Estequiometria
A Química é, muitas vezes, dividida em Química Analítica Qualitativa e Química Analítica Quantitativa. Enquanto a primeira se preocupa com a verificação da presença ou ausência de certa substância, a segunda, que vamos estudar, se preocupa em saber quanto de reagente há, quanto produto foi formado, qual o rendimento dessa reação.
Balanceamento
Apesar de ser um dos conceitos iniciais para compreender a estequiometria, vamos revisar, pois será a base para todo o nosso estudo.
Tendo como base a lei de conservação das massas, formulada por Lavoisier, temos que tudo se transforma. Certo, reagentes se transformam em produtos, já sabemos, mas o que isso tem a ver? Se pensarmos nas substâncias, e não apenas nos reagentes em geral, veremos que tudo que está de um lado tem que estar do outro. Esse é o conceito de equilíbrio. E o que é o balanceamento se não o equilíbrio da equação?
Para a reação do iodeto de sódio com o nitrato de chumbo II, com a formação de nitrato de sódio e iodeto de chumbo II, temos:
NaI + Pb(NO3)2 ---> NaNO3 + PbI2
A reação necessita de um ajuste. Pensando em átomos, do lado esquerdo temos 1 átomo de Na, 1 átomo de I, 1 átomo de Pb, 2 átomos de N e 6 seis átomos de O.
No lado direito temos 1 átomo de Na, 1 átomo de N, 3 átomos de O, 1 átomo de Pb e dois átomos de I. Para deixar mais organizado:
Lado direito: 1 x Na, 1 x I, 1 x Pb, 2 x N, 6 x O
Lado esquerdo: 1 Na, 2 x I, 1 x Pb, 1 x N, 3 x O
Repare no índice inferior do nitrato de chumbo II. Ele indica que, para aquele composto, esse grupo aparece duas vezes. Portanto, NÃO PODEMOS MUDAR OS ÍNDICES INFERIORES PARA BALANCEAR A EQUAÇÃO. O que fazer, então?
Multiplicar. Começamos pelos metais, Na e Pb. Para Na está certo e para Pb também.
Lado direito: 1 x Na, 1 x I, 1 x Pb, 2 x N, 6 x O
Lado esquerdo: 1 Na, 2 x I, 1 x Pb, 1 x N, 3 x O
Próximo passo: ametais. I, N e O. Esses caras vão dar um trabalho. Vamos lá!
Lado direito: 1 x I, 2 x N, 6 x O
Lado esquerdo: 2 x I, 1 x N, 3 x O
Nenhum deles está correto. O lado esquerdo possui mais iodo do que o lado direito, que possui mais oxigênio e nitrogênio do que o do lado esquerdo. Vamos começar pelo iodo.
2 NaI + Pb(NO3)2 ---> NaNO3 + PbI2
Ótimo, bagunçamos os metais! Deixa quieto que eles se ajeitam. Para o nitrogênio:
2 NaI + Pb(NO3)2 ---> 2 NaNO3 + PbI2
Viu só? Eles se arrumaram. Até o oxigênio já está balanceado! Nossa reação corretamente balanceada ficou:
2 NaI + Pb(NO3)2 ---> 2 NaNO3 + PbI2
Note que:
Lado direito: 2 x Na, 2 x I, 1 x Pb, 2 x N, 6 x O
Lado esquerdo: 2 x Na, 2 x I, 1 x Pb, 1 x N, 6 x O
Parece difícil. Mas com a prática, isso se torna automático. Um macete que é de grande ajuda é usar a "regra do MACHO".
Metais, Ametais, Carbono, Hidrogênio, Oxigênio.
Essa deve ser a ordem de balanceamento.
Dá uma olhada na reação que usamos de exemplo:
Relações estequiométricas fundamentais
O coeficiente estequiométrico é um conceito muito conhecido, e será muito usado durante todo o estudo da Química. Sabe aquela multiplicação que fizemos no balanceamento? Aqueles números são os coeficientes.
2 NaI + Pb(NO3)2 ---> 2 NaNO3 + PbI2
Nesse exemplo, os coeficientes são 2, 1, 2 e 1.
Saiba mais: de onde vêm o nome estequiometria?
CUIDE SE A QUESTÃO PEDIR A SOMA DOS COEFICIENTES! Apesar de não estar escrito, na frente do nitrato de chumbo II e do iodeto de chumbo, o coeficiente é 1.
A estequiometria é muito útil para estabelecer proporções. É através dela que sabemos quanto por de cada reagente para que uma reação aconteça sem o desperdício (uma reação com pouco rendimento) de reagentes.
É como um bolo. Na receita, temos 2 xícaras de farinha para cada xícara de leite. Se quisermos uma receita maior, usaremos 4 xícaras de farinha para 2 xícaras de leite, estabelecendo uma proporção.
Em qual unidade essa proporção é
estabelecida? Depende.
