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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA Josemere Both 3 Estequiometria Figura 1 Representação da reação de combustão do etanol Fonte Adaptada de petargShutterstockcom molekuulbe Shutterstockcom Yuriy Vlasenko Shut terstockcom Mircea MatiesShutterstockcom Brown Lemay e Bursten 2005 p 69 Representação atômica não balanceada Substâncias envolvidas Representação molecular balanceada Etanol Oxigênio Gás carbônico Água Reagentes Produtos C2H6Ol Índice da fórmula química Reage com 3O2g 2CO2g 3H2Og Formação Fórmula química Coefciente estequiométrico A equação química é interpretada lida da seguinte forma 1 mol de etanol reage com 3 mols de oxigênio para formar 2 mols de gás carbônico e 3 mols de água ou ainda 1 molécula de etanol reage com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 moléculas de gás carbônico e 3 moléculas de água As reações químicas não ocorrem ao acaso mas obedecem uma relação entre a quantidade de reagentes que podem interagir para formar a mesma quantidade em massa de outros produtos Essa relação de massa entre pro dutos e reagentes obedece a lei de conservação de massas e de proporções postulada pelos pesquisadores Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust que formularam as leis ponderais das reações químicas Essas leis estabelecem relações entre quantidade de regentes consumidos e de produtos formados durante uma reação química em que nenhum átomo é formado ou destruído apenas ocorre a formação de novas substâncias BROWN LEMAY BURSTEN 2005 ou seja se forem utilizadas 5 g de reagentes e se a reação converter todos os reagentes em produtos serão produzidas 5 g de produtos Quando as proporções de átomo presentes nos reagentes são proporcionais ao número de átomos dos produtos considerase que a equação química está balanceada Como saber quando uma equação química mantém o mesmo número de átomos em reagentes e produtos Vamos aprender a balancear uma reação química utilizando a relação entre a quantidade de reagentes químicos e produtos que é chamada de estequiometria da reação química Estequiometria 4 O balanceamento da reação química para que ela esteja proporcional ocorre com a utilização dos coeficientes estequiométricos que são únicos para cada reação química Estes que estão localizados a frente da fórmula molecular em uma equação química como visto na Figura 1 Para balancear uma reação química precisamos saber a fórmula molecular dos reagentes transformados e dos produtos que são formados A reação de combustão do metano servirá de exemplo para realizar o balanceamento Para compreender melhor o balanceamento de uma equação vamos realizála em etapas e acertando o coeficiente estequiométrico para cada molécula que participa da reação KOTZ TREICHEL 2005 Etapa 1 escrever as fórmulas corretas para os reagentes e produtos e verificar se há proporções entre a quantidade de átomos para cada elemento presente nos reagentes e produtos como segue Podemos constatar que os produtos do lado esquerdo da equação química têm 1 átomo de carbono C 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio Em comparação com os produtos lado direito da equação temos a mesma proporção de átomo de carbono mas não de hidrogênio e oxigênio Dessa forma precisamos balancear a equação química Em outras palavras adequar o número de átomos para produtos e reagentes Etapa 2 balancear o número de átomos de hidrogênio Em reações de com bustão é recomendável iniciar o acerto de coeficientes com o átomo de car bono entretanto na reação de combustão do etanol a quantidade de átomos de carbono é a mesma para reagentes e produtos então iniciaremos com o hidrogênio Nesse caso 4 átomos de hidrogênio estão nos reagentes portanto 4 devem também estar nos produtos Para isso vamos atribuir o coeficiente estequiométrico 2 para a molécula de água que resultará em 4 hidrogênios Veja 5 Estequiometria Quando é atribuído um coeficiente estequiométrico o número que cor responde ao índice da substância é multiplicado pelo número que antecede a molécula pelo coeficiente estequiométrico Assim além de alterar o número de hidrogênio também é alterado o número de átomos de oxigênios passando de 3 para 4 átomos nos reagentes Isso ocorre porque o número atribuído ao coeficiente estequiométrico é valido para toda a molécula e logo modifica a quantidade de todos os átomos que a compõem Etapa 3 balancear os átomos de oxigênio Há 2 átomos de oxigênio nos reagentes e 4 nos produtos 2 no CO2 e mais 2 1 2 na molécula de água Cada molécula de oxigênio tem 2 oxigênios O2 nos reagentes portanto se atribuirmos o coeficiente 2 para a molécula de O2 duas moléculas de oxigênio suprirão os 4 átomos de oxigênio 2 2 4 no O2 dos reagentes necessários para se igualar aos oxigênios dos produtos Etapa 4 verifique se o número de átomos de cada elemento está balanceado 7 Estequiometria reagentes consumidos Essa teoria deu origem à famosa frase que Lavoisier descobridor da lei teria utilizado para expressar a conservação das massas ao final da reação química a qual diz que na natureza nada se cria nada se perde tudo se transforma A conservação de massa na reação em sistema fechado de cloreto de cálcio CaCl2 e sulfato de sódio Na2SO4 para formar sulfato de cálcio CaSO4 e cloreto de sódio NaCl pode ser utilizada para representar a lei de Lavoisier Considerando que a massa dos reagentes é de 18434 g ao final da reação a massa dos produtos continua sendo 18434 g Assim em uma reação química os produtos têm massa igual à massa dos reagentes consumidos como pode ser observado a seguir JESPERSEN BRADY HYSLOP 2017 A lei das proporções definidas de Proust segue o mesmo princípio da lei de conservação da massa em que qualquer relação de massas entre substâncias que participam de uma reação química é sempre uma proporção constante Utilizaremos como exemplo a substância H2O a água que é composta pelos elementos hidrogênio e oxigênio Na reação se utilizarmos 18 g ou dobrarmos a quantidade para 36 g de água equação não balanceada temos a decomposição em 2 g de hidrogênio e 16 g de oxigênio e ainda 4 g de hidrogênio e 32 g oxigênio respectivamente como segue H2Ol Hg Og 18 g 2 g 16 g ou 36 g 4 g 32 g Podemos constatar que a massa dos reagentes é proporcional à soma das massas dos produtos estando em conformidade com a lei de Lavoisier Porém para confirmar a lei das proporções podemos dividir a massa de hidrogênio pela massa de oxigênio e chegamos a uma mesma razão que se mantém cons tante e proporcional Estequiometria 8 Massa de hidrogênio Massa de oxigênio 2 g 16 g 4 g 32 g Ainda a proporção é mantida quando dividimos a massa dos reagentes por 2 2 g dividido por 2 corresponde a 1 16 g dividido por 2 corresponde a 8 e 4 g dividido por 4 corresponde a 1 32 g dividido por 4 corresponde a 8 Essas relações revelam que a proporção entre os elementos que compõem a água permanece constante a massa de oxigênio é 8 vezes maior que a massa de hidrogênio Em outras palavras a composição da água em massa é sempre de 1 parte de hidrogênio para 8 partes de oxigênio É fundamental você saber que a lei de Proust é adequada para as substân cias puras e não para misturas Isso porque uma substância pura tem sempre a mesma composição Assim por exemplo a água pura sempre será formada por hidrogênio e oxigênio numa mesma proporção ou seja sempre terá a mesma composição independentemente se for água de chuva mar ou rio desde que esteja adequadamente purificada Já as misturas não têm compo sição constante como a mistura de água e sal Essas misturas não contêm necessariamente a mesma proporção entre as quantidades de água e sal em sua composição Podemos fazer uma mistura com meia colher de sal em um recipiente e outra com duas colheres de