CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Cálculo estequiométrico (ou
estequiometria) é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das
reações químicas, feito com base nas Leis das Reações e executado, em geral,
com o auxílio das equações químicas correspondentes.
Esse tipo de cálculo segue, em geral,
as seguintes regras:
- Escrever a equação química mencionada no problema.
- Acertar os coeficientes dessa equação (lembrando que os coeficientes indicam a proporção em número de moles existentes entre os participantes da reação).
- Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, e que poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em número de moles, etc., conforme as conveniências do problema.
Exemplo
Calcular a massa de óxido cúprico
obtida a partir de 2,54 gramas de cobre metálico. (Massas atômicas: O = 16; Cu
= 63,5)
Inicialmente, devemos escrever e
balancear a equação química mencionada no problema:
2 Cu + O2 => 2 CuO
Vemos na equação que 2 atg de Cu (ou 2
x 63,5 gramas) produzem 2 moles de CuO (ou 2 x (63,5 + 16) = 2 x 79,5 gramas).
Surge daí a seguinte regra de três:
2 Cu + O2 => 2 CuO
2 x 3,5 => 2 x 9,5 g
2,54 g => x
Resolvendo temos:
x = 2,54 x 2 x 79,5/2 x 63,5 => x =
3,18 g CuO
Casos particulares de Cálculo
Estequiométrico
- Quando são dadas as quantidades de dois reagentes
Em uma mistura de 100 g de NaOH e 147g de H2S04, qual dos dois reagentes reage completamente e qual está em excesso?
Vamos calcular inicialmente a massa de
NaOH que reagiria com os 147 g de H2S04 mencionado no
enunciado do problema:
H2SO4 + 2 NaOH => Na2SO4
+ 2H2O
98 g => 2 x 40g
147 g => x
x = 120 g NaOH
Isso é impossível, pois o enunciado do
problema diz que temos apenas 100 g de NaOH. Dizemos então que, neste problema,
o H2S04 é o reagente em excesso, pois seus 147 g "precisariam"
de 120 g de NaOH para reagir e nós só temos 100 g de NaOH.
Vamos agora
"inverter" o cálculo, isto é, determinar a massa de H2SO4
que reage com os 100 g NaOH dados no enunciado do problema:
H2SO4 + 2 NaOH => Na2SO4
+ 2H2O
98 g => 2 x 40g
y => 100 g
y = 122,5 g H2SO4
Agora isso é possível e significa que
os 100 g de NaOH dados no problema reagem com 122,5 g H2SO4.
Como temos 147 g de H2SO4, sobrarão ainda 147 - 122,5 =
24,5 g H2SO4 , o que responde à pergunta b do problema.
Ao contrário do H2SO4
que, neste problema, é o reagente em excesso, dizemos que o NaOH é o reagente
em falta, ou melhor, o reagente Iimitante da reação, pois no final da reação, o
NaOH será o primeiro reagente a "acabar" ou "e esgotar",
pondo assim um ponto final na reação e determinando também as quantidades de
produtos que poderão ser formados.
De fato, podemos calcular:
(reagente em excesso) H2SO4
+ 2 NaOH (regente limitante) => Na2SO4 + 2 H2O
2 x 40 g => 142 g
100g => z
z = 177,5 g Na2SO4
Isso responde à pergunta a do problema.
Veja que o cálculo foi feito a partir dos 100 g de NaOH (reagente limitante),
mas nunca poderia ter sido feito a partir dos 147 g de H2SO4
(reagente em excesso), pois chegaríamos a um resultado falso, já que os 147 g
do H2SO4, não conseguem reagir integralmente, por falta
de NaOH.
- 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).
Consideremos, por
exemplo, o caso do calcário, que é um mineral formado principalmente por CaCO3
(substância principal), porém acompanhado de várias outras substâncias
(impurezas): se em 100 g de calcário encontramos 90 g de CaCO3 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).
Para o cálculo estequiométrico é
importante a seguinte definição:
Grau de
pureza (p) á o quociente entre a massa (m) da substância principal e a massa
(m’) total da amostra (ou massa do material bruto).
Matematicamente: p = m/m’
Note que:
valor de
(p) multiplicado por 100 nos fornece a porcentagem de pureza;
da expressão acima tiramos m =
m’ . p , que nos fornece a massa (m) da substância principal, a qual entrará na
regra de três habitual.
Exemplo
Deseja-se obter 180 litros de dióxido
de carbono, medidos nas condições normais, pela calcinação de um calcário de
90% de pureza. Qual a massa de calcário necessária? (Massas atômicas: C = 12; O
= 16; Ca = 40)
Se a
porcentagem de pureza é 90%, o grau de pureza será igual a 90/100 = 0,90
CaCO3 => CaO + CO2
100 g => 22,4 l (CN)
m’ x 0,90 => 180 l (CN)
donde resulta: m’ = 100 x 180/0,90 x
22,4 => m’ = 892,8 g de calcário
- 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.
Para esse tipo de cálculo
estequiométrico é importante a seguinte definição:
Rendimento (r) de uma
reação é o quociente (q) de produto realmente obtida e a quantidade (q’) de
produto que seria teoricamente obtida pela equação química correspondente.
Ou seja: r = q/q’
Note que:
O valor
(r) multiplicado por 100 nos fornece o chamado rendimento percentual;
Da expressão acima tiramos q =
q’ . r , que nos fornece a quantidade (q) de substância que será realmente
obtida, a qual entrará na regra de três usual.
Exemplo
Queimando-se
30 gramas de carbono puro, com rendimento de 90%, qual a massa de dióxido de
carbono obtida?
Se o rendimento percentual ‘90%, o
rendimento propriamente dito será igual a 90/100 = 0,90. Temos então:
C + O2 => CO2
12 g => 44 x 0,9 g
30 g => x
onde resulta: x = 30 x 44 x 0,9/12
=> x = 99 g CO2
Ficou compreendida a aula? Então na próxima postagem colocarei uma grande lista de exercícios para seu treinamento.
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