QUÍMICA GERAL e TECNOLÓGICA
Curso de Engenharia Básico
Prof. Dr. Djalma Albuquerque Barros Filho
Profa Dra Patrícia Dantoni
Profa Dra Rosely A. L. Imbernom
Profa Dra Silvania Maria Netto
ESTEQUIOMETRIA
Estequiometria é uma palavra de origem grega que significa quantidade. Os cálculos decorrentes da
estequiometria são importantes para quantificarmos reações químicas, ou seja, descobrirmos qual a quantidade de
um produto formado ou qual a quantidade necessária de reagente que deve ser utilizada para produzir um
produto.
Antes de aprendermos sobre os cálculos é importante reconhecermos as reações químicas, que são
representadas por equações químicas, e entendermos o amplo significado da simbologia nelas contidas.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS:
Reações Químicas e a Lei de Conservação da Matéria:
Lavoisier encontrou que a massa é conservada em uma reação química.
Equações Químicas como uma Representação de Reações Químicas:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Reagentes
2 Al(s) + Fe2O3(s)
→
 Al2O3(s) + 2 Fe(l)
∆
Produtos
ou
C12H22O11(s)
H O
2 → C12H22O11(aq)
símbolos que indicam o estado da matéria de cada componente da reação: s para
sólido, l para líquido, g para gasoso e aq para aquoso
A equação 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g), que representa uma reação química, pode, então, ser lida de duas
formas:
•
Se, ou quando, hidrogênio reage com oxigênio, duas moléculas de hidrogênio e uma molécula de oxigênio
são consumidas para produzir duas moléculas de água;
•
Se, ou quando, hidrogênio reage com oxigênio, dois mol de hidrogênio e um mol de oxigênio são
consumidos para produzir dois mol de água.
Se a equação está balanceada, a somatória das massas dos reagentes deve ser igual à somatória das
massas dos produtos.
Os números anteriores às fórmulas são os coeficientes estequiométricos. Não há uma seqüência de
regras a seguir para balancear uma equação, nós devemos manipular os coeficientes de forma que o número de
átomos de cada elemento seja igual nos reagentes e nos produtos.
Março de 2006
1
QUÍMICA GERAL e TECNOLÓGICA
Curso de Engenharia Básico
Prof. Dr. Djalma Albuquerque Barros Filho
Profa Dra Patrícia Dantoni
Profa Dra Rosely A. L. Imbernom
Profa Dra Silvania Maria Netto
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS:
O objetivo destes cálculos (estequiométricos) é de o predizer a relação entre as quantidades de reagentes
e produtos de uma reação química balanceada.
Por exemplo, vamos encontrar a quantidade de oxigênio (O2) que deve ser inalada para consumir 10,0 g
de açúcar (C12H22O11), a reação não-balanceada é:
____ C12H22O11(s) + ____ O2(g) → ____ CO2(g) + ____ H2O(l)
Como fazer isso?
1º passo)
Balancear a equação.
C12H22O11(s) + 12 O2(g) → 12 CO2(g) + 11 H2O(l)
2º passo)
Identificar o objetivo do problema.
Encontrar a massa de gás oxigênio (O2).
3º passo)
Relacionar os compostos necessários.
C12H22O11 e 12 O2
4º passo)
Encontrar a massa molar dos compostos escolhidos.
M C12H22O11 = 342 g/mol e M O2 = 32 g/mol
5º passo)
Calcular a quantidade de matéria do composto que possui dados para isso.
m de C12H22O11 = 10 g quantidade de matéria = 0,029 mol
6º passo)
Fazer a comparação entre eles (regra de três simples) - comparando o mol da reação
balanceada, com o que existe realmente para a reação ocorrer - para encontrar o mol de O2 que
será utilizado.
C12H22O11 12 O2
1 mol ---- 12 mol
0,029 mol ---- x
x = 0,348 mol de O2
7º passo)
Transformar mol de O2 em gramas.
Quantidade de matéria = 0,348 mol m de O2 = 11,14 g
Portanto, são necessários 11,14 g de O2 para consumir 10,0 g de açúcar.
Março de 2006
2
QUÍMICA GERAL e TECNOLÓGICA
Curso de Engenharia Básico
Prof. Dr. Djalma Albuquerque Barros Filho
Profa Dra Patrícia Dantoni
Profa Dra Rosely A. L. Imbernom
Profa Dra Silvania Maria Netto
IMPORTANTE:
PARA REALIZAR CORRETAMENTE QUALQUER CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO É NECESSÁRIO
SEMPRE GARANTIR QUE A EQUAÇÃO QUÍMICA ESTEJA BALANCEADA, PARA QUE SEJA POSSÍVEL
FAZER AS COMPARAÇÕES NECESSÁRIAS.