sal na mesma quantidade de água Assim para as misturas a lei de Proust não se aplica Quantidade de reagentes e produtos em uma reação química Na prática da realização de experimentos podese prever a quantidade de matéria formada nos produtos a partir de uma quantidade de reagentes uti lizados em uma reação química Para interpretar a quantidade de produtos consumidos e formados em uma reação química utilizase as massas molares 9 Estequiometria e o conceito de mol de uma equação química que corresponde diretamente ao coeficiente estequiométrico de uma substância Essa relação quantitativa entre substâncias participantes de uma reação recebe o nome de cálculos estequiométricos Para determinar a quantidade de substâncias envolvidas em uma reação química utilizamos sempre a unidade mol como padrão de medida e em seguida podese converter para gramas massa em quantidade de matéria volume ou quantidade de moléculas CHANG GOLDSBY 2013 Utilizando a reação de formação de óxido de ferro III vamos ilustrar a relação entre os coeficientes estequiométricos mol molécula e massa 4 Fes 3 O2g 2 Fe2O3s Os coeficientes estequiométricos da equação química mostram que 4 mo léculas de ferro Fe reagem com 3 moléculas de O2 para formar 2 moléculas de óxido de ferro III Fe2O3 Podemos observar que o número de moléculas corresponde também ao números de mols para cada substância como segue Dessa forma essa reação pode ser interpretada por meio da quantidade de mol de cada molécula da seguinte forma 4 mols de ferro combinamse com 3 mols de O2 para formar 2 mols de óxido de ferro III Em cálculos este quiométricos dizse que 4 mols de ferro são equivalentes a 2 mols de óxido de ferro III representado da seguinte maneira Essa expressão é lida como 4 mols de Fe são estequiometricamente equi valentes a 2 mols de Fe2O3 e 3 mols de O2 são equivalentes a 2 mols de Fe2O3 BROWN LEMAY BURSTEN 2005 Essa relação permite escrever os seguintes fatores de conversão Estequiometria 10 A partir dessas relações de mol podemos calcular a quantidade de uma dada substância em uma reação química Suponhamos que na reação química de formação de óxido de ferro III 58 mols de ferro reajam completamente com O2 para formar óxido de ferro III Qual seria a quantidade de óxido de ferro III formada Para calcular a quantidade em mol de óxido de ferro III produzido utilizase o fator de conversão que tem ferro no denominador e escrevemos a seguinte relação matemática Como podemos observar os cálculos para descobrir a quantidade de mols do produto formado quando alteramos a quantidade de mols de um reagente é simples basta utilizar o fator de conversão Entretanto se o balanceamento da reação química não estiver correto o cálculo também estará errado Para calcular a quantidade de massa em uma reação química as relações matemáticas não são tão simples Vamos considerar que 8 g de ferro foram utilizados e reagiram completamente para a formação de óxido de ferro III Qual será a massa de óxido de ferro III produzidos Para resolução dessa questão vamos utilizar a relação molar da equação balanceada para deduzir a relação entre ferro e óxido de ferro III Vamos inicialmente converter 8 g de Fe em mol de ferro Para isso vamos utilizar a massa molar do ferro como fator de conversão e obtemos a seguinte relação matemática 11 Estequiometria 014 mol de ferro é equivalente a 8 g de ferro utilizados para reação Agora calculamos o número de mol produzidos de óxido de ferro III utilizando mais uma vez o fator de conversão que tem como denominador o ferro Agora que encontramos a quantidade de mol de óxido de ferro III produ zida a partir de 8 g de ferro precisamos apenas converter a quantidade de mol produzida de óxido de ferro III para gramas utilizando a massa molar da substância como fator de conversão gramas de Fe2O3 produzidos 007 mol de Fe2O3 15968 g de Fe2O3 1 mol de Fe2O3 1117 g de Fe2O3 Estas relações podem ser empregadas para trabalhar com cálculos de quan tidades de mols ou gramas para substância O2 e são empregáveis em outras reações químicas A sequência de passos na conversão pode ser resumida conforme consta na Figura 2 Figura 2 Sequência de conversão para cálculo de quantidade de reagentes ou produtos em uma reação química Fonte Adaptada de Brown Lemay e Bursten 2005 p 87 Gramas de reagente Gramas de produto Mols de reagente Mols de produto O resumo do procedimento geral utilizado para se calcular as quantidades de substâncias consumidas ou produzidas em reações começando pelo número de gramas pode ser representado conforme mostra a Figura 3 Estequiometria 12 Figura 3 Esquema utilizado para calcular o número de gramas de um reagente consumido ou de um produto formado em uma reação Fonte Adaptada de Brown Lemay e Bursten 2005 p 87 Dados Gramas da substância A Utilize massa molar de A Quantidade de matéria da substância A Use coefcientes da A e B a partir da equação balanceada Quantidade de matéria da substância B Utilize massa molar de B Gramas da substância B Encontrar Para relacionar o balanceamento das reações químicas e os cálculos de quantidade de reagentes vamos desenvolver os conhecimentos abordados em um exemplo A reação de combustão do butano C4H10 um dos gases que compõe o gás de cozinha e os isqueiros descartáveis ocorre por meio da reação química representada pela seguinte equação química C4H10g O2 CO2g H2Og Vamos balancear a equação química a fim de acertar os coeficientes estequiomé tricos para que os reagentes tenham o mesmo número de átomos que os produtos posteriormente a partir da equação já balanceada vamos calcular a massa de dióxido de carbono produzida quando 3 g de butano são queimados Resposta Iniciamos observando a quantidade de cada átomo presente nos reagentes e nos produtos Para os reagentes há 4 carbonos 10 hidrogênios e 2 oxigênios Já nos produtos há 1 carbono 3 oxigênios 2 O do CO2 e mais 1 O da H2O e 2 hidrogênios 13 Estequiometria Vamos iniciar balanceando o número de átomos de carbono Observe que dentre os átomos da reação é o que está em menor quantidade Entretanto qualquer número atribuído ao coeficiente da substância que é composta por carbono será utilizado para multiplicar os índices de cada átomo Assim para essa reação vamos colocar o coeficiente 2 para a molécula de butano que passará a ter 8 carbonos 2 4 8 Para que tenhamos o mesmo número de carbono na molécula de butano e dióxido de carbono vamos colocar o coeficiente 8 na molécula de dióxido de carbono pois como temos apenas 1 carbono é a única possibilidade existente para que o número de carbono permaneça igual em reagentes e produtos Assim temse 2 C4H10g O2 8 CO2g H2Og Com os coeficientes estequiométricos utilizados na equação os carbonos estão proporcionais entretanto temos nos reagentes 20 hidrogênios 2 10 20 e nos produtos 2 hidrogênios Precisamos deixálos também proporcionais Vamos igualar o número de hidrogênios dos produtos para com os 20 hidrogênios dos reagentes Para isso vamos colocar o 10 como coeficiente pois multiplicando o coeficiente 10 pelo índice do átomo de hidrogênio teremos 20 hidrogênios 10 2 20 deixando ambos os lados proporcionais de hidrogênio 2 C4H10g O2 8 CO2g 10 H2Og Agora restou apenas balancear os átomos de oxigênio Temos nos reagentes 2 oxigênios e para os produtos temos 26 oxigênios 8 2 16 de CO2 e mais 10 1 10 da H2O Como temos apenas o O2 dos reagentes que ainda não têm coeficiente vamos atribuir a ele o coeficiente pois assim a quantidade de nenhum outro átomo será alterada apenas o oxigênio dos reagentes Assim atribuindo o coeficiente 13 ao oxigênio dos reagentes vamos ter a mesma quantidade nos dois lados da equação ou seja 26 2 C4H10g 13 O2 8 CO2g 10 H2Og A equação química está balanceada com 8 carbonos 20 hidrogênios e 26 oxigênios para reagentes e produtos