Cálculo Estequiométrico Profª.: Alessandra Rodrigues

Cálculo estequiométrico É o cálculo das quantidades de reagentes e produtos que participam de uma reação química. Essas quantidades podem ser expressas de diversas formas: massa (g e kg), volume (mL e L), quantidade de matéria (mols) e número de moléculas. DICAS 1- Saber montar a equação química do processo. 2- Equilibrar ou balancear os coeficientes estequiométricos da equação química. Neste caso, lembre-se de que a mesma quantidade de átomos de cada tipo deve aparecer em ambos os lados da equação. 3- Montar a proporção baseando-se nos dados e nas perguntas do problema (massa-massa, massa-quantidade em mols, massa-volume etc). A maneira mais simples para isso é através da regra de três.

Proporção estequiométrica Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. 2CO(g) + 1O2(g) → 2CO2(g) (2 : 1 : 2) É importante saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos dão a proporção em mols dos participantes da reação. Assim, analisando uma equação balanceada como 2CO(g) + 1O2(g) → 2CO2(g) Devemos saber que ela indica que 2 mols de CO reagem com 1 mol de O2 para dar 2 mols de CO2 gasoso. Lembre-se que mol é o número de Avogadro (6,023 . 1023) de partículas.

Relação em massa Os dados do problema e as quantidades de incógnitas pedidas são expressos em termos de massa. Exemplo: Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual a massa de NH3 obtida quando se reagem totalmente 3g de H2? Resolução: a) Proporção em quantidade de matéria 3 mol de H2 –––––––– 2 mol de NH3 b) Regra de três 3 . 2g de H2 –––––––– 2 . 17g de NH3 3g de H2 –––––––– x x = 102/6 = 17g de NH3

Relação de volume Basta lembrar que 1 mol de qualquer gás, a 0ºC e 1 atm, ocupa o volume de 22,4 litros. Exemplo: Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual o volume de N2, a 0ºC e 1 atm, obtido quando se reagem totalmente 3g de H2? Resolução: a) Proporção em mol 1 mol de N2 –––––––– 3 mol de H2 b) Regra de três 22,4L de N2 –––––––– 3 . 2g de H2 x –––––––– 3 de H2 x = 22,4/2 = 11,2L

Reagente em excesso Quando o problema dá as quantidades de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, pois, em outro caso, bastaria a quantidade de um deles para se calcular a quantidade do outro. Para fazer o cálculo estequiométrico usamos o reagente que não está em excesso (reagente limitante). Para isso, a primeira coisa é se determinar o reagente em excesso.

Reagente em excesso Na reação 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) colocando-se em presença 3g de hidrogênio e 30g de oxigênio, qual a massa de água formada? Resolução: a) Verificar qual substância está em excesso 2 mol de H2 –––––––– 1 mol de O2 4g de H2 –––––––– 32g de O2 3g de H2 –––––––– x gramas de O2 x = 24g Como 3g de H2 reagem com 24g de O2, se no recipiente existem 30g de O2, conclui-se que sobram 30 – 24 = 6g de O2 em excesso (sem reagir). O reagente limitante é o H2.

b) Cálculo da quantidade de água 2 mol de H2 –––––––– 2 mol de H2O 4g –––––––– 36g 3g –––––––– y y = 27g de água

Pureza Muitas vezes, a substância está acompanhada de impurezas. Por exemplo, CaCO3 de 80% de pureza  significa que, em 100g de CaCO3 impuro (CaCO3 + areia + carvão etc.), exitem 80g de CaCO3 puro e 20g de impurezas. Assim, se numa reação estamos usando 150g de CaCO3 com 80% de pureza, significa que a massa real de CaCO3 é 120g, ou seja, 150 . 0,8 = 120g.

Pureza Considerando a reação FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S qual é a massa de FeCl2 obtida quando 1100g de FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido nítrico? Dados: FeCl2 127g/mol; FeS 88g/mol. Resolução: Quando o problema não faz referência, consideramos a pureza de 100%. Quando ela é dada, é necessário converter a quantidade de substância impura na quantidade correspondente da substância pura. 1100g –––––– 100% x –––––– 80% x = 880g Proporção em mol 1 mol de FeS ––––– 1 mol de FeCl2 b) Regra de três 88g –––––– 127g 880g –––––– y y = 1270g

Rendimento Devido a vários motivos, a quantidade de produto obtida, realmente, é menor do que a calculada de acordo com os coeficientes das substâncias. Assim, rendimento de 90% significa que, na prática, obtém-se 90% da quantidade calculada de acordo com os coeficientes.

Rendimento Exemplo: A 0ºC e 1 atm, 11,2 litros de CO2 reagem com hidróxido de sódio. Qual a massa de carbonato de sódio (106g/mol) obtida, sabendo-se que o rendimento da reação foi de 90%? Resolução: a) Proporção em mol 1 mol de CO2 –––––– 1 mol de Na2CO3 b) Regra de três 22,4L de CO2 –––––– 106g de Na2CO3 11,2L de CO2 –––––– x x = 53g

Rendimento c) Massa de Na2CO3 com rendimento de 90% 53g –––––– 100% y –––––– 90% y = 47,7g O rendimento de uma reação pode ser calculado teoricamente dividindo-se a quantidade realmente obtida na prática pela quantidade calculada teoricamente pelos coeficientes, neste caso, temos: R = 47,7/53 = 90%

Exercício enxofre (32g) + oxigênio (32g) dióxido de enxofre (64g) (Enem) Atualmente, sistemas de purificação de emissões poluidoras estão sendo exigidos por lei em um número cada vez maior de países. O controle das emissões de dióxido de enxofre gasoso, provenientes da queima de carvão que contém enxofre, pode ser feito pela reação desse gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio em água, sendo formado um produto não poluidor do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como as massas de algumas das substâncias envolvidas nessas reações, podem ser assim representadas: enxofre (32g) + oxigênio (32g) dióxido de enxofre (64g) dióxido de enxofre (64g) + hidróxido de cálcio (74g) produto não poluidor Dessa forma, para absorver todo o dióxido de enxofre produzido pela queima de uma tonelada de carvão (contendo 1% de enxofre), é suficiente a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio de, aproximadamente, a) 23 kg. b) 43 kg. c) 64 kg. d) 74 kg. e) 138 kg.

Resolução

Referência http://quimicasemsegredos.com/calculo-estequiometrico.php acessado em 9h 23/10/2013 Química 1º Ano: Ensino Médio 1º ed. São Paulo: Edições SM, 2010 (Coleção Ser Protagonista)