Estequiometria: Gases
Teoria
Fala aí! Bem vindo ao RespondeAí! Bora aprender sobre a estequiometria em reações gasosas?!
Mas afinal, qual é a diferença na estequiometria dos gases?
Pra a gente começar a entender, se liga na reação de síntese de amônia na imagem abaixo:
Em qualquer reação química o princípio de conservação de massa é obedecido. Isso é, a massa inicial é igual a massa final. Em reações envolvendo sólidos e líquidos a conservação de volume também é obedecida, então, o
Mas isso muitas vezes não é verdade nas reações gasosas! No exemplo da imagem a cima o
-Então como incluir essa variação de volume nas nossas contas?
É o que vamos aprender hoje!
Lei dos gases ideais
Uma das estrelas desse tópico é a lei dos gases ideais, ou equação de Clapeyron, nossa velha conhecida de guerra:
Gases ideais são gases que obedecem essa relação sob todas as condições.
Onde
Ela vai ser muito útil principalmente quando estivermos lidando com gases fora da CNPT!
Exemplo: Estequiometria dos Gases fora da CNPT
A reação abaixo é a reação dos airbags dos carros:
O
Beleza, então queremos saber a massa de
Esses dados são referentes a condição no nitrogênio. Então podemos usar a Lei dos gases ideais pra achar o seu número de mols!
Isolamos o
Podemos usar
Achamos o número de mols de
Ficamos então com:
Pra finalizar achamos a massa, sabendo que
Aeee!!
Se você achou esse exemplo tranquilo, eu tenho uma boa notícia! Quando os gases estão na CNTP tudo fica muito mais fácil!
Exemplo: Estequiometria dos Gases na CNTP
As CNTP são as condições normais de temperatura e pressão, definidas à
Nas CNTP, o volume molar de um gás é
Essa regrinha vem do Princípio de Avogadro, que diz que nas mesmas condições de temperatura e pressão, um mol de gás ocupa o mesmo volume, independente da sua identidade química. Ou seja, tanto faz se o gás for
Vamos considerar a seguinte reação:
Qual a massa de
Sabemos que com
Como a relação entre o
Como a massa molar do
Densidade dos gases
A densidade é sempre calculada por:
A partir da lei dos gases ideais, conseguimos escrever:
Podemos usar essa relação, para gases ideais, sempre que a questão envolver densidade!
Mistura de gases
E quando a reação é entre vários gases? Ou entre uma mistura de gases e um sólido? Como a gente relaciona eles?
A gente pode fazer relacionando mol – mol, como com os compostos sólidos e líquidos, mas existe um conceito que pode ajudar, o conceito de pressão parcial.
A pressão parcial de um gás em uma mistura de gases é a pressão que esse gás exerceria se ele estivesse sozinho no recipiente! Ou seja, se eu tiver uma mistura de e de pressão total
Outro método de expressar a pressão parcial, é através da fração molar
E para uma mistura de A, B, C...
Agora, depois desses resumão, que tal conferir nosso conteúdo em vídeo?
A dica para ficar craque em estequiometria em geral é praticar muiiiiito! Então vamos fazer uns exercícios? 😊
Densidade dos gases
Mistura de gases
Exercícios Resolvidos
Exercício Resolvido #1
Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 166-Exercício 4.53
O processo de Haber de síntese da amônia é um dos processos industriais mais importantes para o bem-estar da humanidade. Ele é muito usado na produção de fertilizantes, polímeros e outros produtos. Sua reação é:
a) Que volume de hidrogênio em e deve ser usado para produzir tonelada de
b) Que volume de hidrogênio seria necessário em (a) se o gás fosse fornecido em 376 atm e
Passo 1
a) Da reação química a gente tira a relação estequiométrica entre o e o em mol, porém queremos comparar volume de e massa de né?
Para ficar mais fácil, vamos passar o que a gente tem pra mol! Queremos produzir 1 tonelada (de que tem massa molar 17g.
Ou seja, precisamos produzir 58823,53 mols de . E precisamos descobrir quantos mols de precisamos usar pra isso!
Da reação:
Dos dados do problema:
Passo 2
Ok, agora precisamos transformar esse número de mols em volume, que é o que o problema pede. Para isso, basta usar a lei dos gases ideais 😊
Como o enunciado quer que seja a , então . Já a temperatura tem que ser . Jogando os dados
Passo 3
b) Se trocarmos as condições que o gás é fornecido, só mudamos o passo 2, já que o número de mols segue o mesmo!
Então precisamos só refazer o cálculo com a lei dos gases ideais usando os novos paramêtros:
Agora o enunciado quer que seja a , então . Já a temperatura tem que ser . Jogando os dados
Faz sentido acharmos menos litros do que em (a), já que a pressão e o volume são grandezas inversamente proporcionais! Ou seja, quanto maior a pressão, menor o volume e vice-versa 😊
Resposta
a)
b)
Exercício Resolvido #2
Adaptada de BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005, Exercício Como Fazer 10.4
O carbonato de cálcio, , decompõe-se com aquecimento para produzir e . Uma amostra de é decomposta e o dióxido de carbono é coletado em um frasco de 250 ml. Depois de a decomposição se completar, o gás tem pressão de 1,3 atm à temperatura de . Qual a quantidade de matéria de gás produzida? Qual a massa da amostra de ?