Com a equação balanceada podemos calcular a massa de dióxido de carbono produzida quando 3 g de butano são queimados A partir dos coeficientes da equação podemos observar que a quantidade de butano está relacionada com a quantidade de dióxido de carbono produzida 2 mols de butano e 8 mols de dióxido de carbono Entretanto no intuito de usar essa relação devemos usar a massa molar de butano para converter gramas de butano em mol de butano Uma vez que 1 mol de butano tem 580 g de butano temos Estequiometria 14 Utilizase agora o fator estequiométrico a partir da equação balanceada 2 mols de butano 8 mols de dióxido de carbono para calcular mols de dióxido de carbono Por fim podemos calcular a massa de dióxido de carbono em gramas utilizando a massa molar de dióxido de carbono que corresponde a 440 g por mol de dióxido de carbono Assim a massa de dióxido de carbono produzida quando 3 g de butano são quei mados é de 898 g de dióxido de carbono Quantidade de produtos em reações químicas com reagente limitante As experiências realizadas em laboratório não ocorrem de maneira perfeita e geralmente há a presença de um reagente além do necessário ou seja está em excesso e outro em menor quantidade que o necessário para consumir o reagente em excesso Nas reações químicas em que os reagentes não apresentam quantidades ideais para serem totalmente transformados em produtos um dos reagentes ficará por reagir O reagente consumido em primeiro lugar é designado por reagente limitante visto que a quantidade máxima do produto formado depende da quantidade inicial desse reagente Quando todo esse reagente é consumido não se pode mais formar produtos Já os reagentes em excesso são os reagentes presentes em quantidades superiores às necessá rias para reagir com a quantidade de reagente limitante existente CHANG GOLDSBY 2013 Para esclarecer melhor vamos utilizar a reação de oxidação do monóxido de carbono a dióxido de carbono A reação química da oxidação de monóxido de carbono está representada pela equação química a seguir 2 COg O2g 2 CO2g 15 Estequiometria Vamos supor que estão reagindo 4 moléculas de monóxido de carbono e 3 moléculas de O2 como representado na Figura 4 Figura 4 Representação da reação química de oxidação do óxido de carbono Fonte Adaptado de Dmitry GuzhaninShutterstockcom ldambiesShutterstockcom Brown Lemay e Bursten 2005 p 110 As 4 moléculas de monóxido de carbono necessitam de somente duas moléculas de O2 para reagir e formar 4 moléculas de dióxido de carbono e 1 molécula de O2 Isso significa que 1 molécula de O2 permanece sem reagir ao final da reação Dessa forma o monóxido de carbono é o reagente limitante e o O2 é o regente que está em excesso BROWN LEMAY BURSTEN 2005 A relação entre reagente limitante e reagente em excesso pode ser calculada e é a partir dessa quantificação que descobrimos quem é o reagente limitante da reação química Vamos continuar trabalhando com a reação de oxidação do monóxido de carbono Supondo que 3 mols de CO sejam colocados para reagir com 7 mols de O2 Será que essa proporção de reagentes está na rela ção estequiométrica correta ou um dos reagentes é limitante na reação Em outras palavras um deles está em falta e limitará a quantidade de dióxido de carbono produzido O modo de determinar qual dos dois reagentes é o reagente limitante se baseia no cálculo do número de mols de monóxido de carbono e O2 que reagirão e quanto de dióxido de carbono será obtido a partir das quantidades iniciais de monóxido de carbono e oxigênio e O2 Vamos ao cálculo 2 COg O2g 2 CO2g Estequiometria 16 Essas são as quantidades de dióxido de carbono que foram formados com a reação de cada reagente Da definição de reagente limitante sabemos que apenas este dará origem a uma quantidade menor de produto Assim como a quantidade de 3 mols de monóxido de carbono utilizados na reação produz menor quantidade de dióxido de carbono ele é o reagente limitante da reação e o O2 é o reagente e em excesso Para que essa reação consumisse todo o O2 disponível seria necessário adicionar mais reagente monóxido de carbono Além da possibilidade de descobrir quem é o reagente limitante e o reagente em excesso pelo número de mol podese calcular a quantidade pela massa utilizada de cada reagente Esses cálculos são realizados utilizando o mesmo raciocínio para calcular a quantidade de reagentes e produtos em uma reação química Entretanto vamos exemplificar utilizando uma maneira semelhante para que o conhecimento seja sistematizado A reação térmica que produz o ferro metálico e o óxido de alumínio Al2O3 ocorre a partir da reação de pó de alumínio Al e óxido de ferro III A equação química que representa a reação é a seguinte Fe2O3s 2 Als 2 Fes Al2O3s Quando é utilizada uma mistura de 100 g de cada reagente qual é o reagente limitante E que massa de ferro pode ser produzida Iniciamos a resolução do problema buscando identificar qual dos reagentes é li mitante Para isso vamos calcular a quantidade de mol que está reagindo a partir da massa de cada reagente Mol de Al 100 g de Al 1 mol de Al 370 mol de Al 2698 g de Al Mol de Fe2O3 100 g de Fe2O3 062 mol de Fe2O3 1 mol de Fe2O3 1597 g de Fe2O3 Agora que obtemos a quantidade de mols dos reagentes vamos encontrar o reagente limitante comparando a razão encontrada por meio das massas utilizadas com a razão que a equação química apresenta de 2 mols de alumínio dividido por 1 mol de óxido 17 Estequiometria de ferro III Se a relação for menor do que 2 mols de alumínio para 1 de óxido de ferro III o alumínio é o reagente limitante Se for maior do que 21 então o óxido de ferro III é o reagente limitante Vamos aos cálculos de relação Mol de Al encontrado mol de Fe2O3 encontrada 370 mol Al 062 mol Fe2O3 597 mol Al 100 mol de Fe2O3 A relação mol de alumíniomol de óxido de ferro III é muito maior que 21 Isso quer dizer que o reagente limitante é o óxido de ferro III pois temse 597 mols de alumínio muito mais que os 2 mols necessários sendo este o reagente em excesso Já o óxido de ferro III tem na razão 1 mol e quando este for consumido a reação para e ocorre a sobra de alumínio que não reagiu Sabendo que o reagente limitante é o óxido de ferro III podemos calcular a massa de ferro produzida Para isso vamos utilizar a quantidade de reagente limitante e encontrar primeiro a quantidade de mol produzido a partir da equação balanceada como segue Mol de Fe produzido 062 mol de Fe2O3 124 mol de Fe produzidos 2 mol de Fe 1 mol de Fe2O3 Agora basta converter para gramas o número de mol de ferro produzido utilizando a massa molar do composto ferro g de Fe produzidos 124 mol de Fe produzidos 5585 g de Fe 6925 g de Fe produzidos 1 mol de Fe Relação existente entre os números de mol a massa gramas e o volume na quantidade de reagentes e produtos de uma reação química Em uma equação química os coeficientes estequiométricos estão relacionados com a quantidade em mol das substâncias envolvidas Sabendose que numa dada reação química as quantidades de reagentes e produtos apresentam entre si uma proporção constante e conhecendo essa proporção tornase possível avaliar a quantidade desconhecida de uma das substâncias participantes da reação envolvendo relações de mol massa e volume como foi estudado anteriormente ATKINS JONES 2011 As unidades de medida mol massa e volume têm relações em cálculos estequiométrico e podem ser equivalentes ou seja podese transformar quan tidade de matéria mol em gramas de matéria e também em volume O mol é a quantidade de matéria gramas que contém as sustâncias em tamanho normal sejam átomos moléculas ou íons Em diferentes substâncias teremos diferentes massas em gramas A massa em gramas de 1 mol de certa Estequiometria 18 substância isto é a massa em gramas por mol é chamada de massa molar A massa