A estequiometria é um tópico da química muito importante no entendimento das reações químicas. Por exemplo, quando vamos assar um bolo, temos exatamente uma determinada quantidade de ingredientes a serem utilizados.
Se quisermos fazer o dobro da porção, devemos aumentar as quantidades desses reagentes proporcionalmente.
Ou seja, se usarmos o dobro de ovos, devemos utilizar o dobro dos demais produtos. O mesmo se aplica na diminuição da quantidade dos ingredientes.
Se utilizarmos metade dos ovos, devemos utilizar metade dos demais ingredientes também.
Assim fica mais fácil visualizar o que ocorre nas reações químicas. A seguir serão apresentados com mais detalhes os principais tópicos desse assunto.
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A estequiometria trata do estudo das relações entre as quantidades de reagentes e/ou produtos em uma reação química. Essas relações podem ser feitas em termos de massa, mol, número de moléculas, volume, etc.
O estudo da estequiometria é baseado nas Leis das combinações químicas, propostas no século XVIII por Lavoisier, Proust e Gay-Lussac. Essas leis foram divididas em dois grupos:
A estequiometria é usada para calcular quantidades precisas de reagentes e produtos em uma reação química.
Aqui estão os passos para calcular a estequiometria:
Exemplo:
Suponha que você queira calcular a quantidade de oxigênio necessário para reagir completamente com 50 g de enxofre para formar sulfato de enxofre (SO2). A equação química balanceada é: S + O2 -> SO2
Observe que é importante que a equação química esteja balanceada antes de começar a calcular a estequiometria, pois as quantidades de cada reagente devem ser proporcionais para que a reação ocorra de forma correta.
Existem três tipos principais de estequiometria:
Ca + 2 HCl → H2 + CaCl2
1 mol 2 mols 1 mol 1 mol
Por exemplo:
Ca + 2 HCl → H2 + CaCl2
1 mol 2 mols 1 mol 1 mol
40 g 36,5 g 2g 111 g
Por exemplo:
3(NH4)2CO3 + 2H3PO4 → 2(NH4)3PO4 + 3CO2 (g) + 3H2O
3 mols 2 mols 2 mols 3 mols 3 mols
67,2 g 44,8 L 44,8 L 67,2 L 67,2 L
Em todos os tipos de estequiometria, as equações químicas devem ser balanceadas antes de começar a calcular as quantidades de reagentes e produtos. Isso garante que a reação ocorra de forma correta e que as quantidades dos reagentes sejam proporcionais aos produtos.
Na estequiometria, as seguintes leis químicas são usadas:
Essas leis são importantes para compreender as propriedades dos reagentes e produtos em uma reação química e para calcular as quantidades corretas de reagentes e produtos.
A combinação dessas leis permite que a estequiometria seja usada para predecir as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química, bem como para controlar a qualidade e a quantidade de produtos em processos industriais.
A Lei da Conservação das Massas foi proposta por Antoine Laurent Lavoisier por volta de 1775 e é enunciada da seguinte forma:
Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.
Ou seja, em uma reação química, a matéria não é criada e nem destruída.
A conclusão é: em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.
A + B → C + D
mA + mB = mC + mD
Por exemplo, na obtenção do sulfeto de prata a partir de prata e enxofre teremos:
Prata (215,8 g ) + Enxofre (32,1 g) → Sulfeto de prata (247,9 g)
215,8 g + 32,1 g = 247,9 g
247,9 g = 247,9 g
A Lei das proporções definidas foi proposta por Joseph Louis Proust em 1799 e é enunciada da seguinte forma:
Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição.
Por exemplo, a água será sempre formada por 11,1% em massa de hidrogênio e 88,9% em massa de oxigênio:
Água → Hidrogênio + Oxigênio
100% 11,1% 88,9%
100 g 11,1 g 88,9 g
Assim, a composição da água, para qualquer massa de água, terá sempre a mesma relação entre as massas de hidrogênio e oxigênio:
Portanto, na formação da água sempre combinamos hidrogênio e oxigênio na proporção em massa de 1 para 8. Dessa forma, reagindo 1 g de hidrogênio com 8 g de oxigênio, obteremos 9 g de água. Observe a tabela abaixo com dois experimentos ilustrando a Lei das proporções definidas:
Hidrogênio + Oxigênio → Água | |
Proporção | 1 : 8 : 9 |
Experimento 1 | 10 g + 80 g → 90 g |
Experimento 2 | 5 g + 40 g → 45 g |
A Lei da combinação de volumes foi publicada por Gay-Lussac em 1808 e é enunciada da seguinte forma:
Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos gases participantes de uma reação química têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.
