . Pelo fato de o carbono 12 possuir 6 prótons e 6 nêutrons, concluímos que a unidade de massa atômica é, aproximadamente, a massa de um próton ou de um nêutron(1 próton=1,0081u; 1 nêutron=1,0090u). O átomo de ¹²C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12u.

Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de ¹²C.

Massa atômica de um átomo – É a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.

Massa atômica de um elemento – A massa atômica de um elemento é a massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do elemento.                          
 
Fonte :
www. http://www.infoescola.com/quimica/leis-das-reacoes-quimicas-leis-ponderais/

Química Rocheda com você no trajeto para a vitória, meu jovem!

Estequio... o que!?

É estequiometria rapaz! vem do grego στοιχείο (elemento) e μέτρο (medida), chegamos a conclusão lógica que estequiometria nada mais é do que "a medida dos elementos". Quando vamos fazer uma churrasquinho no final de semana com os colegas e pensamos: "quantos quilos de carne devo comprar para alimentar esse povo todo?" ai fazemos uma estimativa de quanto cada pessoa irá comer, um ser humano com necessidades normais come mais ou menos 400 gramas de carne, um "pac-man" come de 1 à 5 kg de carne e uma criança come 200 gramas. Daí fazemos os cálculos e chegamos a uma relação da quantidade de pessoas e da satisfação de cada uma.

Pac-Man: Popularmente conhecido como come-come,
personagem famoso pela sua fome que só acaba no fim do jogo

Será que vai dar para todo mundo?

Introdução à estequiometria

A estequiometria de uma reação química é de suma importância por informar o reagente limitante, a massa e volume (no caso de gases) finais dos produtos, a quantidade de reagentes que deve ser adicionada para que determinada quantidade de produto seja obtido, dentre outros dados. Portanto, o balançamento de equações químicas deve ser feita sempre que se deseja retirar alguma informação acerca de uma reação fornecida.


Para que o balanceamento de reações químicas seja feito de maneira correta, deve-se atentar para os seguintes princípios:


1) Lei de conservação de massa: Essa lei indica que a soma das massas de todos os reagentes deve ser sempre igual à soma das massas de todos os produtos (princípio de Lavoisier).


2) Lei das proporções definidas: Os produtos de uma reação são dotados de uma relação proporcional de massa com os reagentes. Assim, se 12g de carbono reagem com 36g de oxigênio para formar 48g de dióxido de carbono, 6g de carbono reagem com 18g de oxigênio para formar 24g de dióxido de carbono.


3) Proporção atômica: De maneira análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes estequiométricos devem satisfazer as atomicidades das moléculas de ambos os lados da equação. Portanto, são necessárias 3 moléculas de oxigênio (O2) para formar 2 moléculas de ozônio(O3).


Deve-se lembrar que, de acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os menores valores inteiros possíveis.

Hit da Estequiometria

Um Clássico da química de composição do professor Tiago, com quase 10 mil acessos no youtube, esse Hit está em nosso blog com na versão legenda e a letra aqui em baixo para você detonar em estequiometria!

Com legenda

 

Versão Original