ESTEQUIOMETRIA. 1. Introdução

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1 ESTEQUIOMETRIA 1. Introdução A palavra estequiometria vem do grego stoikheion (elemento) e metriā (medida). A estequiometria baseia-se na Lei da Conservação das Massas e na Lei das Proporções Definidas (ou Lei da Composição Constante). Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantia de um elemento A no reagente deve ser igual à quantia do mesmo elemento no produto. Entretanto, para entendermos como a Lei da Conservação das Massas e a Lei das Proporções definidas são utilizadas para a realização de cálculos estequiométricos, é necessário entendermos como a massa de um átomo é representada. 2. Unidade de massa atômica e mol A massa de um átomo qualquer é muito pequena para ser expressa em gramas. Assim, uma unidade mais conveniente para expressar a massa de átomos seria aquela que fosse muito menor que o grama, melhorando a precisão na sua indicação ao evitar a utilização de dezenas de casas decimais. A massa atômica é normalmente expressa em uma unidade muito pequena, chamada de unidade de massa atômica, cuja abreviatura é u.m.a. Uma unidade de massa atômica é definida como sendo 1/12 da massa do isótopo mais comum do carbono, 12 C. Os valores de massa atômica dos elementos, dados nas tabelas periódicas, são expressos em u.m.a., variando apenas a quantidade de algarismos significativos de uma tabela para outra. A massa de uma molécula é a soma das massas atômicas dos átomos que a compõem e é chamada massa molecular. Por exemplo, a massa molecular da água, cuja fórmula molecular é H 2 O, é 2 x 1 u.m.a u.m.a. = 18 u.m.a. O mol é uma unidade de medida que possibilita expressar o número de átomos ou de moléculas de qualquer sistema químico. Como o átomo é algo muito pequeno para ser contado, o mol surge como uma solução prática para contar átomos e moléculas, sendo o mol um pacote com um número definido de átomos (ou moléculas). É uma unidade para descrever grandes quantidades de objetos, derivada de ideia semelhante à dúzia. O mol, por definição equivale ao número de átomos de carbono contidos em exatamente 12g de 12 C. Este valor é chamado número de Avogadro e é igual a 6,02x Desta forma, um mol é a quantidade de material que contém o número de Avogadro de partículas. Assim como uma dúzia de átomos de He seria o mesmo que 12 átomos de He, 1 mol de átomos de He equivale a 6,02x10 23 átomos de He; 1 mol de elétrons é igual a 6,02x10 23 elétrons e 1 mol de íons Na + equivale a 6,02x10 23 íons Na +. O número de Avogadro é o número de átomos de qualquer elemento que devem ser reunidos com a finalidade de que o grupo inteiro apresente a massa em

2 gramas numericamente igual à massa atômica dada em u.m.a. do elemento. Por exemplo, a massa atômica de um átomo de O, que pode ser obtida na tabela periódica, é igual a 16 u.m.a.; 1 mol de átomos de O, que são 6,02x10 23 átomos de oxigênio, tem massa igual a 16 g; 2 mol de átomos de O possuem 32g. Uma molécula de H 2 O apresenta massa igual a 18 u.m.a.; 1 mol de moléculas de H 2 O tem massa igual a 18g. 3. Reações Químicas Uma reação química significa uma transformação de substâncias em outras. As substâncias que iniciam a reação química são chamadas reagentes, enquanto que aquelas que são obtidas ao final de uma da reação são chamadas produtos. Diz-se, então, que os reagentes são transformados nos produtos. Uma equação química é a descrição global da reação química. Nela constam as fórmulas das substâncias reagente e dos produtos: Reagentes Produtos O papel da equação química é representar o processo químico descrevendo-o qualitativamente e quantitativamente de forma breve e precisa. Qualitativamente, uma equação química mostra quais são os reagentes e produtos envolvidos na reação. Quantitativamente, uma equação balanceada especifica uma relação numérica das quantidades (átomos, moléculas, fórmulas unitárias etc.) de reagentes e de produtos de uma reação. Por exemplo, para a equação: há duas interpretações quantitativas: 4 Fe(s) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) em termos de quantidades microscópicas, tem-se que 4 átomos de ferro combinam-se com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 fórmulas unitárias de óxido de ferro; em termos de quantidades macroscópicas, tem-se que 4 mol de átomos de ferro combinam-se com 3 mol de moléculas de oxigênio para formar 2 mol de fórmulas unitárias de óxido de ferro. Os coeficientes da equação balanceada descrevem razões fixas das quantidades dos reagentes e produtos. Assim, a equação anterior estabelece que ferro e oxigênio são consumidos, e óxido de ferro é formado em uma razão de 4 mol de átomos de Fe : 3 mol de moléculas de O 2 : 2 mol de moléculas de Fe 2 O Cálculos Estequiométricos Os problemas que envolvem a determinação das quantidades de reagentes e / ou produtos nas equações químicas são conhecidos como cálculo estequiométrico. Para prevermos a quantidade de produtos formados numa reação química, ou determinar quanto de reagente é necessário para conseguir formar uma quantia requerida de produto, precisamos recorres a duas leis fundamentais da química: a Lei

