ESTEQUIOMETRIA

É a parte da Química que trata dos cálculos de massa, volume, número de moles, etc., aplicada às reações químicas.

O cálculo estequiométrico permite relacionar quantidades de reagentes e produtos de determinadas substâncias, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Portanto, para iniciar os cálculos, devemos seguir os seguintes passos:
1) Escrever a equação química;
2) Balancear esta equação, acertando os coeficientes estequiométricos.
3) Determinar as proporções das grandezas envolvidas no problema.

Vamos considerar 2 assuntos muito importantes – Pureza e Rendimento
(Temos três situações):

1) O processo todo de reação é ideal (isto é, substâncias 100% puras; reação com rendimento 100%, em outras palavras, após a reação não sobram reagentes).

2) Na prática, a maioria dos produtos que participam de um processo químico não são totalmente puros como é o caso dos materiais aplicados nas indústrias. Ao realizar cálculos estequiométricos, devemos levar em conta o grau de pureza das substâncias envolvidas na reação, já que, algumas vezes, é necessário descontar as impurezas presentes, que não participam da reação química.

3) A eficiência (rendimento) de uma reação química é a relação entre a quantidade realmente obtida de um produto e a quantidade teórica calculada (expectativa). Na prática, o rendimento de uma reação química nunca é de 100%.

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

Podemos calcular numa reação química, a massa, o volume, o número de moles, o número de moléculas, etc., de uma substância em função de algum valor referente à outra substância dessa reação.

E como se faz esses cálculos?

Simples! Basta estabelecer uma proporção.  Porém, devemos tomar cuidado: nessa proporção, os dois valores de cada razão devem ter a mesma unidade.

Devemos proceder da seguinte forma:

1. Escrever a equação química.
2. Acertar os coeficientes, pois estes indicarão a relação em moles.
3. Escrever as massas das substâncias envolvidas no problema, de acordo com a tabela de massas atômicas.
4. Estabelecer a proporção.
5. Fazer a devida conversão das unidades, se necessário.
6. Calcular o x.

Exemplo-1

Dada a equação:

Calcule a massa de água que se forma, quando se utiliza 6,4 g de oxigênio.

Resolução:

1. Escrevendo a equação química:

2. Acertando os coeficientes (=fazer o balanceamento)

3. Consultando a tabela periódica e escrevendo as massas das substâncias envolvidas no problema, vem:

4. Estabelecendo a proporção:

5. Não há unidade a converter, pois:

6. Calculando o valor de x:

Exemplo-2

Determine a massa de gás carbônico que se obtém, quando se utilizam 5,6 ℓ de gás metano nas CNPT, conforme a equação:

Resolução:

1. Escrevendo a equação química:

2. Fazendo o balanceamento:

3. Consultando a tabela de massas atômicas e escrevendo as massas das substâncias indicadas no problema:

4. Estabelecendo a proporção:

5. Há unidade a converter, pois:

Vamos converter 16 g em ℓ. Para isso, observemos o coeficiente da respectiva substância, que é o CH₄. O seu coeficiente é 1, o que quer dizer 1 mol.  Ora, 1 mol convertido em ℓ, nas CNPT, nos dá: 22,4ℓ.

Portanto,

6. Calculando o valor de x:

Exemplo-3

Conforme a equação:

calcule o volume de gás carbônico que se obtém nas CNPT, a partir de 19,2 g de oxigênio.

Resolução:

(a partir de agora vamos fazer direto)

Como o problema pede o volume de gás carbônico, então o x deverá ser em litros.  Assim devemos converter 88 g em litros.  (Outra opção é fazer a conversão no final, isto é, calcular em g para depois, no final, converter em litros)

Para esta conversão, basta observar o respectivo coeficiente.

Assim:

O coeficiente do CO2 é 2, o que significa 2 moles.  Ora, o volume ocupado por 2 moles, nas CNPT, é 2_*22,4ℓ.

Logo:

Exemplo-4

Determine massa de água que se obtém, quando se utiliza 4,5 moles de oxigênio, de acordo com a seguinte equação:

Resolução:

Exemplo-5

Calcule o volume de nitrogênio, nas CNPT, necessário para produzir 5 moles de gás amoníaco, conforme a equação: 

Resolução:

Logo:

Exemplo-6

Calcule quantas moléculas de hidrogênio são obtidas, quando se efetua a reação:

utilizando-se 3,6 moles de água.

Resolução:

Logo:

RENDIMENTO E GRAU DE PUREZA

Todos os cálculos feitos até aqui se aplicam às reações químicas completas, isto é, reações cujos reagentes são totalmente transformados nos produtos.

            Porém, na prática, dificilmente se obtêm as quantidades dos produtos, previstas teoricamente, pois é preciso ter em mente dois fatores importantes:

1)     As reações, na sua grande maioria, não são completas, pois a tendência é de se estabelecer um equilíbrio entre os reagentes e produtos, e não uma transformação total dos reagentes em produtos.