molar em gmol de uma substância é sempre numericamente igual a sua massa molecular em u pois é a média dos isótopos de cada elemento que é expressa na tabela periódica junto com o símbolo do elemento ATKINS JONES 2011 O elemento oxigênio ou um átomo de oxigênio por exemplo tem a massa molar de 15999 gmol ou arredondando 16 gmol Já a molécula de O2 tem 32 gmol Ainda o cloreto de sódio tem massa molar de 5843 gmol Esse valor é obtido a partir da soma da massa molar de todos os elementos que compõem a substância Na 2298 gmol Cl 3545 gmol 5843 Caso a substância apresente um número denominador como na molécula de água a massa molar do hidrogênio deve ser multiplicada por 2 pois são dois átomos de hidrogênios para 1 oxigênio resultando na massa molar de 180 gmol H 10 x 2 20 O 160 18 gmol Esse mesmo raciocínio serve para a molécula de O2 Isso mostra a importância de se escrever corretamente a fórmula química de uma substância Podemos fazer a seguinte relação entre mol e gramas de substâncias 1 mol de molécula de nitrogênio N2 tem 28 g em massa quantidade de matéria 2 mols de molécula de nitrogênio 2 N2 têm 56 g em massa quantidade de matéria 1 mol de cloreto de bário BaCl2 tem 2082 g em massa quantidade de matéria 3 mols de cloreto de bário 3 BaCl2 tem 6246 g em massa quantidade de matéria Para conversão de mol para gramas podemos utilizar uma fórmula n m MM Onde n número de mol quantidade de matéria m massa em gramas MM massa molar gmol Vamos utilizar um exemplo simples pra converter gramas em mol ou vice versa Quantos gramas existem em 2 mols de bicarbonato de sódio NaHCO3 e quantos mols existem em 5 g de bicarbonato de sódio Aplicando a fórmula 19 Estequiometria 2 mol de NaHCO3 16802 g de NaHCO3 x g de NaHCO3 8401 de NaHCO3 g mol x mol de NaHCO3 006 mol de NaHCO3 5 g de NaHCO3 8401 de NaHCO3 g mol Existem 16802 g em 2 mols de bicarbonato de sódio e 006 mol em 5 g de bicarbonato de sódio Além das relações entre mol e massa g podemos fazer a relação com o volume das substâncias Quando é feita a relação entre mol de substância e volume utilizase para a conversão o valor de 224 L que corresponde ao volume ocupado por 1 mol de substância chamado de volume molar Esse valor é derivado da equação de estado dos gases perfeitos e consideradas as condições normais de temperatura e pressão CNTP Isso quer dizer pressão de 1 atm e temperatura de 0C ou 273 K kelvin BROWN LEMAY BURSTEN 2005 A relação para o volume é utilizada principalmente quando nos reagentes ou nos produtos da reação química há a presença de uma substância gasosa ou seja quando se deseja saber qual o volume ocupado por uma determinada substância gasosa Vamos utilizar um exemplo para conversão de mol para volume molar ou para volume de substância Qual o volume ocupado por 1 mol de dióxido de carbono Para resolver essa questão basta fazer uma relação direta Se 1 mol de substância corresponde a 224 L 1 mol de dióxido de carbono vai ocupar 224 L Assim como 2 mols ocupam o dobro do volume 448 L Para a conversão de massa de substância para volume o raciocínio é seme lhante apenas precisamos inicialmente transformar a quantidade em grama para mol e depois converter para volume Vamos observar essas relações no exemplo a seguir qual o volume ocupado por 9 g de gás oxigênio O2 Iniciamos calculando a quantidade de mol que 9 g de O2 representam mol de O2 0562 mol de O2 9 g de O2 16 de O2 g mol Sabemos que 9 g correspondem a 0562 mol de O2 Para obter o volume que essa quantidade de mol ocupa multiplicamos o valor de 0562 mol por 224 L Essa relação pode ser feita por uma regra de três Estequiometria 20 1 mol de O2 224 L 0562 mol de O2 x L x 1258 L Desta forma 0562 mol de O2 ocupam o volume de 1258 L Essa relação é proporcional ao número de mol de O2 pois a quantidade é aproximadamente metade de 1 mol logo o volume também será Para que essas relações fiquem mais claras vamos por meio de alguns exemplos de cálculos estequiométricos encontrar quantidades desconhecidas de reagentes ou produtos em reações químicas buscando fazer a relações entre as unidades de medida mol massa e volume Massa x massa A reação de obtenção do dióxido de enxofre SO2 ocorre a partir da interação entre enxofre S e O2 Industrialmente sabese que 32 g de S reagem comple tamente com 32 g de oxigênio para formar 64 g de dióxido de enxofre Vamos calcular qual a massa de S que reage com 097 g de oxigênio gramas de S 32 g de S 097 g de S 097 g de O2 32 g de O2 Este cálculo também pode ser realizado utilizando uma regra de três simples x 097 g de S esta é a massa de enxofre que vai reagir com 097 g de O2 e vai produzir 194 g de dióxido de enxofre 21 Estequiometria Mol x mol Vamos calcular quantos mols de ácido sulfúrico H2SO4 serão necessários para reagir com 18 mols de hidróxido de sódio NaOH para formar sulfato de sódio Na2SO4 e água Mol de H2SO4 1 mol de H2SO4 9 mol de H2SO4 18 mol de NaOH 2 mol de NaOH Pela regra de três x 9 mols de H2SO4 esta é a quantidade de mol ácido sulfúrico que vai reagir com 18 mols de O2 Massa x mol Calcular a massa de dióxido de carbono necessária para reagir com 4 mol de óxido de cálcio CaO Massas molares CaO 56 gmol CO2 44 gmol CaCO3 100 gmol Gramas de CO2 44 g de CO2 176 g de CO2 4 mol de CaO 1 mol de CO2 Pela regra de três Estequiometria 22 x 176 g de CO2 esta é a quantidade em gramas de dióxido de carbono que vai reagir com 4 mols de CaO Massa x massa Calcular a massa de óxido de cálcio necessária para neutralizar completamente 98 g de ácido sulfúrico Massas molares CaO 56 gmol H2SO4 98 gmol Gramas de CaO 98 g de CaO 98 g de H2SO4 56 g de CaO 98 g de H2SO4 Pela regra de três x 56 g de CaO esta é a quantidade em gramas de óxido de cálcio que vai reagir com 98 g de ácido sulfúrico Massa x volume Qual o volume de gás carbônico nas CNTPs produzido pela decomposição de 250 g de carbonato de cálcio CaCO3 Massa molar CaCO3 100g mol volume molar em CNTP 224 L Nas CNTPs 1 mol de substância ocupa o volume de 224 L Assim podemos fazer o cálculo de volume de dióxido de carbono fazendo a seguinte relação 23 Estequiometria x 56 L de CO2 esta é a quantidade em volume de dióxido de carbono que será produzido na decomposição A resolução de exercícios envolvendo cálculos estequiométricos depende do domínio dos conceitos utilizados da compreensão do enunciado e da organização dos dados fornecidos pelo problema Ainda cada questão requer relações diferentes entre os dados Assim quanto mais exercícios você resol ver mais situações e relações você vai aprender e poderá colocar em prática Neste link você encontra uma ferramenta online que pode auxiliar na correção de exercícios de balanceamento de equações químicas Após você resolver o exercício pode fazer o balanceamento das reações online e comparar se está correta a maneira como você resolveu httpsgooglvYFrqG As reações de oxirredução não têm o mesmo raciocínio para o balanceamento das equações químicas Neste link você vai poder conhecer a forma de realizar o balanceamento de uma reação de oxirredução httpsgooglkojKoT ATKINS P W JONES L Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 5 ed Porto Alegre Bookman 2011 BROWN T L LEMAY H E BURSTEN B E Química a ciência central 9 ed Rio de Janeiro Pearson 2005 CHANG R GOLDSBY K A Química 11 ed Porto Alegre AMGH 2013 JESPERSEN N D BRADY J E HYSLOP A Química a natureza molecular da matéria 7 ed Rio de Janeiro LTC 2017 v 1 KOTZ J C TREICHEL P M Química geral e reações químicas São Paulo Pioneira Thom son Learning 2005 Estequiometria 24 Leituras recomendadas SILVA E L BARP E Química geral e inorgânica princípios básicos estudo da matéria e estequiometria São Paulo Érica 2014 VALIM P Balanceamento de equações químicas por oxirredução 2014 Disponível em httpswwwyoutubecomwatchv1G1tt4ku50I Acesso em 09 out 2018