3 da Conservação das Massas (ou Princípio de Lavoisier) e a Lei das Proporções Definidas (ou Lei de Proust). Em 1774, Antoine Lavoisier, químico francês, demonstrou que a combustão era a reação das substâncias com oxigênio. Também verificou que, se a reação é realizada em recipiente fechado, a massa inicial é igual à massa final. Essas observações formaram a base da Lei da Conservação das Massas: Nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída durante uma reação química. Não é mensurável o ganho ou perda de massa. A Lei da Conservação das Massas foi explicada com sucesso por Dalton na ocasião da construção do seu modelo atômico. Muitos químicos foram levados a investigar aspectos quantitativos das reações químicas. Suas observações os conduziram a outra importante lei da química: a Lei da Composição Constante ou Lei das Proporções Definidas. Esta lei, estabelecida por Proust em 1801, descreve a propriedade mais importante de um composto, sua composição fixa: Cada componente de um composto tem sua composição em massa definida e característica ou Para formar um certo composto, seus elementos constituintes combinam-se sempre na mesma proporção de massa, independentemente da origem ou modo de preparo. Por exemplo, uma amostra de NaCl (58,45g/mol) é sempre composta por 39,44% de Na (23g/mol) e 60,66% de Cl (35,45g/mol). A Figura 1 mostra o comportamento de uma reação química quando se tenta quebrar a Lei das Proporções Definidas adicionando uma quantidade maior de um reagente a fim de modificar a proporção do produto. Figura 1: Ilustração esquemática da Lei da Composição Constante. A Lei de Conservação das Massas e a Lei da Composição Constante são a base para cálculos relacionados com massas, número de mols de moléculas ou de átomos ou com o número de moléculas ou de átomos. Todos eles se aplicam a qualquer reação química, independente do estado de agregação (sólido, líquido ou gás). No caso de substâncias gasosas é possível ainda estabelecer relações entre os volumes dos reagentes e os produtos da reação. O raciocínio é bastante simples e envolve a Lei de Avogadro: "O volume ocupado por um gás, sob pressão e temperatura constantes, é diretamente proporcional ao seu número de moléculas. Matematicamente teríamos:

4 V = n. k Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), onde T = 273 K (0 o C) e p = 1 atm, o valor de k é 22,4 L. Ou seja, nas CNTP, 1 mol de qualquer substância gasosa ocupa um volume igual a 22,4 L. 4.1 Cálculos envolvendo rendimento da reação Quando uma equação química é escrita e balanceada, consideramos que as reações são completas, isto é, as quantidades colocadas para reagir produzem, de acordo com a estequiometria, as quantidades máximas possíveis dos produtos. Por exemplo, a equação 2 H 2 + O 2 2 H 2 O nos diz que quando 2 mol de H 2 reagem com 1 mol de O 2 encontra-se no final 2 mol de H 2 O. Considere agora a possibilidade de a quantidade do produto ser inferior à quantidade dada pela estequiometria. Ao se produzir menos do que o esperado diz-se que a reação não teve rendimento total, ou seja, 100%. Para saber o rendimento de uma reação (r) deve-se raciocinar tanto sobre os produtos como sobre os reagentes. No primeiro caso o rendimento é dado por: r = quantidade real do produto quantidade teórica do produto Cálculos envolvendo excesso (ou falta) de algum reagente De acordo com a lei de Proust, as substâncias reagem em proporções fixas e definidas. Por exemplo, 2 mol de H 2 reagem sempre com 1 mol de O 2 para formar 2 mol de H 2 O. Se colocarmos mais de 2 mol de H 2 em relação a 1 mol de O 2, a reação ocorre formando 2 mol de H 2 O e restará H 2, porque ele estava em excesso. Diz-se então que houve excesso de H 2 ou ainda que o O 2 é o reagente limitante, porque ele determinou quanto de H 2 foi capaz de reagir. É claro que o O 2 reagiu completamente. Quando o problema fornecer as quantidades de dois reagentes, calcula-se as quantidades em mols de cada reagente presente na reação, compara-as com a razão dos coeficientes da equação balanceada (razão estequiométrica) e identifica- se o reagente em excesso e o reagente limitante. Uma vez identificado o reagente limitante, a quantidade deste (em mols) pode ser usada para calcular as quantidades dos produtos formados. Exercícios: 1. Uma pequena xícara de café contem 3,14 mol de água (H 2 O). Qual é o número de átomos de hidrogênio presente? 2. 5,4 kg de alumínio (Al) foram coletados na reciclagem de lixo em um dia. a) Quantos mols de átomos de Al o lixo continha? (Sabendo-se que a massa molar do Al é 26,98 g/mol) b) Quantos átomos de alumínio foram coletados?

5 3. Qual a quantidade de amônia (NH 3 ) é produzida a partir de 2,0 mol de H 2 na reação: N H 2 2 NH 3? 4. O dióxido de carbono (CO 2 ) pode ser removido dos gases emitidos por uma usina termelétrica combinando-o com uma emulsão de silicato de cálcio em água, de acordo com a reação: 2 CO 2 (g) + H 2 O(l) + CaSiO 2 (s) SiO 2 (s) + Ca(HCO 3 ) 2 (aq) Que massa de CaSiO 2 (massa molar 116,17 g/mol) é necessária para reagir completamente com 0,300 kg de dióxido de carbono? 5. Quando 24,0 g de nitrato de potássio (KNO 3 ) foram aquecidos com chumbo, formaram-se 13,8 g de nitrito de potássio (KNO 2 ), segundo a reação: Pb + KNO 3 PbO + KNO 2. Calcule o rendimento da reação. 6. Considere a reação de preparação da uréia: 2 NH 3 + CO 2 OC(NH 2 ) 2 + H 2 O a) Identifique o reagente limitante quando 14,5 kg de amônia (NH 3 ) reagem com 22,1 kg de CO 2. b) Que massa de uréia pode ser produzida? c) Que massa de reagente em excesso permanece ao final da reação?