Observe a reação entre o gás hidrogênio (H2) e o gás nitrogênio (N2) gerando amônia (NH3).
Antes de aplicar cada uma dessas leis em uma reação química, devemos nos certificar de que a equação química está corretamente balanceada.
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Primeiro, é preciso saber que:
Mol é o número de Avogadro (6,02 x 1023 partículas). Massa molar é a massa, em gramas, de 1 mol de moléculas e é numericamente igual à massa molecular da substância. 1 mol de qualquer gás, nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP, 0°C e 1 atm), ocupa o volume de 22,4 litros.
Assim:
Sabendo disso, vamos aprender os passos para resolver os problemas envolvendo estequiometria. Há 3 passos para se resolver os problemas:
Conhecendo as massas atômicas do carbono (C = 12) e do oxigênio (O = 16), podemos interpretar a equação de formação do gás carbônico das seguintes maneiras:
Proporção em | 2 CO (g) + 1 O2 (g) →2 CO2 (g) |
Mol | 2 mol 1 mol 2 mol |
Massa | 2 x 28 = 58 g 1 x 32 = 32 g 2 x 44 = 88 g |
Volume (gases) | 2 x 22,4 = 44,8 L 1 x 22,4 = 22,4 L 2 x 22,4 = 44,8 L |
Moléculas | 2 x 6,02 x 1023 = 1 x 6,02 x 1023 = 2 x 6,02 x 1023 = 12,04 x 1023 6,02 x 1023 12,04 x 1023 |
Além da Lei de Lavoisier, não podemos esquecer da Lei de Proust para resolver os problemas estequiométricos. Esta lei afirma que as substâncias reagem em proporções fixas e definidas. Por exemplo, sabemos pela tabela acima, que 58 g de CO sempre reagirão com 32 g de O2, 116 g de CO reagirão com 64 g de O2, 174 g de CO reagirão com 96 g de O2, e assim por diante.
Assim, se 80 g de CO forem colocados para reagir com 32 g de O2, apenas 58 g de CO reagiriam. A massa em excesso de CO será (80 – 58) = 22 g. Podemos dizer, então, que o CO está em excesso e que o O2 é o reagente limitante, pois é totalmente consumido e é quem determina o fim da reação.
Observe o exemplo:
Considere a equação balanceada:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Relacionando mol com mol
Calcular o número de mol de amônia produzido na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
1 mol ---------------- 2 mol
5 mol ---------------- x
x = (5 mol x 2 mol) / 1 mol → x = 10 mol de NH3
Relacionando mol com massa
Determinar a massa de amônia produzida na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. Dado: massa molar do NH3 = 17 g/mol.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
1 mol ---------------- 2 mol
1 mol ---------------- 2 mol x 17 g/mol
5 mol ---------------- x
x = (5 mol x 34 g) / 1 mol → x = 10 mol de NH3
Relacionando massa com massa
Calcular a massa de amônia produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.
Dado: massas molares: NH3 = 17 g/mol; N2 = 28 g/mol.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
1 mol ---------------- 2 mol
1 mol x 28 g/mol -------- 2 mol x 17 g/mol
140 g ---------------- x
x = (140 g x 34 g) / 28 g → x = 170 g de NH3
Relacionando grandezas com volume
Determinar o volume de amônia, nas CNTP, produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.