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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA Josemere Both 3 Estequiometria Figura 1 Representação da reação de combustão do etanol Fonte Adaptada de petargShutterstockcom molekuulbe Shutterstockcom Yuriy Vlasenko Shut terstockcom Mircea MatiesShutterstockcom Brown Lemay e Bursten 2005 p 69 Representação atômica não balanceada Substâncias envolvidas Representação molecular balanceada Etanol Oxigênio Gás carbônico Água Reagentes Produtos C2H6Ol Índice da fórmula química Reage com 3O2g 2CO2g 3H2Og Formação Fórmula química Coefciente estequiométrico A equação química é interpretada lida da seguinte forma 1 mol de etanol reage com 3 mols de oxigênio para formar 2 mols de gás carbônico e 3 mols de água ou ainda 1 molécula de etanol reage com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 moléculas de gás carbônico e 3 moléculas de água As reações químicas não ocorrem ao acaso mas obedecem uma relação entre a quantidade de reagentes que podem interagir para formar a mesma quantidade em massa de outros produtos Essa relação de massa entre pro dutos e reagentes obedece a lei de conservação de massas e de proporções postulada pelos pesquisadores Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust que formularam as leis ponderais das reações químicas Essas leis estabelecem relações entre quantidade de regentes consumidos e de produtos formados durante uma reação química em que nenhum átomo é formado ou destruído apenas ocorre a formação de novas substâncias BROWN LEMAY BURSTEN 2005 ou seja se forem utilizadas 5 g de reagentes e se a reação converter todos os reagentes em produtos serão produzidas 5 g de produtos Quando as proporções de átomo presentes nos reagentes são proporcionais ao número de átomos dos produtos considerase que a equação química está balanceada Como saber quando uma equação química mantém o mesmo número de átomos em reagentes e produtos Vamos aprender a balancear uma reação química utilizando a relação entre a quantidade de reagentes químicos e produtos que é chamada de estequiometria da reação química Estequiometria 4 O balanceamento da reação química para que ela esteja proporcional ocorre com a utilização dos coeficientes estequiométricos que são únicos para cada reação química Estes que estão localizados a frente da fórmula molecular em uma equação química como visto na Figura 1 Para balancear uma reação química precisamos saber a fórmula molecular dos reagentes transformados e dos produtos que são formados A reação de combustão do metano servirá de exemplo para realizar o balanceamento Para compreender melhor o balanceamento de uma equação vamos realizála em etapas e acertando o coeficiente estequiométrico para cada molécula que participa da reação KOTZ TREICHEL 2005 Etapa 1 escrever as fórmulas corretas para os reagentes e produtos e verificar se há proporções entre a quantidade de átomos para cada elemento presente nos reagentes e produtos como segue Podemos constatar que os produtos do lado esquerdo da equação química têm 1 átomo de carbono C 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio Em comparação com os produtos lado direito da equação temos a mesma proporção de átomo de carbono mas não de hidrogênio e oxigênio Dessa forma precisamos balancear a equação química Em outras palavras adequar o número de átomos para produtos e reagentes Etapa 2 balancear o número de átomos de hidrogênio Em reações de com bustão é recomendável iniciar o acerto de coeficientes com o átomo de car bono entretanto na reação de combustão do etanol a quantidade de átomos de carbono é a mesma para reagentes e produtos então iniciaremos com o hidrogênio Nesse caso 4 átomos de hidrogênio estão nos reagentes portanto 4 devem também estar nos produtos Para isso vamos atribuir o coeficiente estequiométrico 2 para a molécula de água que resultará em 4 hidrogênios Veja 5 Estequiometria Quando é atribuído um coeficiente estequiométrico o número que cor responde ao índice da substância é multiplicado pelo número que antecede a molécula pelo coeficiente estequiométrico Assim além de alterar o número de hidrogênio também é alterado o número de átomos de oxigênios passando de 3 para 4 átomos nos reagentes Isso ocorre porque o número atribuído ao coeficiente estequiométrico é valido para toda a molécula e logo modifica a quantidade de todos os átomos que a compõem Etapa 3 balancear os átomos de oxigênio Há 2 átomos de oxigênio nos reagentes e 4 nos produtos 2 no CO2 e mais 2 1 2 na molécula de água Cada molécula de oxigênio tem 2 oxigênios O2 nos reagentes portanto se atribuirmos o coeficiente 2 para a molécula de O2 duas moléculas de oxigênio suprirão os 4 átomos de oxigênio 2 2 4 no O2 dos reagentes necessários para se igualar aos oxigênios dos produtos Etapa 4 verifique se o número de átomos de cada elemento está balanceado 7 Estequiometria reagentes consumidos Essa teoria deu origem à famosa frase que Lavoisier descobridor da lei teria utilizado para expressar a conservação das massas ao final da reação química a qual diz que na natureza nada se cria nada se perde tudo se transforma A conservação de massa na reação em sistema fechado de cloreto de cálcio CaCl2 e sulfato de sódio Na2SO4 para formar sulfato de cálcio CaSO4 e cloreto de sódio NaCl pode ser utilizada para representar a lei de Lavoisier Considerando que a massa dos reagentes é de 18434 g ao final da reação a massa dos produtos continua sendo 18434 g Assim em uma reação química os produtos têm massa igual à massa dos reagentes consumidos como pode ser observado a seguir JESPERSEN BRADY HYSLOP 2017 A lei das proporções definidas de Proust segue o mesmo princípio da lei de conservação da massa em que qualquer relação de massas entre substâncias que participam de uma reação química é sempre uma proporção constante Utilizaremos como exemplo a substância H2O a água que é composta pelos elementos hidrogênio e oxigênio Na reação se utilizarmos 18 g ou dobrarmos a quantidade para 36 g de água equação não balanceada temos a decomposição em 2 g de hidrogênio e 16 g de oxigênio e ainda 4 g de hidrogênio e 32 g oxigênio respectivamente como segue H2Ol Hg Og 18 g 2 g 16 g ou 36 g 4 g 32 g Podemos constatar que a massa dos reagentes é proporcional à soma das massas dos produtos estando em conformidade com a lei de Lavoisier Porém para confirmar a lei das proporções podemos dividir a massa de hidrogênio pela massa de oxigênio e chegamos a uma mesma razão que se mantém cons tante e proporcional Estequiometria 8 Massa de hidrogênio Massa de oxigênio 2 g 16 g 4 g 32 g Ainda a proporção é mantida quando dividimos a massa dos reagentes por 2 2 g dividido por 2 corresponde a 1 16 g dividido por 2 corresponde a 8 e 4 g dividido por 4 corresponde a 1 32 g dividido por 4 corresponde a 8 Essas relações revelam que a proporção entre os elementos que compõem a água permanece constante a massa de oxigênio é 8 vezes maior que a massa de hidrogênio Em outras palavras a composição da água em massa é sempre de 1 parte de hidrogênio para 8 partes de oxigênio É fundamental você saber que a lei de Proust é adequada para as substân cias puras e não para misturas Isso porque uma substância pura tem sempre a mesma composição Assim por exemplo a água pura sempre será formada por hidrogênio e oxigênio numa mesma proporção ou seja sempre terá a mesma composição independentemente se for água de chuva mar ou rio desde que esteja adequadamente purificada Já as misturas não têm compo sição constante como a mistura de água e sal Essas misturas não contêm necessariamente a mesma proporção entre as quantidades de água e sal em sua composição Podemos fazer uma mistura com meia colher de sal em um recipiente e outra com duas colheres de