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
Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC Centro de Ciências Tecnológicas – CCT Departamento de Química – DQM ILQ0001 – Introdução ao Laboratório de Química 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
Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC Centro de Ciências Tecnológicas – CCT Departamento de Química – DQM ILQ0001 – Introdução ao Laboratório de Química 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:
Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC Centro de Ciências Tecnológicas – CCT Departamento de Química – DQM ILQ0001 – Introdução ao Laboratório de Química 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
. 100
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 𝑑𝑜 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜
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?
Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC Centro de Ciências Tecnológicas – CCT Departamento de Química – DQM ILQ0001 – Introdução ao Laboratório de Química 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?