Estequiometria é uma área da química que estuda as quantidades de substâncias envolvidas nas reações químicas e suas relações. Ela é uma ferramenta fundamental para o entendimento e aplicação dos princípios básicos da química, permitindo calcular as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química e, assim, prever ou controlar seu resultado. A estequiometria é aplicada em diversos campos da química, desde a produção de medicamentos até a produção de alimentos e combustíveis. O conhecimento dos princípios da estequiometria é fundamental para a compreensão e aplicação da química em geral.
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O que é estequiometria?
Estequiometria é o ramo da química que se dedica ao estudo das relações quantitativas entre os reagentes e produtos em uma reação química. Ela permite determinar a quantidade de reagentes necessários para produzir uma determinada quantidade de produto, bem como a quantidade de produto que pode ser formada a partir de uma quantidade conhecida de reagentes.
A estequiometria está baseada na lei da conservação da massa, que afirma que a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos em uma reação química. Assim, é possível utilizar a proporção entre as massas dos reagentes e produtos para determinar a quantidade necessária de cada um.
Como fazer o cálculo estequiométrico?
O cálculo estequiométrico envolve a determinação das quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química. Para realizá-lo, você pode seguir os seguintes passos:
1° Escreva a equação química balanceada para a reação que está sendo estudada. Certifique-se de que a equação esteja balanceada, ou seja, que o número de átomos de cada elemento seja o mesmo nos reagentes e nos produtos.
2° Determine a massa molar de cada reagente e produto envolvido na reação. A massa molar é a massa de uma mol de substância, expressa em gramas. Ela pode ser encontrada somando as massas atômicas de todos os átomos presentes na fórmula da substância.
3° Determine a quantidade de reagente ou produto fornecida ou desejada em unidades de massa (por exemplo, gramas). Converta essa quantidade para unidades de mol, dividindo-a pela massa molar correspondente.
4° Utilize a proporção estequiométrica da equação química para determinar a quantidade de outro reagente ou produto envolvido na reação. Essa proporção pode ser obtida a partir dos coeficientes estequiométricos da equação, que indicam o número de mol de cada substância necessário para que a reação ocorra.
5° Verifique se a quantidade de produto obtida está de acordo com as condições da reação, como temperatura, pressão e rendimento.
Calculando o rendimento
O rendimento é uma medida da eficiência de uma reação química, que compara a quantidade real de produto obtida na reação com a quantidade teórica prevista a partir dos cálculos estequiométricos.
O rendimento é calculado utilizando a seguinte fórmula:
Rendimento (%) = (Quantidade real de produto / Quantidade teórica de produto) x 100%
Exemplo:
Queimando-se um saco de carvão de 3 kg, numa churrasqueira, com rendimento de 90%, quantos quilogramas de CO2(g) são formados?
Resolução:
Para resolver este problema, precisamos usar a equação balanceada de combustão do carvão:
C(s) + O2(g) → CO2(g)
A massa molar do CO2 é de aproximadamente 44 g/mol. Como o rendimento é de 90%, podemos assumir que 90% do carvão queimado é convertido em CO2 e 10% é perdido como cinzas e outras impurezas.
Portanto, temos que:
1 mol de C → 1 mol de CO2
12 g de C → 44 g de CO2
Massa de carvão = 3 kg = 3000 g
Podemos escrever uma regra de três para determinar a quantidade de CO2 formada a partir da massa de carvão:
12 g de C --------- 44 g de CO2
3000 g de C ------ x
Multiplicando cruzado, temos:
12 g de C x = 44 g de CO2 x 3000 g de C
12 g de C x = 132000
x = 132000/12
x = 11000 g = 11 kg
Esta seria a quantidade de CO2 formada se todo o carvão fosse convertido em dióxido de carbono. No entanto, como o rendimento é de 90%, precisamos multiplicar esse valor por 0,9 para obter a quantidade de CO2 efetivamente formado:
11 kg x 0,9 ≈ 9,9 kg
Portanto, cerca de 9,9 kg de CO2 são formados quando um saco de carvão de 3 kg é queimado com um rendimento de 90%.
Calculando a pureza
A pureza é uma medida da quantidade de substância desejada em relação a outras substâncias presentes em uma amostra. Quando uma amostra contém apenas a substância desejada, ela é considerada 100% pura. No entanto, na maioria dos casos, as amostras contêm impurezas, que podem ser outras substâncias ou produtos químicos residuais resultantes do processo de produção.
Exemplo:
O óxido de cálcio é obtido segundo a equação representada abaixo e gera durante sua produção grande quantidade de dióxido de carbono.
A massa de dióxido de carbono formada partindo-se de 200,0 g de carbonato de cálcio com 90% de pureza é:
(dados massas molares g/mol Ca = 40, C = 12, O = 16)
Resolução:
Para resolver esse problema, precisamos primeiro determinar a quantidade de carbonato de cálcio puro presente na amostra de 200,0 g. Se a amostra tem 90% de pureza, então 10% é composto de impurezas, incluindo outros compostos que não o carbonato de cálcio.