sal na mesma quantidade de água Assim para as misturas a lei de Proust não se aplica Quantidade de reagentes e produtos em uma reação química Na prática da realização de experimentos podese prever a quantidade de matéria formada nos produtos a partir de uma quantidade de reagentes uti lizados em uma reação química Para interpretar a quantidade de produtos consumidos e formados em uma reação química utilizase as massas molares 9 Estequiometria e o conceito de mol de uma equação química que corresponde diretamente ao coeficiente estequiométrico de uma substância Essa relação quantitativa entre substâncias participantes de uma reação recebe o nome de cálculos estequiométricos Para determinar a quantidade de substâncias envolvidas em uma reação química utilizamos sempre a unidade mol como padrão de medida e em seguida podese converter para gramas massa em quantidade de matéria volume ou quantidade de moléculas CHANG GOLDSBY 2013 Utilizando a reação de formação de óxido de ferro III vamos ilustrar a relação entre os coeficientes estequiométricos mol molécula e massa 4 Fes 3 O2g 2 Fe2O3s Os coeficientes estequiométricos da equação química mostram que 4 mo léculas de ferro Fe reagem com 3 moléculas de O2 para formar 2 moléculas de óxido de ferro III Fe2O3 Podemos observar que o número de moléculas corresponde também ao números de mols para cada substância como segue Dessa forma essa reação pode ser interpretada por meio da quantidade de mol de cada molécula da seguinte forma 4 mols de ferro combinamse com 3 mols de O2 para formar 2 mols de óxido de ferro III Em cálculos este quiométricos dizse que 4 mols de ferro são equivalentes a 2 mols de óxido de ferro III representado da seguinte maneira Essa expressão é lida como 4 mols de Fe são estequiometricamente equi valentes a 2 mols de Fe2O3 e 3 mols de O2 são equivalentes a 2 mols de Fe2O3 BROWN LEMAY BURSTEN 2005 Essa relação permite escrever os seguintes fatores de conversão Estequiometria 10 A partir dessas relações de mol podemos calcular a quantidade de uma dada substância em uma reação química Suponhamos que na reação química de formação de óxido de ferro III 58 mols de ferro reajam completamente com O2 para formar óxido de ferro III Qual seria a quantidade de óxido de ferro III formada Para calcular a quantidade em mol de óxido de ferro III produzido utilizase o fator de conversão que tem ferro no denominador e escrevemos a seguinte relação matemática Como podemos observar os cálculos para descobrir a quantidade de mols do produto formado quando alteramos a quantidade de mols de um reagente é simples basta utilizar o fator de conversão Entretanto se o balanceamento da reação química não estiver correto o cálculo também estará errado Para calcular a quantidade de massa em uma reação química as relações matemáticas não são tão simples Vamos considerar que 8 g de ferro foram utilizados e reagiram completamente para a formação de óxido de ferro III Qual será a massa de óxido de ferro III produzidos Para resolução dessa questão vamos utilizar a relação molar da equação balanceada para deduzir a relação entre ferro e óxido de ferro III Vamos inicialmente converter 8 g de Fe em mol de ferro Para isso vamos utilizar a massa molar do ferro como fator de conversão e obtemos a seguinte relação matemática 11 Estequiometria 014 mol de ferro é equivalente a 8 g de ferro utilizados para reação Agora calculamos o número de mol produzidos de óxido de ferro III utilizando mais uma vez o fator de conversão que tem como denominador o ferro Agora que encontramos a quantidade de mol de óxido de ferro III produ zida a partir de 8 g de ferro precisamos apenas converter a quantidade de mol produzida de óxido de ferro III para gramas utilizando a massa molar da substância como fator de conversão gramas de Fe2O3 produzidos 007 mol de Fe2O3 15968 g de Fe2O3 1 mol de Fe2O3 1117 g de Fe2O3 Estas relações podem ser empregadas para trabalhar com cálculos de quan tidades de mols ou gramas para substância O2 e são empregáveis em outras reações químicas A sequência de passos na conversão pode ser resumida conforme consta na Figura 2 Figura 2 Sequência de conversão para cálculo de quantidade de reagentes ou produtos em uma reação química Fonte Adaptada de Brown Lemay e Bursten 2005 p 87 Gramas de reagente Gramas de produto Mols de reagente Mols de produto O resumo do procedimento geral utilizado para se calcular as quantidades de substâncias consumidas ou produzidas em reações começando pelo número de gramas pode ser representado conforme mostra a Figura 3 Estequiometria 12 Figura 3 Esquema utilizado para calcular o número de gramas de um reagente consumido ou de um produto formado em uma reação Fonte Adaptada de Brown Lemay e Bursten 2005 p 87 Dados Gramas da substância A Utilize massa molar de A Quantidade de matéria da substância A Use coefcientes da A e B a partir da equação balanceada Quantidade de matéria da substância B Utilize massa molar de B Gramas da substância B Encontrar Para relacionar o balanceamento das reações químicas e os cálculos de quantidade de reagentes vamos desenvolver os conhecimentos abordados em um exemplo A reação de combustão do butano C4H10 um dos gases que compõe o gás de cozinha e os isqueiros descartáveis ocorre por meio da reação química representada pela seguinte equação química C4H10g O2 CO2g H2Og Vamos balancear a equação química a fim de acertar os coeficientes estequiomé tricos para que os reagentes tenham o mesmo número de átomos que os produtos posteriormente a partir da equação já balanceada vamos calcular a massa de dióxido de carbono produzida quando 3 g de butano são queimados Resposta Iniciamos observando a quantidade de cada átomo presente nos reagentes e nos produtos Para os reagentes há 4 carbonos 10 hidrogênios e 2 oxigênios Já nos produtos há 1 carbono 3 oxigênios 2 O do CO2 e mais 1 O da H2O e 2 hidrogênios 13 Estequiometria Vamos iniciar balanceando o número de átomos de carbono Observe que dentre os átomos da reação é o que está em menor quantidade Entretanto qualquer número atribuído ao coeficiente da substância que é composta por carbono será utilizado para multiplicar os índices de cada átomo Assim para essa reação vamos colocar o coeficiente 2 para a molécula de butano que passará a ter 8 carbonos 2 4 8 Para que tenhamos o mesmo número de carbono na molécula de butano e dióxido de carbono vamos colocar o coeficiente 8 na molécula de dióxido de carbono pois como temos apenas 1 carbono é a única possibilidade existente para que o número de carbono permaneça igual em reagentes e produtos Assim temse 2 C4H10g O2 8 CO2g H2Og Com os coeficientes estequiométricos utilizados na equação os carbonos estão proporcionais entretanto temos nos reagentes 20 hidrogênios 2 10 20 e nos produtos 2 hidrogênios Precisamos deixálos também proporcionais Vamos igualar o número de hidrogênios dos produtos para com os 20 hidrogênios dos reagentes Para isso vamos colocar o 10 como coeficiente pois multiplicando o coeficiente 10 pelo índice do átomo de hidrogênio teremos 20 hidrogênios 10 2 20 deixando ambos os lados proporcionais de hidrogênio 2 C4H10g O2 8 CO2g 10 H2Og Agora restou apenas balancear os átomos de oxigênio Temos nos reagentes 2 oxigênios e para os produtos temos 26 oxigênios 8 2 16 de CO2 e mais 10 1 10 da H2O Como temos apenas o O2 dos reagentes que ainda não têm coeficiente vamos atribuir a ele o coeficiente pois assim a quantidade de nenhum outro átomo será alterada apenas o oxigênio dos reagentes Assim atribuindo o coeficiente 13 ao oxigênio dos reagentes vamos ter a mesma quantidade nos dois lados da equação ou seja 26 2 C4H10g 13 O2 8 CO2g 10 H2Og A equação química está balanceada com 8 carbonos 20 hidrogênios e 26 oxigênios para reagentes e produtos