Estequiometria significa medida de um elemento Com base numa equação química, podemos calcular o número de mols, o número de moléculas, a massa, o volume de uma ou mais substâncias, em função de algum valor dado numa reação química.
Um exemplo do nosso dia-a-dia: Para fazermos um bolo simples é necessário respeitar uma receita padrão: 3 xícaras de farinha de trigo 4 ovos 1 copo de leite
Observe então: No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma situação. Para resolvê-lo precisamos de uma receita (reação) que traga os ingredientes (reagentes e/ou produtos) e suas quantidades (coeficientes estequiométricos da reação).
Por analogia, temos:
Devemos lembrar que as quantidades em uma reação não podem ser dadas em xícaras, copos e etc., mas em quantidade de matéria (mols). Assim a reação em exemplo estabelece uma proporção: Para cada mol de carbono são necessários 2 mols de gás hidrogênio e meio mol de gás oxigênio. Se pusermos para reagir 2 mols de carbono, será necessário dobrar a receita.
Observe a reação: 1 N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) número de moléculas 1(6,02.10 23 moléculas) 3(6,02.10 23 moléculas) 2(6,02.10 23 moléculas) número de mols 1 mol 3 mol 2 mol em massa 28 g(2.14g) 6 g(6.1g) 34 g(2.17g) em volume (CNTP) 22,4L 67,2 L(3.22,4L) 44,8L (2.22,4L)
Aplicação: Dado a reação: 4Fe + 3O 2 2Fe 2 O 3 Vamos calcular: a) O número de mols de oxigênio necessário para reagir com 5 mols de ferro. 4 mol 3 mol 5 mol x x = 3,75 mol
b) A quantidade de massa de óxido de ferro produzida na reação de 6 mol de gás oxigênio com quantidade suficiente de ferro. 3O 2 2Fe 2 O 3 3 (32 g) 2 (160 g) 96 g 320 g 6 (32 g) x x = 640 g
Reagentes em excesso e reagente limitante: Um exemplo de reação química muito comum em nosso cotidiano é a reação de combustão, para que ela ocorra é necessária a presença de três fatores: um combustível, um comburente e energia de ativação. Essa reação consiste na queima de um combustível que pode ser a gasolina, álcool, etc., através da energia de ativação (calor de uma chama, faísca elétrica), na presença de um comburente que, em geral, é o oxigênio do ar (O 2 ).
Quando dois reagentes são misturados e eles não se encontram em proporções iguais, um deles será consumido totalmente enquanto o outro poderá deixar certa quantidade sem reagir. O reagente que teve seu aproveitamento total é chamado de reagente limitante e o outro será o reagente em excesso.
Para resolver questões que envolvem reagentes limitante e em excesso, podemos seguir estas etapas: a) Determinar o reagente limitante; b) Determinar a massa do produto formado; c) Determinar a massa do reagente em excesso.
Aplicação: Mistura-se 40 g de gás hidrogênio com 40 g de gás oxigênio, com a finalidade de produzir água, segundo a reação: 2H 2 + O 2 2H 2 O 2 mol 2 mol 2(2g) 2(18g) 40 g x x = 360 g H 2 O
Aplicação: 2H 2 + O 2 2H 2 O 1mol 2 mol 1(32g) 2(18g) 40 g x x = 45 g H 2 O A menor quantidade de água formada será de 45 g, logo o reagente que limita a reação é o gás oxigênio.
Aplicação: * Onde a massa do H 2 que foi consumida é: 2H 2 + O 2 2H 2 O 2 mol 2 mol 2(2g) 2(18g) x 45 g x = 5 g de H 2 Portanto a massa em excesso do H 2 é de 35 g.
Quando os reagentes são substâncias impuras É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque eles são mais baratos ou porque eles já são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios).
Quando os reagentes são substâncias impuras Consideremos, por exemplo, o caso do calcário, que é um mineral formado principalmente por CaCO 3 (substância principal), porém acompanhado de várias outras substâncias (impurezas): se em 100 g de calcário encontramos 90 g de CaCO 3 e 10 g de impurezas, dizemos que o calcário tem 90% de pureza (porcentagem ou teor de pureza) e 10% de impurezas (porcentagem das impurezas).
Quando o rendimento da reação não é o total É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a esperada pela equação química correspondente. Quando isso acontece dizemos que o rendimento da reação não foi total ou completo. Esse fato pode ocorrer ou porque a reação é "incompleta" (reação reversível) ou porque ocorrem "perdas" durante a reação.
O rendimento real pode ser calculado em porcentagem: rendimento teórico 100 % rendimento real x Aplicação: Determine o rendimento real de um experimento onde 2 g de H 2 reagiram com 16 g de O 2, produzindo 14,4 g de água.
Aplicação: 2H 2 + O 2 2H 2 O 4g 32g 36 g então: 2g 16g x x = 18 g 18 g 100 % de rendimento teórico 14,4g z z = 80 % de rendimento real.