É o cálculo das quantidades de reagentes e produtos que participam de uma reação química. Essas quantidades podem ser expressas de diversas formas:
- massa
- volume
- quantidade de matéria (mols)
- número de moléculas
Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É importante saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos dão a proporção em mols dos participantes da reação.
Assim, analisando uma equação balanceada como
2CO(g) + 1O2(g) → 2CO2(g)
devemos saber que ela indica que 2 mols de CO reagem com 1 mol de O2 para dar 2 mols de CO2 gasoso.
Lembre-se que mol é o número de Avigorado (6,02 . 1023) de partículas. Massa molar é a massa, em gramas, de um mol e é numericamente igual à massa molecular da substância. Um mol de qualquer gás[1], a 0ºC e 1 atm, ocupa o volume de 22,4 litros.
Dadas as massas molares: CO (28g/mol), O2 (32g/mol) e CO2 (44g/mol) e considerando condições ideais, veja a tabela:
| Unidade | 2CO(g) + | 1O2(g) → | 2CO2(g) |
|---|---|---|---|
| em mol | 2 mol de CO | 1 mol de O2 | 2 mol de CO2 |
| em massa | 2 . 28 = 56g de CO | 1 . 32 = 32g de O2 | 2 . 44 = 88g de CO2 |
| em volume | 2 . 22,4 = 44,8L | 1 . 22,4 = 22,4L | 2 . 22,4 = 44,8L |
| em moléculas | 2 . 6 . 1023 = 12.1023 | 1 . 6 . 1023 = 6.1023 | 2 . 6 . 1023 = 12.1023 |
Relação em massa
Os dados do problema e as quantidades de incógnitas pedidas são expressos em termos de massa. Exemplo:
Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual a massa de NH3 obtida quando se reagem totalmente 3g de H2?
Resolução:
a) Proporção de quantidade de matérias
3 mol de H2 –––––––– 2 mol de NH3
b) Regra de três
3 . 2g de H2 –––––––– 2 . 17g de NH3
3g de H2 –––––––– x
x = 102/6 = 17g de NH3
Reações consecutivas
Considere as equações que representam as reações utilizadas na obtenção do ácido nítrico:
I) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O
II) 2NO + O2 → 2NO2
III) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
Calcule a massa de amônia necessária para a preparação de 6,3g de ácido nítrico.
Dado: NH3: 17g/mol, HNO3: 63g/mol, NO2: 46g/mol, NO: 30g/mol.
Resolução:
Devemos primeiramente ajustar os coeficientes para que haja a proporcionalidade. Multiplicando a equação II por 2 e a equação III por 4/3, temos:
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 3 H2O
4 NO + 2 O2 → 4 NO2
4 NO2 + 4/3 H2O → 8/3 HNO3 + 4/3 NO
Portanto, a partir de 4 mols de NH3 são obtidos 8/3 mols de HNO3.
4 . 17g de NH3 –––––––– 8/3 . 63g de HNO3
x –––––––– 6,3g
x = 51/20 = 2,55g de NH3
Relação massa volume
Basta lembrar que 1 mol de qualquer gás, a 0ºC e 1 atm, ocupa o volume de 22,4 litros. Exemplo:
Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual o volume de N2, a 0ºC e 1 atm, obtido quando se reagem totalmente 3g de H2?
Resolução:
a) Proporção em mol
1 mol de N2 –––––––– 3 mol de H2
b) Regra de três
22,4L de N2 –––––––– 3 . 2g de H2
x –––––––– 3 de H2
x = 22,4/2 = 11,2L
Reagente em excesso
Quando o problema dá as quantidades de dois reagentes, provavelmente um deles está em excesso, pois, em outro caso, bastaria a quantidade de um deles para se calcular a quantidade do outro. Para fazer o cálculo estequiométrico usamos o reagente que não está em excesso (reagente limitante). Para isso, a primeira coisa é se determinar o reagente em excesso.
Na reação 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) colocando-se em presença 3g de hidrogênio e 30g de oxigênio, qual a massa de água formada?
Resolução:
a) Verificar qual substancia está em excesso
2 mol de H2 –––––––– 1 mol de O2
4g de H2 –––––––– 32g de O2
3g de H2 –––––––– x gramas de O2
x = 24g
Como 3g de H2 reagem com 24g de O2, se no recipiente existem 30g de O2, conclui-se que sobram 32 – 24 = 6g de O2 em excesso (sem reagir). O reagente limitante é o H2.
b) Cálculo da quantidade de água
2 mol de H2 –––––––– 2 mol de H2O
4g –––––––– 36g
3g –––––––– y
y = 27g
Pureza
Muitas vezes, a substância está acompanhada de impurezas. Por exemplo, CaCO3 de 80% de pureza significa que, em 100g de CaCO3 impuro (CaCO3 + areia + carvão etc.), exitem 80g de CaCO3 puro e 20g de impurezas. Assim, se numa reação estamos usando 150g de CaCO3 com 80% de pureza, significa que a massa real de CaCO3 é 120g, ou seja, 150 . 0,8 = 120g.
Exemplo:
Considerando a reação FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S qual é a massa de FeCl2 obtida quando 1100g de FeS de 80% de pureza reagem com excesso de ácido nítrico?
Dados: FeCl2 127g/mol; FeS 88g/mol.
Resolução:
Quando o problema não faz referência, consideramos a pureza de 100%. Quando ela é dada, é necessário converter a quantidade de substância impura na quantidade correspondente da substância pura.
1100g –––––– 100%
x –––––– 80%
x = 880g
a) Proporção em mol
1 mol de FeS ––––– 1 mol de FeCl2
b) Regra de três
88g –––––– 127g
880g –––––– y
y = 1270g
Rendimento
Devido a vários motivos, a quantidade de produto obtida, realmente, é menor do que a calculada de acordo com os coeficientes das substâncias. Assim, rendimento de 90% significa que, na prática, obtém-se 90% da quantidade calculada de acordo com os coeficientes.
Exemplo:
A 0ºC e 1 atm, 11,2 litros de CO2 reagem com hidróxido de sódio. Qual a massa de carbonato de sódio (106g/mol) obtida, sabendo-se que o rendimento da reação foi de 90%?
Resolução:
a) Proporção em mol
1 mol de CO2 –––––– 1 mol de Na2CO3
b) Regra de três
22,4L de CO2 –––––– 106g de Na2CO3
11,2L de CO2 –––––– x
x = 53g
c) Massa de Na2CO3 com rendimento de 90%
53g –––––– 100%
y –––––– 90%
y = 47,7g
O rendimento de uma reação pode ser calculado teoricamente dividindo-se a quantidade realmente obtida na prática pela quantidade calculada teoricamente pelos coeficientes, neste caso, temos:
R = 47,7/53 = 90%