Portanto, a quantidade de carbonato de cálcio puro na amostra é:
Quantidade de CaCO3 = 200,0 g x 0,9 = 180,0 g
Vamos usar a massa molar do CaCO3 e do CO2 para converter a massa de carbonato de cálcio em massa de CO2 formado:
1 mol de CaCO3 → 1 mol de CO2
100 g de CaCO3 → 44,01 g de CO2
Podemos escrever uma regra de três para determinar a quantidade de CO2 formada a partir da massa de carbonato de cálcio:
100 g de CaCO3 ---------- 44,01 g de CO2
180 g de CaCO3 (90% de pureza) ------ x
x = (44,01 g x 180 g) / 100 g
x ≈ 79,2 g
Portanto, a massa de dióxido de carbono formado a partir de 200,0 g de carbonato de cálcio com 90% de pureza é de aproximadamente 79,2 g.
Calculando o excesso
O excesso é uma quantidade adicional de um reagente que é adicionado a uma reação química além do necessário para reagir completamente com outro reagente. Esse excesso pode ser adicionado para garantir que todo o outro reagente seja completamente consumido, para aumentar a velocidade da reação ou para garantir que a reação atinja uma determinada taxa de rendimento.
Exemplo:
O alumínio (Al) reage com o oxigênio (O2) de acordo com a equação química balanceada, a seguir: 4 Al (s) + 3 O2 (g) → 2 Al2O3 (s) . A massa, em gramas, de óxido de alumínio (Al2O3) produzida pela reação de 9,0 g de alumínio com excesso de oxigênio é:
Resolução:
Para resolver este problema, é necessário primeiro calcular a quantidade de Al2O3 produzida pela reação, usando a proporção molar da equação química:
Lembrando que a massa molar do Al (alumínio) é 27 g/mol, a massa molar do O (oxigênio) é 16 g/mol e a massa molar do Al2O3 (óxido de alumínio) é 102 g/mol.
Temos que:
4 mol Al reagem com 3 mol O2 para produzir 2 mol Al2O3
Sendo assim:
4 • 27g Al → 2 • 102g Al2O3
108g Al → 204g Al2O3
Usando a regra de três simples, teremos que:
108g Al -------------- 204g Al2O3
9g Al --------------------- x
108x = 204 • 9
108 x = 1836
x = 1836 / 108
x = 17g de Al2O3
Portanto, a massa de Al2O3 produzida pela reação é de 17 g.
Calculando o volume
O volume é uma grandeza física que pode ser utilizada na estequiometria química para determinar a quantidade de produtos e reagentes envolvidos em uma reação química, quando estes são medidos em termos de volume. Para isso, é necessário utilizar as leis dos gases ideais, que relacionam a pressão, temperatura, volume e quantidade de mol de um gás.
Uma das principais aplicações do volume na estequiometria é na determinação do volume de um gás produzido ou consumido em uma reação química. Para isso, é necessário conhecer a estequiometria da reação e as condições de pressão e temperatura em que ela ocorre.
Exemplo 1:
Determine o volume de amônia, nas CNTP, produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.
Dado: massa molar do N2 = 28 g/mol; volume molar do NH3 nas CNTP = 22,4 L/mol.
Resolução:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
1 mol ---------------- 2 mol
28 g ---------------- 2 mol x 22,4 L/mol
140 g --------------- x
x = (140 g x 44,8 L) / 28 g → x = 224 L de NH3
Exemplo 2:
Rodando a 60 km/h, um automóvel faz cerca de 10 km por litro de etanol (C2H5OH). Calcule o volume de gás carbônico (CO2), em metros cúbicos, emitidos pelo carro após 5 horas de viagem. Admita queima completa do combustível. Dados: Densidade do etanol = 0,8 kg/L; massa molar do etanol = 46 g/mol; volume molar do CO2 = 25 L/mol.
Cálculo do volume de CO2 emitido pelo carro:
Resolução:
Primeiramente, determinamos a distância percorrida pelo carro em 5 horas de viagem:
1 hora ------ 60 km
5 horas ----- x
x = 5 x 60 km
x = 300 km
Portanto, o carro percorreu 300 km em 5 horas de viagem.
Em seguida, calculamos o volume de etanol consumido pelo carro nessa distância, considerando que ele faz cerca de 10 km por litro de etanol:
1 litro ----- 10 km
V litros ---- 300 km
V = 300/10
V = 30 litros
Com a densidade do etanol (0,8 kg/L) e o volume calculado acima, podemos determinar a massa de etanol consumida:
Densidade do etanol (D) = 0,8 kg/L
Massa molar do etanol (M) = 46 g/mol
m = D x V
m = 0,8 kg/L x 30 L
m = 24.000 g
Agora, utilizando a equação química da combustão completa do etanol:
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Podemos determinar a quantidade de CO2 produzida a partir da massa de etanol consumida:
Massa de etanol consumida = 24.000 g
Massa molar do CO2 (M) = 44 g/mol
Volume molar do CO2 (Vm) = 25 L/mol
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
46g -------------------- 2 x 25L
46g -------------------- 50 L
24 000g ----------- A
A= 26 087 L
Por fim, convertendo o volume de litros para metros cúbicos:
26 087 L / 1000 = 26,087 m³
Portanto, o volume de gás carbônico emitido pelo carro em 5 horas de viagem é de 26,087 metros cúbicos.