Com a equação balanceada podemos calcular a massa de dióxido de carbono produzida quando 3 g de butano são queimados A partir dos coeficientes da equação podemos observar que a quantidade de butano está relacionada com a quantidade de dióxido de carbono produzida 2 mols de butano e 8 mols de dióxido de carbono Entretanto no intuito de usar essa relação devemos usar a massa molar de butano para converter gramas de butano em mol de butano Uma vez que 1 mol de butano tem 580 g de butano temos Estequiometria 14 Utilizase agora o fator estequiométrico a partir da equação balanceada 2 mols de butano 8 mols de dióxido de carbono para calcular mols de dióxido de carbono Por fim podemos calcular a massa de dióxido de carbono em gramas utilizando a massa molar de dióxido de carbono que corresponde a 440 g por mol de dióxido de carbono Assim a massa de dióxido de carbono produzida quando 3 g de butano são quei mados é de 898 g de dióxido de carbono Quantidade de produtos em reações químicas com reagente limitante As experiências realizadas em laboratório não ocorrem de maneira perfeita e geralmente há a presença de um reagente além do necessário ou seja está em excesso e outro em menor quantidade que o necessário para consumir o reagente em excesso Nas reações químicas em que os reagentes não apresentam quantidades ideais para serem totalmente transformados em produtos um dos reagentes ficará por reagir O reagente consumido em primeiro lugar é designado por reagente limitante visto que a quantidade máxima do produto formado depende da quantidade inicial desse reagente Quando todo esse reagente é consumido não se pode mais formar produtos Já os reagentes em excesso são os reagentes presentes em quantidades superiores às necessá rias para reagir com a quantidade de reagente limitante existente CHANG GOLDSBY 2013 Para esclarecer melhor vamos utilizar a reação de oxidação do monóxido de carbono a dióxido de carbono A reação química da oxidação de monóxido de carbono está representada pela equação química a seguir 2 COg O2g 2 CO2g 15 Estequiometria Vamos supor que estão reagindo 4 moléculas de monóxido de carbono e 3 moléculas de O2 como representado na Figura 4 Figura 4 Representação da reação química de oxidação do óxido de carbono Fonte Adaptado de Dmitry GuzhaninShutterstockcom ldambiesShutterstockcom Brown Lemay e Bursten 2005 p 110 As 4 moléculas de monóxido de carbono necessitam de somente duas moléculas de O2 para reagir e formar 4 moléculas de dióxido de carbono e 1 molécula de O2 Isso significa que 1 molécula de O2 permanece sem reagir ao final da reação Dessa forma o monóxido de carbono é o reagente limitante e o O2 é o regente que está em excesso BROWN LEMAY BURSTEN 2005 A relação entre reagente limitante e reagente em excesso pode ser calculada e é a partir dessa quantificação que descobrimos quem é o reagente limitante da reação química Vamos continuar trabalhando com a reação de oxidação do monóxido de carbono Supondo que 3 mols de CO sejam colocados para reagir com 7 mols de O2 Será que essa proporção de reagentes está na rela ção estequiométrica correta ou um dos reagentes é limitante na reação Em outras palavras um deles está em falta e limitará a quantidade de dióxido de carbono produzido O modo de determinar qual dos dois reagentes é o reagente limitante se baseia no cálculo do número de mols de monóxido de carbono e O2 que reagirão e quanto de dióxido de carbono será obtido a partir das quantidades iniciais de monóxido de carbono e oxigênio e O2 Vamos ao cálculo 2 COg O2g 2 CO2g Estequiometria 16 Essas são as quantidades de dióxido de carbono que foram formados com a reação de cada reagente Da definição de reagente limitante sabemos que apenas este dará origem a uma quantidade menor de produto Assim como a quantidade de 3 mols de monóxido de carbono utilizados na reação produz menor quantidade de dióxido de carbono ele é o reagente limitante da reação e o O2 é o reagente e em excesso Para que essa reação consumisse todo o O2 disponível seria necessário adicionar mais reagente monóxido de carbono Além da possibilidade de descobrir quem é o reagente limitante e o reagente em excesso pelo número de mol podese calcular a quantidade pela massa utilizada de cada reagente Esses cálculos são realizados utilizando o mesmo raciocínio para calcular a quantidade de reagentes e produtos em uma reação química Entretanto vamos exemplificar utilizando uma maneira semelhante para que o conhecimento seja sistematizado A reação térmica que produz o ferro metálico e o óxido de alumínio Al2O3 ocorre a partir da reação de pó de alumínio Al e óxido de ferro III A equação química que representa a reação é a seguinte Fe2O3s 2 Als 2 Fes Al2O3s Quando é utilizada uma mistura de 100 g de cada reagente qual é o reagente limitante E que massa de ferro pode ser produzida Iniciamos a resolução do problema buscando identificar qual dos reagentes é li mitante Para isso vamos calcular a quantidade de mol que está reagindo a partir da massa de cada reagente Mol de Al 100 g de Al 1 mol de Al 370 mol de Al 2698 g de Al Mol de Fe2O3 100 g de Fe2O3 062 mol de Fe2O3 1 mol de Fe2O3 1597 g de Fe2O3 Agora que obtemos a quantidade de mols dos reagentes vamos encontrar o reagente limitante comparando a razão encontrada por meio das massas utilizadas com a razão que a equação química apresenta de 2 mols de alumínio dividido por 1 mol de óxido 17 Estequiometria de ferro III Se a relação for menor do que 2 mols de alumínio para 1 de óxido de ferro III o alumínio é o reagente limitante Se for maior do que 21 então o óxido de ferro III é o reagente limitante Vamos aos cálculos de relação Mol de Al encontrado mol de Fe2O3 encontrada 370 mol Al 062 mol Fe2O3 597 mol Al 100 mol de Fe2O3 A relação mol de alumíniomol de óxido de ferro III é muito maior que 21 Isso quer dizer que o reagente limitante é o óxido de ferro III pois temse 597 mols de alumínio muito mais que os 2 mols necessários sendo este o reagente em excesso Já o óxido de ferro III tem na razão 1 mol e quando este for consumido a reação para e ocorre a sobra de alumínio que não reagiu Sabendo que o reagente limitante é o óxido de ferro III podemos calcular a massa de ferro produzida Para isso vamos utilizar a quantidade de reagente limitante e encontrar primeiro a quantidade de mol produzido a partir da equação balanceada como segue Mol de Fe produzido 062 mol de Fe2O3 124 mol de Fe produzidos 2 mol de Fe 1 mol de Fe2O3 Agora basta converter para gramas o número de mol de ferro produzido utilizando a massa molar do composto ferro g de Fe produzidos 124 mol de Fe produzidos 5585 g de Fe 6925 g de Fe produzidos 1 mol de Fe Relação existente entre os números de mol a massa gramas e o volume na quantidade de reagentes e produtos de uma reação química Em uma equação química os coeficientes estequiométricos estão relacionados com a quantidade em mol das substâncias envolvidas Sabendose que numa dada reação química as quantidades de reagentes e produtos apresentam entre si uma proporção constante e conhecendo essa proporção tornase possível avaliar a quantidade desconhecida de uma das substâncias participantes da reação envolvendo relações de mol massa e volume como foi estudado anteriormente ATKINS JONES 2011 As unidades de medida mol massa e volume têm relações em cálculos estequiométrico e podem ser equivalentes ou seja podese transformar quan tidade de matéria mol em gramas de matéria e também em volume O mol é a quantidade de matéria gramas que contém as sustâncias em tamanho normal sejam átomos moléculas ou íons Em diferentes substâncias teremos diferentes massas em gramas A massa em gramas de 1 mol de certa Estequiometria 18 substância isto é a massa em gramas por mol é chamada de massa molar A massa