Passo 1
Para saber quantos mols de foram formados, basta a gente aplicar a lei dos gases ideais, já que queremos e já temos a pressão, a temperatura e o volume...
Passo 2
Já para a segunda pergunta, precisamos montar a equação, já que precisamos saber a relação entre o e o 😊
Nesse caso o enunciado já dá a equação e ela tem proporção 1:1:1, ou seja, ela já está balanceada! Mas é sempre bom verificar o balanceamento antes de fazer os cálculos estequiométricos, ein?
Da reação, temos:
Dos dados do problema:
A amostra tem, portanto, 0,013 mol de , que tem massa molar de .
Resposta
É produzido 0,013 mol de e a amostra tem .
Exercício Resolvido #3
Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 166-Exercício 4.55
Que condição inicial produziria o maior volume de dióxido de carbono na combustão de com excesso de gás oxigênio para produzir dióxido de carbono e água:
a) 2 L de ;
b) 2 g de ?
O sistema é mantido na temperatura de e 1 atm.
Passo 1
Como qualquer combustão, a reação vai ser a fonte de carbono + gerando e . No caso do , a reação é:
Ou seja, quanto mais mols de envolvidos, maior o volume de gerado (já que mais mols vão ser formados!).
Então, precisamos comparar os números de mols encontrados em (a) e em (b) e ver qual dos dois é maior.
a) Temos volume, temperatura e pressão: só usar a lei dos gases ideais!
b) A massa molar do é 16g, e, portanto:
Portanto, a opção b tem mais mols de e gera mais e 😊
Resposta
A letra b.
Exercício Resolvido #4
Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 166-Exercício 4.57
O dióxido de carbono e a água produzem, por meio de uma série de etapas enzimáticas do processo de fotossíntese, glicose e oxigênio, de acordo com a equação:
Sabendo-se que a pressão parcial do dióxido de carbono na troposfera é e que a temperatura é , calcule o volume de ar necessário para produzir 10g de glicose.
Dado: a pressão do ar na troposfera é a pressão atmosférica (1 atm).
Passo 1
Vamos com calma que esse exercício tem uns dados meio difíceis de manipular! Ok, ele diz que queremos 10g de glicose e precisamos saber a quantidade de ar para produzir isso. Mas não tem ar na reação química, certo?
O que tem é o , que está presente no ar com uma pressão parcial de Ou seja, precisamos primeiro calcular quanto de precisamos para produzir 10g de glicose para, a partir dele, calcular o volume de ar!
Então vambora!
A relação molar é dada pela equação química, e a massa molar da glicose é .
Ou seja, para produzirmos 10g de glicose, precisamos de 0,334 mols de .
Passo 2
Ok, esse passo agora é mais difícil porque a relação não é nem um pouco óbvia... Sabemos que a pressão do ar na atmosfera é .
Ou seja, a pressão total é . Com a pressão parcial e a fração molar, conseguimos calcular o número de mols de ar necessário, já que .
Como
Agora é só calcular isso em litros!
Resposta
Exercício Resolvido #5
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005, Exercício Como Fazer 10.11
Um estudo dos efeitos de certos gases no crescimento de plantas requer uma atmosfera sintética composta de mol de , mol de e de Ar.
a) Calcule a pressão parcial de na mistura se a pressão atmosférica total for 745 Torr.
b) Se a atmosfera é para ser mantida em um espaço de 120L a 295K, qual é a quantidade de matéria de necessária?
Passo 1
a) Para calcular a pressão parcial de , é só a gente usar a definição, já que o enunciado dá pra gente a fração molar (18% em mol de ):
Passo 2
b) A atmosfera inclui todos os gases, inclusive o ... Então, usando a lei dos gases ideais, conseguimos calcular o número total de mols, com o incluso!
Como a porcentagem de é 18% em mol do número total de mols, ela vai correponder a:
Resposta
a) 134,1 Torr
b) 0,875 mols de
Exercício Resolvido #6
Adaptado de Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 166-Exercício 4.54
A nitroglicerina é um líquido sensível ao choque, que detona pela reação
Calcule o volume total de gases produzido, em 215 kPa e , na detonação de 454g de nitroglicerina. Qual a fração molar do e do
Passo 1
Para cada 4 mols de glicerina que reagem, produzimos 29 mols de gases em geral. Assim, se reagirmos 454g de nitroglicerina, de massa molar 227g/mol:
Ou seja,
Quando a gente coloca na lei dos gases ideais...
Ou seja, o volume total de gases produzido é 307,4 L.
Passo 2
Para calcular a fração molar de e temos que pensar na definição de fração molar:
No caso desse problema, o é 58 mols, o número de mol de todos os gases formados. Assim, é só a gente usar a proporção entre nitroglicerina e cada um dos gases (dada pela equação balanceada) para calcular o de cada gás!
- No caso do
- No caso do
Dado da equação:
Dado do problema:
Logo, a fração molar do é:
Dado da equação:
Dado do problema:
Logo, a fração molar do é: