Estequiometria: aprenda o que cai no Enem, leis e como calcular

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:

• Leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de uma reação.
• Lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes de uma reação.

A estequiometria é usada para calcular quantidades precisas de reagentes e produtos em uma reação química.

Aqui estão os passos para calcular a estequiometria:

1. Escreva a equação química balanceada da reação.
2. Determine a quantidade de cada reagente necessária para reagir com a quantidade desejada de outro reagente.
3. Converter a quantidade do reagente em massa ou volume se necessário.
4. Usar a relação estequiométrica entre os reagentes na equação química para calcular a quantidade de um reagente em relação a outro.

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

1. A relação estequiométrica é 1:1, ou seja, 1 mol de enxofre reage com 1 mol de oxigênio.
2. Calcule a quantidade de enxofre em moles: 50 g ÷ 32 g/mol = 1,5625 moles
3. Usando a relação estequiométrica, a quantidade de oxigênio necessária seria de 1,5625 moles.

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.

Lei da Conservação das Massas

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

m_A + m_B = m_C + m_D

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

Lei das Proporções Definidas

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:

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:

Lei Volumétrica de Gay-Lussac

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).

Tabela de proporções.

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:

Equivalência de 1 Mol.

Sabendo disso, vamos aprender os passos para resolver os problemas envolvendo estequiometria. Há 3 passos para se resolver os problemas:

• Escrever a equação química da reação envolvida no problema.
• Acertar os coeficientes estequiométricos da reação, através do balanceamento, obedecendo à Lei de Lavoisier.
• Estabelecer uma regra de três entre as grandezas envolvidas (o que se pede e os dados).
• Converter, se necessário, o número de mol para outra grandeza (massa, volume, número de moléculas, etc.).

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:

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:

N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} → 2 NH_{3 (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.

   N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} → 2 NH_{3 (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.

   N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} → 2 NH_{3 (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.

   N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} → 2 NH_{3 (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.

   N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} → 2 NH_{3 (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.

   N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} → 2 NH_{3 (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 (m_pura) e a massa total da amostra (m_total), 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) + O_{2 (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) + O_{2 (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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