molar em gmol de uma substância é sempre numericamente igual a sua massa molecular em u pois é a média dos isótopos de cada elemento que é expressa na tabela periódica junto com o símbolo do elemento ATKINS JONES 2011 O elemento oxigênio ou um átomo de oxigênio por exemplo tem a massa molar de 15999 gmol ou arredondando 16 gmol Já a molécula de O2 tem 32 gmol Ainda o cloreto de sódio tem massa molar de 5843 gmol Esse valor é obtido a partir da soma da massa molar de todos os elementos que compõem a substância Na 2298 gmol Cl 3545 gmol 5843 Caso a substância apresente um número denominador como na molécula de água a massa molar do hidrogênio deve ser multiplicada por 2 pois são dois átomos de hidrogênios para 1 oxigênio resultando na massa molar de 180 gmol H 10 x 2 20 O 160 18 gmol Esse mesmo raciocínio serve para a molécula de O2 Isso mostra a importância de se escrever corretamente a fórmula química de uma substância Podemos fazer a seguinte relação entre mol e gramas de substâncias 1 mol de molécula de nitrogênio N2 tem 28 g em massa quantidade de matéria 2 mols de molécula de nitrogênio 2 N2 têm 56 g em massa quantidade de matéria 1 mol de cloreto de bário BaCl2 tem 2082 g em massa quantidade de matéria 3 mols de cloreto de bário 3 BaCl2 tem 6246 g em massa quantidade de matéria Para conversão de mol para gramas podemos utilizar uma fórmula n m MM Onde n número de mol quantidade de matéria m massa em gramas MM massa molar gmol Vamos utilizar um exemplo simples pra converter gramas em mol ou vice versa Quantos gramas existem em 2 mols de bicarbonato de sódio NaHCO3 e quantos mols existem em 5 g de bicarbonato de sódio Aplicando a fórmula 19 Estequiometria 2 mol de NaHCO3 16802 g de NaHCO3 x g de NaHCO3 8401 de NaHCO3 g mol x mol de NaHCO3 006 mol de NaHCO3 5 g de NaHCO3 8401 de NaHCO3 g mol Existem 16802 g em 2 mols de bicarbonato de sódio e 006 mol em 5 g de bicarbonato de sódio Além das relações entre mol e massa g podemos fazer a relação com o volume das substâncias Quando é feita a relação entre mol de substância e volume utilizase para a conversão o valor de 224 L que corresponde ao volume ocupado por 1 mol de substância chamado de volume molar Esse valor é derivado da equação de estado dos gases perfeitos e consideradas as condições normais de temperatura e pressão CNTP Isso quer dizer pressão de 1 atm e temperatura de 0C ou 273 K kelvin BROWN LEMAY BURSTEN 2005 A relação para o volume é utilizada principalmente quando nos reagentes ou nos produtos da reação química há a presença de uma substância gasosa ou seja quando se deseja saber qual o volume ocupado por uma determinada substância gasosa Vamos utilizar um exemplo para conversão de mol para volume molar ou para volume de substância Qual o volume ocupado por 1 mol de dióxido de carbono Para resolver essa questão basta fazer uma relação direta Se 1 mol de substância corresponde a 224 L 1 mol de dióxido de carbono vai ocupar 224 L Assim como 2 mols ocupam o dobro do volume 448 L Para a conversão de massa de substância para volume o raciocínio é seme lhante apenas precisamos inicialmente transformar a quantidade em grama para mol e depois converter para volume Vamos observar essas relações no exemplo a seguir qual o volume ocupado por 9 g de gás oxigênio O2 Iniciamos calculando a quantidade de mol que 9 g de O2 representam mol de O2 0562 mol de O2 9 g de O2 16 de O2 g mol Sabemos que 9 g correspondem a 0562 mol de O2 Para obter o volume que essa quantidade de mol ocupa multiplicamos o valor de 0562 mol por 224 L Essa relação pode ser feita por uma regra de três Estequiometria 20 1 mol de O2 224 L 0562 mol de O2 x L x 1258 L Desta forma 0562 mol de O2 ocupam o volume de 1258 L Essa relação é proporcional ao número de mol de O2 pois a quantidade é aproximadamente metade de 1 mol logo o volume também será Para que essas relações fiquem mais claras vamos por meio de alguns exemplos de cálculos estequiométricos encontrar quantidades desconhecidas de reagentes ou produtos em reações químicas buscando fazer a relações entre as unidades de medida mol massa e volume Massa x massa A reação de obtenção do dióxido de enxofre SO2 ocorre a partir da interação entre enxofre S e O2 Industrialmente sabese que 32 g de S reagem comple tamente com 32 g de oxigênio para formar 64 g de dióxido de enxofre Vamos calcular qual a massa de S que reage com 097 g de oxigênio gramas de S 32 g de S 097 g de S 097 g de O2 32 g de O2 Este cálculo também pode ser realizado utilizando uma regra de três simples x 097 g de S esta é a massa de enxofre que vai reagir com 097 g de O2 e vai produzir 194 g de dióxido de enxofre 21 Estequiometria Mol x mol Vamos calcular quantos mols de ácido sulfúrico H2SO4 serão necessários para reagir com 18 mols de hidróxido de sódio NaOH para formar sulfato de sódio Na2SO4 e água Mol de H2SO4 1 mol de H2SO4 9 mol de H2SO4 18 mol de NaOH 2 mol de NaOH Pela regra de três x 9 mols de H2SO4 esta é a quantidade de mol ácido sulfúrico que vai reagir com 18 mols de O2 Massa x mol Calcular a massa de dióxido de carbono necessária para reagir com 4 mol de óxido de cálcio CaO Massas molares CaO 56 gmol CO2 44 gmol CaCO3 100 gmol Gramas de CO2 44 g de CO2 176 g de CO2 4 mol de CaO 1 mol de CO2 Pela regra de três Estequiometria 22 x 176 g de CO2 esta é a quantidade em gramas de dióxido de carbono que vai reagir com 4 mols de CaO Massa x massa Calcular a massa de óxido de cálcio necessária para neutralizar completamente 98 g de ácido sulfúrico Massas molares CaO 56 gmol H2SO4 98 gmol Gramas de CaO 98 g de CaO 98 g de H2SO4 56 g de CaO 98 g de H2SO4 Pela regra de três x 56 g de CaO esta é a quantidade em gramas de óxido de cálcio que vai reagir com 98 g de ácido sulfúrico Massa x volume Qual o volume de gás carbônico nas CNTPs produzido pela decomposição de 250 g de carbonato de cálcio CaCO3 Massa molar CaCO3 100g mol volume molar em CNTP 224 L Nas CNTPs 1 mol de substância ocupa o volume de 224 L Assim podemos fazer o cálculo de volume de dióxido de carbono fazendo a seguinte relação 23 Estequiometria x 56 L de CO2 esta é a quantidade em volume de dióxido de carbono que será produzido na decomposição A resolução de exercícios envolvendo cálculos estequiométricos depende do domínio dos conceitos utilizados da compreensão do enunciado e da organização dos dados fornecidos pelo problema Ainda cada questão requer relações diferentes entre os dados Assim quanto mais exercícios você resol ver mais situações e relações você vai aprender e poderá colocar em prática Neste link você encontra uma ferramenta online que pode auxiliar na correção de exercícios de balanceamento de equações químicas Após você resolver o exercício pode fazer o balanceamento das reações online e comparar se está correta a maneira como você resolveu httpsgooglvYFrqG As reações de oxirredução não têm o mesmo raciocínio para o balanceamento das equações químicas Neste link você vai poder conhecer a forma de realizar o balanceamento de uma reação de oxirredução httpsgooglkojKoT ATKINS P W JONES L Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 5 ed Porto Alegre Bookman 2011 BROWN T L LEMAY H E BURSTEN B E Química a ciência central 9 ed Rio de Janeiro Pearson 2005 CHANG R GOLDSBY K A Química 11 ed Porto Alegre AMGH 2013 JESPERSEN N D BRADY J E HYSLOP A Química a natureza molecular da matéria 7 ed Rio de Janeiro LTC 2017 v 1 KOTZ J C TREICHEL P M Química geral e reações químicas São Paulo Pioneira Thom son Learning 2005 Estequiometria 24 Leituras recomendadas SILVA E L BARP E Química geral e inorgânica princípios básicos estudo da matéria e estequiometria São Paulo Érica 2014 VALIM P Balanceamento de equações químicas por oxirredução 2014 Disponível em httpswwwyoutubecomwatchv1G1tt4ku50I Acesso em 09 out 2018