Dado: massa molar do N2 = 28 g/mol; volume molar do NH3 nas CNTP = 22,4 L/mol.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
1 mol ---------------- 2 mol
28 g ---------------- 2 mol x 22,4 L/mol
140 g --------------- x
x = (140 g x 44,8 L) / 28 g → x = 224 L de NH3
Relacionando massa ou mol com número de moléculas
Calcular o número de moléculas de amônia produzida na reação de 4 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
1 mol ---------------- 2 mol
1 mol ---------------- 2 x 6,02 x 1023 moléculas
4 mol ---------------- x
x = (4 mol x 2 x 6,02 x 1023 moléculas) / 1 mol
x = 4,816 x 1024 moléculas de NH3
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Na maioria das vezes, os reagentes utilizados apresentam certa porcentagem de impurezas. Assim, temos que levar o grau de pureza das substâncias ao realizarmos cálculos estequiométricos.
O grau de pureza (p) é dado pela razão entre a massa de substância pura (mpura) e a massa total da amostra (mtotal), mostrado na Equação 1.
Por exemplo, digamos que, em 100 g de calcário, apenas 80 g são de carbonato de cálcio e 20 g são de impurezas, então o grau de pureza será:
Assim, quando formos calcular a massa de produto obtido a partir de um reagente impuro teremos que calcular qual a parte pura da amostra antes e, depois, realizar os cálculos estequiométricos com o valor obtido. No caso acima, temos que considerar que apenas 80 g do carbonato de cálcio irão reagir.
Exemplo: Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza reage com oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzida.
Dados: Massas molares: Mg = 24 g/mol; MgO = 40 g/mol.
2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)
Solução:
120 g é a massa total da amostra e corresponde a 100%. Nessa amostra, somente 80% da massa total é magnésio. Logo:
120 g ---- 100%
x ---------- 80%
x = (80% x 120 g) / 100% → x = 96 g de Mg (s)
Determinada a massa de magnésio na amostra, podemos calcular a massa do produto formado:
2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)
2 mol 1 mol 2 mol
2 x 24 g ---------------- 2 x 40 g
96 g ---------------------- y
y = (96 g x 80 g) / 48 g → y = 160 g de MgO (s)
Na química nenhuma reação tem 100% de rendimento por diversos motivos. Sempre há uma parte dos reagentes que não foi totalmente convertida em produtos. Ou até mesmo perda de produtos por perda de massa durante o descarregamento da reação ou a utilização de equipamentos de baixa qualidade que favorecem a perda de reagentes ou produtos. Isso ocorre tanto em reações que foram feitas em indústrias quanto nas reações que foram feitas em laboratórios.
Outro motivo pelo qual uma reação química não é de 100% é pela possibilidade de ter ocorrido reações paralelas que não foram previstas, na qual resultou na formação de outros produtos que não foram requeridos.
Além disso, quando a reação é do tipo reversível, pode ocorrer também de parte dos produtos voltarem na forma de reagentes. Neste caso, a reação pode ser incompleta.
Para calcular o rendimento de uma reação fazemos a razão da massa total do produto que foi realmente obtido e a massa total do produto que seria obtido se a reação tivesse um rendimento de 100%, como mostrado na Equação 2.
Equação 2:
A maioria dos exercícios de estequiometria são resolvidos através da relação matemática de regra de 3. Apesar disso, temos algumas equações que podem ser úteis em diferentes situações, como citadas a seguir.
Equação 1:
Equação 2:
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Em setembro de 1998, cerca de 10.000 toneladas de ácido sulfúrico (H2SO4)
foram derramadas pelo navio Bahamas no litoral do Rio Grande do Sul. Para minimizar o impacto ambiental de um desastre desse tipo, é preciso neutralizar a acidez resultante.
Para isso pode-se, por exemplo, lançar calcário, minério rico em carbonato de cálcio (CaCO3), na região atingida.
A equação química que representa a neutralização do H2SO4 por CaCO3, com a proporção
aproximada entre as massas dessas substâncias é:
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O + CO2
1 tonelada reage com 1 tonelada → sólido sedimentado e gás
Pode-se avaliar o esforço de mobilização que deveria ser empreendido para enfrentar tal situação, estimando a quantidade de caminhões necessária para carregar o material neutralizante. Para transportar certo calcário que tem 80% de CaCO3, esse número de caminhões, cada um com carga de 30 toneladas, seria próximo de: