Universidade  do  Estado  de  Santa  Catarina  –  UDESC  Centro  de  Ciências  Tecnológicas  –  CCT  Departamento  de  Química  –  DQM  ILQ0001  –  Introdução  ao  Laboratório  de  Química  

 

ESTEQUIOMETRIA

1. Introdução

A palavra estequiometria vem do grego stoikheion (elemento) e metriā (medida). A estequiometria baseia-se na Lei da Conservação das Massas e na Lei das Proporções Definidas (ou Lei da Composição Constante). Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantia de um elemento A no reagente deve ser igual à quantia do mesmo elemento no produto.

Entretanto, para entendermos como a Lei da Conservação das Massas e a Lei das Proporções definidas são utilizadas para a realização de cálculos estequiométricos, é necessário entendermos como a massa de um átomo é representada.

2. Unidade de massa atômica e mol A massa de um átomo qualquer é muito pequena para ser expressa em gramas.

Assim, uma unidade mais conveniente para expressar a massa de átomos seria aquela que fosse muito menor que o grama, melhorando a precisão na sua indicação ao evitar a utilização de dezenas de casas decimais.

A massa atômica é normalmente expressa em uma unidade muito pequena, chamada de unidade de massa atômica, cuja abreviatura é u.m.a. Uma unidade de massa atômica é definida como sendo 1/12 da massa do isótopo mais comum do carbono, 12C. Os valores de massa atômica dos elementos, dados nas tabelas periódicas, são expressos em u.m.a., variando apenas a quantidade de algarismos significativos de uma tabela para outra.

A massa de uma molécula é a soma das massas atômicas dos átomos que a compõem e é chamada massa molecular. Por exemplo, a massa molecular da água, cuja fórmula molecular é H2O, é 2 x 1 u.m.a. + 16 u.m.a. = 18 u.m.a.

O mol é uma unidade de medida que possibilita expressar o número de átomos ou de moléculas de qualquer sistema químico. Como o átomo é algo muito pequeno para ser contado, o mol surge como uma solução prática para contar átomos e moléculas, sendo o mol um pacote com um número definido de átomos (ou moléculas). É uma unidade para descrever grandes quantidades de objetos, derivada de ideia semelhante à dúzia.

O mol, por definição equivale ao número de átomos de carbono contidos em exatamente 12g de 12C. Este valor é chamado número de Avogadro e é igual a 6,02x1023. Desta forma, um mol é a quantidade de material que contém o “número de Avogadro” de partículas. Assim como uma dúzia de átomos de He seria o mesmo que 12 átomos de He, 1 mol de átomos de He equivale a 6,02x1023 átomos de He; 1 mol de elétrons é igual a 6,02x1023 elétrons e 1 mol de íons Na+ equivale a 6,02x1023 íons Na+.

O número de Avogadro é o número de átomos de qualquer elemento que devem ser reunidos com a finalidade de que o grupo inteiro apresente a massa em

 

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 gramas numericamente igual à massa atômica dada em u.m.a. do elemento. Por exemplo, a massa atômica de um átomo de O, que pode ser obtida na tabela periódica, é igual a 16 u.m.a.; 1 mol de átomos de O, que são 6,02x1023 átomos de oxigênio, tem massa igual a 16 g; 2 mol de átomos de O possuem 32g. Uma molécula de H2O apresenta massa igual a 18 u.m.a.; 1 mol de moléculas de H2O tem massa igual a 18g.

3. Reações Químicas Uma reação química significa uma transformação de substâncias em outras.

As substâncias que iniciam a reação química são chamadas reagentes, enquanto que aquelas que são obtidas ao final de uma da reação são chamadas produtos. Diz-se, então, que os reagentes são transformados nos produtos. Uma equação química é a descrição global da reação química. Nela constam as fórmulas das substâncias reagente e dos produtos:

Reagentes → Produtos O papel da equação química é representar o processo químico descrevendo-o

qualitativamente e quantitativamente de forma breve e precisa. Qualitativamente, uma equação química mostra quais são os reagentes e produtos envolvidos na reação. Quantitativamente, uma equação balanceada especifica uma relação numérica das quantidades (átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc.) de reagentes e de produtos de uma reação. Por exemplo, para a equação:

4 Fe(s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) há duas interpretações quantitativas:

• em termos de quantidades microscópicas, tem-se que 4 átomos de ferro combinam-se com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 fórmulas unitárias de óxido de ferro;

• em termos de quantidades macroscópicas, tem-se que 4 mol de átomos de ferro combinam-se com 3 mol de moléculas de oxigênio para formar 2 mol de fórmulas unitárias de óxido de ferro. Os coeficientes da equação balanceada descrevem razões fixas das

quantidades dos reagentes e produtos. Assim, a equação anterior estabelece que ferro e oxigênio são consumidos, e óxido de ferro é formado em uma razão de 4 mol de átomos de Fe : 3 mol de moléculas de O2 : 2 mol de moléculas de Fe2O3.

4. Cálculos Estequiométricos Os problemas que envolvem a determinação das quantidades de reagentes e /

ou produtos nas equações químicas são conhecidos como cálculo estequiométrico. Para prevermos a quantidade de produtos formados numa reação química, ou determinar quanto de reagente é necessário para conseguir formar uma quantia requerida de produto, precisamos recorres a duas leis fundamentais da química: a Lei

 

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 da Conservação das Massas (ou Princípio de Lavoisier) e a Lei das Proporções Definidas (ou Lei de Proust).

Em 1774, Antoine Lavoisier, químico francês, demonstrou que a combustão era a reação das substâncias com oxigênio. Também verificou que, se a reação é realizada em recipiente fechado, a massa inicial é igual à massa final. Essas observações formaram a base da Lei da Conservação das Massas: “Nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída durante uma reação química. Não é mensurável o ganho ou perda de massa”. A Lei da Conservação das Massas foi explicada com sucesso por Dalton na ocasião da construção do seu modelo atômico.

Muitos químicos foram levados a investigar aspectos quantitativos das reações químicas. Suas observações os conduziram a outra importante lei da química: a Lei da Composição Constante ou Lei das Proporções Definidas. Esta lei, estabelecida por Proust em 1801, descreve a propriedade mais importante de um composto, sua composição fixa: “Cada componente de um composto tem sua composição em massa definida e característica” ou “Para formar um certo composto, seus elementos constituintes combinam-se sempre na mesma proporção de massa, independentemente da origem ou modo de preparo”. Por exemplo, uma amostra de NaCl (58,45g/mol) é sempre composta por 39,44% de Na (23g/mol) e 60,66% de Cl (35,45g/mol).

A Figura 1 mostra o comportamento de uma reação química quando se tenta quebrar a Lei das Proporções Definidas adicionando uma quantidade maior de um reagente a fim de modificar a proporção do produto.

Figura 1: Ilustração esquemática da Lei da Composição Constante. A Lei de Conservação das Massas e a Lei da Composição Constante são a

base para cálculos relacionados com massas, número de mols de moléculas ou de átomos ou com o número de moléculas ou de átomos. Todos eles se   aplicam a qualquer reação química, independente do estado de agregação (sólido, líquido ou gás).

No caso de substâncias gasosas é possível ainda estabelecer relações entre os volumes dos reagentes e os produtos da reação. O raciocínio é bastante simples e envolve a Lei de Avogadro: "O volume ocupado por um gás, sob pressão e temperatura constantes, é diretamente proporcional ao seu número de moléculas”. Matematicamente teríamos:

 

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 𝑉 = 𝑛. 𝑘

Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), onde T = 273 K (0oC) e p = 1 atm, o valor de k é 22,4 L. Ou seja, nas CNTP, 1 mol de qualquer substância gasosa ocupa um volume igual a 22,4 L.

4.1 Cálculos envolvendo rendimento da reação Quando uma equação química é escrita e balanceada, consideramos que as

reações são completas, isto é, as quantidades colocadas para reagir produzem, de acordo com a estequiometria, as quantidades máximas possíveis dos produtos. Por exemplo, a equação 2 H2 + O2 → 2 H2O nos diz que quando 2 mol de H2 reagem com 1 mol de O2 encontra-se no final 2 mol de H2O.

Considere agora a possibilidade de a quantidade do produto ser inferior à quantidade dada pela estequiometria. Ao se produzir menos do que o esperado diz-se que a reação não teve rendimento total, ou seja, 100%. Para saber o rendimento de uma reação (r) deve-se raciocinar tanto sobre os produtos como sobre os reagentes. No primeiro caso o rendimento é dado por:

𝑟 =𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒  𝑟𝑒𝑎𝑙  𝑑𝑜  𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜

𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒  𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎  𝑑𝑜  𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 . 100

4.2 Cálculos envolvendo excesso (ou falta) de algum reagente

De acordo com a lei de Proust, as substâncias reagem em proporções fixas e definidas. Por exemplo, 2 mol de H2 reagem sempre com 1 mol de O2 para formar 2 mol de H2O. Se colocarmos mais de 2 mol de H2 em relação a 1 mol de O2, a reação ocorre formando 2 mol de H2O e restará H2, porque ele estava em excesso. Diz-se então que houve excesso de H2 ou ainda que o O2 é o reagente limitante, porque ele determinou quanto de H2 foi capaz de reagir. É claro que o O2 reagiu completamente.

Quando o problema fornecer as quantidades de dois reagentes, calcula-se as quantidades em mols de cada reagente presente na reação, compara-as com a razão dos coeficientes da equação balanceada (razão estequiométrica) e identifica- se o reagente em excesso e o reagente limitante. Uma vez identificado o reagente limitante, a quantidade deste (em mols) pode ser usada para calcular as quantidades dos produtos formados.

Exercícios:

1. Uma pequena xícara de café contem 3,14 mol de água (H2O). Qual é o número de átomos de hidrogênio presente?

2. 5,4 kg de alumínio (Al) foram coletados na reciclagem de lixo em um dia. a) Quantos mols de átomos de Al o lixo continha? (Sabendo-se que a massa molar do Al é 26,98 g/mol) b) Quantos átomos de alumínio foram coletados?

 

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 3. Qual a quantidade de amônia (NH3) é produzida a partir de 2,0 mol de H2 na reação: N2 + 3 H2 → 2 NH3?

4. O dióxido de carbono (CO2) pode ser removido dos gases emitidos por uma usina termelétrica combinando-o com uma emulsão de silicato de cálcio em água, de acordo com a reação: 2 CO2(g) + H2O(l) + CaSiO2(s) → SiO2(s) + Ca(HCO3)2(aq) Que massa de CaSiO2 (massa molar 116,17 g/mol) é necessária para reagir completamente com 0,300 kg de dióxido de carbono?

5. Quando 24,0 g de nitrato de potássio (KNO3) foram aquecidos com chumbo, formaram-se 13,8 g de nitrito de potássio (KNO2), segundo a reação:   Pb + KNO3 → PbO + KNO2. Calcule o rendimento da reação.

6. Considere a reação de preparação da uréia: 2 NH3 + CO2 → OC(NH2)2 + H2O

a) Identifique o reagente limitante quando 14,5 kg de amônia (NH3) reagem com 22,1 kg de CO2.

b) Que massa de uréia pode ser produzida? c) Que massa de reagente em excesso permanece ao final da reação?