2)     A ocorrência de perdas, ocasionadas por certas deficiências, tais como:

·        Falta de técnica da pessoa que realiza a reação;

·        Aparelhagem deficiente, que não consegue evitar a evaporação.

·        Transferência da substância de um para outro frasco, que nunca é total etc.

O fato é que o rendimento de uma reação dificilmente será de 100%.  Por isso, em todos os cálculos precisamos saber qual é o rendimento da reação.

Além do rendimento da reação, é preciso levar em conta também o fato de que as substâncias usadas, especialmente em indústrias, costumam ser impuras. Então, devemos desprezar nos cálculos de reações a massa correspondente às impurezas.

Exemplo-1

Sabemos que o calcário é um aglomerado de substâncias, das quais a essencial ou predominante é o CARBONATO DE CÁLCIO (CaCO₃).

Então se tiver que efetuar uma reação com CaCO₃, não será necessário tomá-lo em estado puro. Poderá trabalhar com o calcário, mas considerando nos cálculos somente a quantidade de CaCO₃.  As outras substâncias devem ser desprezadas como impurezas.

Assim, qual será a massa de CaCO₃ em 500 g de calcário que apresenta 80% de pureza?

Resolução:

Basta estabelecer a proporção:

Portanto, em 500g de calcário, tem-se 400g de CaCO3 e 100g de impurezas.

Exemplo-2

Tem-se 800 g de um calcário de 90% de pureza. Qual será o volume de gás carbônico (CO₂) que se obtém nas CNPT, quando esse calcário reage com ácido clorídrico, com rendimento de 95%?

Resolução:

Para resolver problemas que envolvam pureza e rendimentos, podemos seguir o seguinte procedimento:

1) Calcular a massa da substância que vai efetivamente participar da reação.

Então, calcário a 90%:

Logo:

2) Escrever a equação química correspondente, balancear e estabelecer a proporção, conforme já visto anteriormente. 

Pela tabela periódica, tem-se:

Sendo assim:

3) Fazer a correção do valor encontrado, de acordo com o rendimento da reação.

Encontramos 161,28 ℓ de CO₂, porém, este valor corresponde a um rendimento de 100%.  Então:

Resposta: O volume de gás carbônico é 153,2 ℓ nas CNPT.

Exemplo-3

Reduzindo 1 tonelada de Fe₂O₃ impuro (70% de pureza) com carvão de 90% de pureza, quanto carvão é preciso teoricamente e quantos quilogramas de ferro puro seriam obtidos teoricamente? Admitir como equação química:

Resolução:

Balanceando a equação, tem-se:

Logo, a quantidade de carbono:

E a quantidade de ferro:

Veja que são necessários 157,5 kg de carbono puro.  Porém, este carbono é proveniente de carvão de 90% de pureza.  Logo, devemos entender que:

Assim, teremos que acrescentar 10% de impurezas;

Resposta: 175 kg de carvão e 490 kg de ferro

Exemplo-4

Os 100 g de sulfato de amônia de pureza 90%, tratados com excesso de NaOH, dão quantos litros de gás amônia nas CNPT?

(S=32; O=16: H=1; N=14; Na=23)

Resolução:

Escrevendo e balanceando a equação, tem-se:

Resposta: 30,5 litros de gás amônia nas CNPT

Exemplo-5

Calcular a massa de metano (CH₄) a partir de 360 g de carbeto de alumínio de 80% de pureza, sabendo-se que a reação tem um rendimento de 90%.  (Al=27; C=12; H=1). Considere a seguinte equação:

Resolução:

Então, tem-se que:

Logo, obteríamos 96 g de metano se o rendimento fosse 100%.

Assim, tem-se:

Resposta: 86,4 g de metano

Exemplo-6

Uma tonelada de calcário contendo 8% de sílica e óxido férrico, sendo o restante CaCO₃, quanto resíduo produz por calcinação? (Ca=40; C=12; O=16).

Resolução:

x = 920 kg de CaCO₃

y = 80 kg de (sílica + óxido férrico)

Reação de calcinação e cálculo de resíduo (por mol).

Resposta: O resíduo produzido por calcinação de 1 mol de CaCO₃ é aproximadamente 8,7 g

SITUAÇÕES PARTICULARES

Muitas vezes, nos problemas de estequiometria, pode ocorrer uma das seguintes situações:

Primeira situação

O problema fornece quantidades de dois ou mais reagentes.

Quando isso acontecer, você deverá primeiramente considerar que uma dessas quantidades poderá estar em excesso e, em seguida, deverá descobrir qual é.

Então, como descobrirei qual a quantidade está em excesso?