No nosso caso, vamos estabelecer a proporção dos coeficientes entre:
- Moléculas
Isso é o que fizemos antes, no exemplo do balanceamento. Assim, temos que 2 moléculas de iodeto de sódio reagem com 1 molécula de nitrato de chumbo II formando 2 moléculas de nitrato de sódio e 1 molécula de iodeto de chumbo II.
Cuidado: os coeficientes não precisam necessariamente indicar quantos moléculas tomam parte na reação, mas também indicam a proporção entre os números de moléculas que tomam parte na reação.
- Quantidades em mol
As moléculas estão presente em milhares e milhões nas amostras. Assim, para trabalhar do ponto de vista macroscópico, é necessário recorrer ao mol. Assim, o coeficiente, ao invés de indicar a proporção entre as moléculas, indica a proporção em mol. Para a reação teremos 2 mol de iodeto de sódio reagem com 1 mol de nitrato de chumbo II formando 2 mol de nitrato de sódio e 1 mol de iodeto de chumbo II.
ESTABELECENDO RELAÇÕES
1 mol = 6 x 10^23 moléculas
Agora que convertemos o número de moléculas para mol, podemos começar a falar em massa. Os coeficientes são considerados como a indicação da proporção em mol. E mol pode ser convertido em gramas. Lembra da massa molar? É hora de lembrar dela. Com base na equação:
2 NaI + Pb(NO3)2 ---> 2 NaNO3 + PbI2
Vamos determinar quantos gramas de iodeto de sódio reagem com quantos gramas de nitrato de chumbo II.
O primeiro passo é: massa molar
NaI = 150 g/mol
Pb(NO3)2 = 331 g/mol
NaNO3 = 85 g/mol
PbI2 = 461 g/mol
O segundo passo é observar o coeficiente estequiométrico para saber com quantos mol estaremos lidando.
NaI = 150 g/mol x 2 mol = 300 g
Pb(NO3)2 = 331 g/mol x 1 mol = 331 g
NaNO3 = 85 g/mol x 2 mol = 170 g
PbI2 = 461 g/mol x 1 mol = 461 g
Assim, temos que 300 g de iodeto de sódio reagem com 331 g de nitrato de chumbo II formando 170 g de nitrato de sódio e 461g de iodeto de chumbo. Repare que a soma da massa do lado dos reagentes é a mesma soma da massa dos produtos, 631 g.
ESTABELECENDO RELAÇÕES
1 mol = massa molar da substância
Relação entre quantidades em mol, massa, moléculas e átomos
1 mol = 6 x 10^23 moléculas
1 mol = 6 x 10^23 átomos
1 mol = massa molar
da substância
Relações estequiométricas com volume de gás
Agora que já conhecemos as relações estequiométricas fundamentais, podemos aprofundar nosso estudo, partindo para o volume e gases.
Uma lei fundamental para se trabalhar com gases é a Lei de Gay-Lussac. Essa lei enuncia que os volumes de substâncias gasosas, nas mesmas condições de temperatura e pressão, se mantêm em uma proporção fixa, expressa por números inteiros e pequenos.
Saiba mais: por que a Lei de Gay-Lussac não é aplicada para líquidos?
Saiba mais: experimento de Gay-Lussac
Certo, mas como vamos usar isso? Na época, não era possível explicar essa lei do jeito que é explicada atualmente - o conceito de mol nem tinha sido inventado. Depois de muita observação, foi percebido que os números de proporção entre volumes e os coeficientes eram os mesmos.
Atualmente, a lei é interpretada a partir da equação dos gases ideais, que verificou uma proporcionalidade direta entre a proporção do volume dos gases (com pressão e temperatura constante) e a proporção, em mol, na quantidade desses participantes.
Assim, estabelecemos a relação entre mol e volume: é o que chamamos de volume molar dos gases (mol/L).
Relação entre quantidades em mol, massa, moléculas, átomos e volume
1 mol = 6 x 10^23 moléculas
1 mol = 6 x 10^23 átomos
1 mol = massa molar da substância
1 mol = 22,4 L na CNTP (0°C e 1 atm)
1 mol = 24,5 L (25°C
e 1 atm)
Saiba mais: Dalton x Gay-Lussac
Reagente limitante e reagente em excesso
Nem sempre os reagentes estão nas proporções necessárias para que ambos sejam totalmente consumidos. Assim, pode ser que um dos reagentes pode estar sobrando.
Reagente limitante é o reagente consumido totalmente em uma reação. Quando ele termina de ser consumido, a reação acaba. Já o reagente em excesso é o reagente que tem quantidade superior à necessária para reagir com o reagente limitante.
Como identificar qual é qual? Há duas maneiras, verificando as proporções em mol ou em massa. Usaremos a síntese da amônia como exemplo (com a equação balanceada).