No caso acima só nos foi fornecido a massa de um dos reagentes por isso a relação entre o açúcar e o
oxigênio foi estequiométrica. A partir da quantidade de açúcar poderíamos ter calculado as massas de CO2 e H2O
formados.
Se nós tivéssemos os dados das massas iniciais de açúcar e oxigênio e estas não obedecessem a
estequiometria da reação (1:12) então precisaríamos descobrir qual é o reagente limitante e, a partir de sua
quantidade, determinarmos as massas dos produtos.
Vejamos,
REAGENTE LIMITANTE é aquele que limita a quantidade de produto formado, ou seja, está em menor
quantidade. Vejamos um exemplo:
Para preparar 3,00 g de óxido de nitrogênio são necessárias 1,7 g de NH3 e 4,0 g de O2 , segundo a
reação:
4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)
Estas quantidades são estequiométricas.
Observemos o gráfico para verificar o que aconteceria com a produção de NO se mantivéssemos a
quantidade de O2 em 4,0 g e alterássemos a quantidade de NH3:
A partir da observação podemos concluir que:
1.
A quantidade de NO produzida é proporcional à
quantidade de amônia, NH3;
2.
O patamar indica que, mesmo que a quantidade de
NH3 seja aumentada, não há mais oxigênio suficiente
para aumentar a produção de NO.
Portanto, neste caso, o O2 é o reagente limitante e o
NH3 é o reagente em excesso.
Março de 2006
3
QUÍMICA GERAL e TECNOLÓGICA
Curso de Engenharia Básico
Prof. Dr. Djalma Albuquerque Barros Filho
Profa Dra Patrícia Dantoni
Profa Dra Rosely A. L. Imbernom
Profa Dra Silvania Maria Netto
Muito bem, depois que entendemos estes cálculos é importante também calcularmos o rendimento da
reação, ou seja, compararmos valores teóricos (obtidos através dos cálculos estequiométricos) com os valores
realmente obtidos.
RENDIMENTO DE REAÇÃO
Qual teria sido o rendimento da reação de formação do monóxido de nitrogênio se houvesse a produção
de 2,50 g ao invés dos 3,00 g esperados?
3,00 100%
2,50 x
x = 83,3 % de rendimento
CONCENTRAÇÕES DE SOLUÇÕES:
Uma solução é uma mistura homogênea formada por um solvente e um soluto. O solvente é a substância
que sempre está em maior quantidade e o soluto, ou solutos, são as substâncias dissolvidas no solvente.
As soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas e, quando líquidas, podem ser classificadas de acordo
com o tipo de solvente, em aquosas (aquelas nas quais o solvente é a água) e não-aquosas (nas quais o solvente
é um líquido orgânico). Para entendermos muitos dos fenômenos que vamos abordar em nossa disciplina vamos
nos deter às soluções aquosas.
O comportamento das soluções não depende apenas da natureza do soluto e do solvente, mas também da
quantidade de soluto que está contida na solução. Esta quantidade de soluto em função da quantidade de solvente
é chamada de concentração da solução e pode ser expressa de diversas formas. Vejamos algumas:
CONCENTRAÇÃO COMUM (g/L): é expressa em gramas de soluto por litro de solução,
C = m de soluto (g)
V de solução (L)
CONCENTRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA (mol/L = mol.L-1): é expressa em quantidade de matéria
de soluto por litro de solução,
C = quantidade de matéria de soluto (mol)
V de solução (L)
Março de 2006
4
QUÍMICA GERAL e TECNOLÓGICA
Curso de Engenharia Básico
Prof. Dr. Djalma Albuquerque Barros Filho
Profa Dra Patrícia Dantoni
Profa Dra Rosely A. L. Imbernom
Profa Dra Silvania Maria Netto
ppm = partes por milhão: é expressa em miligramas ( = 10 - 3 g) de soluto por litro de solução,
ppm = m de soluto (mg)
V de solução (L)
ppb = partes por bilhão: é expressa em microgramas ( = 10
-6
g) de soluto por litro de solução,
ppb = m de soluto (µg)
V de solução (L)
ppt = partes por trilhão: é expressa em nanogramas ( = 10 - 9 g) de soluto por litro de solução,
ppt = m de soluto (ng)
V de solução (L)
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Porto Alegre: Bookman, 2001.
BROWN, T.L. et al. Química a Ciência Central. 9 ed. São Paulo: Pearson-Prentice Hall, 2005.
KOTZ, J.C.; TREICHEL, P. Jr. Química Geral e Reações Químicas. 1 ed. São Paulo: Thomson Pioneira, Vol. 1.,
2005.
Março de 2006
5