É muito simples. Você calcula os números de moles de cada reagente e compara-os com os respectivos coeficientes na equação química.  Uma vez descoberta a quantidade em excesso, faça os cálculos do problema com as quantidades que realmente participam da reação.

Exemplo-7

Misturam-se 530 g de carbono de sódio (Na₂CO₃) com 189,8 g de ácido clorídrico (HCl). Calcule:

a) A massa de água formada.

b) O volume de gás carbônico que se forma nas CNPT.

(Na=23, C=12, O=16, H=1, Cl=35,5)

Resolução:

A equação referente à reação é:

Observe que cada mol de Na₂CO₃ reage com 2 moles de HCl.  Então vejamos, conforme as quantidades dadas no problema, quais são os números de moles.

1 mol de Na₂CO₃ = 2*23+12+3*16 = 106 mol-g

Logo: n = 530/106 = 5 moles

1 mol de HCl = 1 + 35,5 = 36,5 mol-g

Logo: n = 189,8/36,5 = 5,2 moles

Então, organizando, tem-se:

Sabendo que cada mol de Na₂CO₃ necessita de 2 moles de HCl, ou seja, o dobro, isto significa que para 5 moles de Na₂CO₃ o número de moles do HCl deverá ser 10.  Como só existem 5,2, então o Na₂CO₃ está em excesso.

E quanto de Na₂CO₃ está em excesso?

Logo, o excesso é de (5 – 2,6) = 2,4 moles de Na₂CO₃.

Neste momento, temos condições de dar as respostas:

O problema pede:

a) Massa de água (H₂O):

           M (massa molecular) = 2*1+16=18

           n = m/M

           Portanto, m = 2,6 * 18 = 46,8  → m = 46,8 g

 b) O volume de gás carbônico nas CNPT:

                    1 mol ↔ 22,4 ℓ

           2,6 moles ↔ V

           Então, V = 2,6 * 22,4 = 58,24 → V = 58,24 ℓ

Resposta:  46,8 g de H₂O e 58,24 ℓ de CO₂

Segunda situação

O problema envolve uma mistura.

Neste caso, devemos estruturar as proporções referentes a cada componente da mistura.

Exemplo-8

Os 300 miligramas de uma mistura de cloreto de sódio e cloreto de potássio produzem, pela adição de excesso de nitrato de prata, 720 miligramas de cloreto de prata.  Achar a composição em peso da mistura.

(Ag=108, K=39, Na=23, Cl=35,5)

Resolução:

Mistura de: cloreto de sódio: NaCl e cloreto de potássio: KCl

Como sabemos a massa da mistura, vamos considerar que a massa de cada participante seja:

x = massa de NaCl

y = massa de KCl

Então: x + y = 300 mg → x + y = 0,3 g

As equações químicas referentes ao processo são:

Então podemos determinar a massa de AgCl que se obtém em cada reação.

De acordo com o enunciado do problema: m + m’ = 720 mg = 0,72 g

Resposta: 0,27 g (270 mg) de NaCl e 0,03 g (30 mg) de KCl

Exemplo-9

Uma mistura formada por 85 g de gás amoníaco e 20 g de hidrogênio sofre combustão total.  Calcule a massa de água formada.  (H=1; N=14: O=16)

Resolução:

Como o problema fala em combustão, isto significa que a mistura irá reagir com oxigênio.  Então, as equações são:

Balanceando as equações acima, tem-se:

Estamos preparados para calcular a massa de água formada em cada uma das reações:

Logo, a massa total de água formada é: 135 + 180 = 315 g

Resposta: 315 g de água

Terceira situação

O problema envolve a equação de Clapeyron.

Já foi visto como se manuseia um problema que envolve volume de gás na CNPT. 

Lembra-se? 

Porém, se as condições do gás não forem normais, você deverá aplicar a equação de Clapeyron e fazer as correções necessárias.

Exemplo-10

Tem-se 25,6 g de metano, que é submetido a combustão.  Calcule o volume de gás carbônico que se forma a 27ºC e 2 atm, sabendo que o processo tem um rendimento de 90%.  (C=12; O=16; H=1; R=0,082 atm.ℓ/K.mol)

Resolução:

Como o problema pede o volume do gás carbônico (CO₂) a 27ºC e 2 atm, aplica-se a equação de Clapeyron:

Os seguintes números foram dados:

T = 27ºC + 273 = 300 K

p = 2 atm

R = 0,082 atm.ℓ / K.mol

Logo, falta conhecer o número de moles (n) do CO₂ para calcular o volume.

Portanto, precisamos determinar o número de moles do CO2 que será formado na reação de combustão.

(equação de combustão já está balanceada)

Assim, tem-se que:

Como o processo tem um rendimento de 90%, então:

Resposta: O volume de CO2 que será formado = 17,71 ℓ