N2 + 3 H2 ---> 2 NH3
Em mol:
A proporção é de 1 para 3. Assim, se tivermos, por exemplo, 1 mol de nitrogênio e 4 mol de hidrogênio, teremos 1 mol de hidrogênio em excesso, pois a proporção é 1 para 3, não 3 para 4. Da mesma forma que o hidrogênio é o reagente em excesso, o nitrogênio é o reagente limitante. Mas o jogo pode virar: se tivermos 2 mol de nitrogênio e 3 mol de hidrogênio, o nitrogênio passa a ser o reagente em excesso e o hidrogênio se torna o reagente limitante.
Analise a seguinte situação:
3 N2 + 9 H2 ---> 6 NH3
Quem é o reagente limitante e quem é o reagente em excesso? Ninguém. Quer ver por quê? Se, nessa reação, obtivemos a proporção de 3 para 9, por que não há um reagente limitante e outro em excesso? Veja bem: a proporção é 1 para 3. Pegue essa proporção de 3 para 9. Divida por três. O que sobra? 1 para 3.
Em massa:
Conhecemos o conceito de massa molar. Assim, podemos trabalhar com o grama - a unidade macroscópica que usamos para a massa.
Voltando à amônia:
N2 + 3 H2 ---> 2 NH3
A proporção é de 1 para 3. A massa molar do N2 é 28 g. Como temos apenas um mol, 28 g x 1 mol = 28 g. A massa molar do H2 é 2g. Como temos 3 mol, 2 g x 3 mol = 6 g. Logo, para cada 28 g de N2 que colocarmos, será necessário 6 g de H2.
Então, se tivermos 30 g de N2 e 6 g de H2, o nitrogênio estará em com um excesso de 2 g. Da mesma forma, se tivermos 28 g de N2 e 10 g de H2, teremos um excesso de 4 g de hidrogênio.
Cuidado: nas provas, é bem comum aparecer algo como 56 g para cada 12 g. Se dividirmos por dois, chegaremos à proporção das massas, 28 : 6, e, portanto, não haverá reagente em excesso ou reagente limitante.
FIQUE ATENTO: NEM SEMPRE O REAGENTE LIMITANTE É O NÚMERO "MAIS BAIXO" (EM MASSA OU MOL).
Reagentes com impurezas
O que seriam as impurezas de um reagente? Como ele afeta a reação?
As impurezas podem ser sujeiras, substâncias tóxicas ou qualquer outra substância que não seja do nosso interesse de estudo. Para nós, usaremos a última definição.
Vamos supor que uma soda cáustica comercia (NaOH), tenha 70% de pureza. O que isso quer dizer? Considerando uma amostra de 100 g, quantos gramas há de NaOH nessa soda?
Temos a quantidade total de massa e o que queremos.
100 g -------------------------- 100% da amostra
X g -------------------------- 70% NaOH
X= 70 g
Assim, temos que para cada 100 g
dessa soda, 70 g são NaOH.
Rendimento
A teoria sempre é maravilhosa. Todas as equações trabalhadas até agora apresentavam um rendimento de 100%. Isso quer dizer que a reação ocorreu até que um reagente (ou ambos, no caso do balanceamento estequiométrico) seja totalmente consumido.
Mas a realidade não é assim. Por fatores abordados pela Físico-Química, as reações não ocorrem com 100% de rendimento.
Se uma reação teve um rendimento de 80%, isso significa que a quantidade final obtida foi 80% da quantidade esperada. Para isso, é necessário um padrão.
Nosso padrão, nesse caso, será a reação:
N2 + 3 H2 ---> 2 NH3
Considerando um rendimento de 75%, qual será a massa de nitrogênio e hidrogênio após a formação de 136 g de NH3?
- Primeiro passo: estabelecer o padrão.
Vamos, primeiro, trabalhar com o número em mol. 1, 3 e 2. Ou, em suas massas molares, 28 g, 6 g e 34g. Esses valores serão o nosso 100% de rendimento.
- Segundo passo: considerar o rendimento.
Se, em condições normais, teríamos 34 g, que correspondem a 2 mol. Assim, se tivermos 75% de 2 mol, 0,75 x 2 = 1,5 mol de NH3 = 25,5 g.
- Terceiro passo: calcular a massa do primeiro reagente.
Lembra da proporção? Hora de pôr em prática. Temos, então:
28 g de N2 ------------------25,5 g de NH3
X g de N2 -------------------136 g de NH3
X = 149,333 g de N2
- Quarto passo: calcular a massa do segundo reagente.
6 g de H2 ----------------- 25,5 g de NH3
X g de H2 -----------------136 g de NH3
x = 32 g
Isso significa que, para formar 136 g de NH3 com um rendimento de 75%, são necessários 149, 3 g de N2 e 32 g de H2.
Foi isso, gente! Não é tão ruim assim, é?
Texto por: Giovana Bagnara Luisi
Estudante de Química
Referência:
(TITO), Francisco Miragaia Peruzzo; CANTO, Eduardo Leite do. Química: na abordagem do cotidiano. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2007. 760 p.