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

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1 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 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (g) Reagentes Produtos 2 Al (s) + Fe 2 O 3(s) Al 2 O 3(s) + 2 Fe (l) ou C 12 H 22 O 11(s) H O 2 C 12 H 22 O 11(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 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (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

2 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 (O 2 ) que deve ser inalada para consumir 10,0 g de açúcar (C 12 H 22 O 11 ), a reação não-balanceada é: C 12 H 22 O 11(s) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (l) Como fazer isso? 1º passo) Balancear a equação. C 12 H 22 O 11(s) + 12 O 2(g) 12 CO 2(g) + 11 H 2 O (l) 2º passo) Identificar o objetivo do problema. Encontrar a massa de gás oxigênio (O 2 ). 3º passo) Relacionar os compostos necessários. C 12 H 22 O 11 e 12 O 2 4º passo) Encontrar a massa molar dos compostos escolhidos. M C 12H 22O 11 = 342 g/mol e M O 2 = 32 g/mol 5º passo) Calcular a quantidade de matéria do composto que possui dados para isso. m de C 12 H 22 O 11 = 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 O 2 que será utilizado. C 12 H 22 O O 2 1 mol mol 0,029 mol ---- x x = 0,348 mol de O 2 7º passo) Transformar mol de O 2 em gramas. Quantidade de matéria = 0,348 mol m de O 2 = 11,14 g Portanto, são necessários 11,14 g de O 2 para consumir 10,0 g de açúcar. Março de

3 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 CO 2 e H 2 O 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: reação: Para preparar 3,00 g de óxido de nitrogênio são necessárias 1,7 g de NH 3 e 4,0 g de O 2, segundo a 4 NH 3(g) + 5 O 2(g) 4 NO (g) + 6 H 2 O (g) Estas quantidades são estequiométricas. Observemos o gráfico para verificar o que aconteceria com a produção de NO se mantivéssemos a quantidade de O 2 em 4,0 g e alterássemos a quantidade de NH 3 : A partir da observação podemos concluir que: 1. A quantidade de NO produzida é proporcional à quantidade de amônia, NH 3 ; 2. O patamar indica que, mesmo que a quantidade de NH 3 seja aumentada, não há mais oxigênio suficiente para aumentar a produção de NO. Portanto, neste caso, o O 2 é o reagente limitante e o NH 3 é o reagente em excesso. Março de

4 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) 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) Março de

5 ppm = partes por milhão: é expressa em miligramas ( = 10-3 g) de soluto por litro de solução, ppm = m de soluto (mg) ppb = partes por bilhão: é expressa em microgramas ( = 10-6 g) de soluto por litro de solução, ppb = m de soluto (µg) ppt = partes por trilhão: é expressa em nanogramas ( = 10-9 g) de soluto por litro de solução, ppt = m de soluto (ng) REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Porto Alegre: Bookman, BROWN, T.L. et al. Química a Ciência Central. 9 ed. São Paulo: Pearson-Prentice Hall, KOTZ, J.C.; TREICHEL, P. Jr. Química Geral e Reações Químicas. 1 ed. São Paulo: Thomson Pioneira, Vol. 1., Março de