6. Estequiometria das reações

Conforme demonstrado na postagem sobre Representações Químicas , a massa não se cria e nem se perde, por isso,  as reações químicas em suas representações precisam ter suas fórmulas balanceadas, em termos de equação, importa apenas verificar se o mesmo número de átomos dos reagentes era igual ao número de átomos do produto. 

Mas a estequiometria, por meio de uma equação devidamente balanceada, permite que se relacione as quantidades dos reagentes com as quantidades dos produtos (massa, volume e número de mols).

Antes de determinar a relação estequiométrica entre os reagentes e os produtos de uma reação, é necessário balancearmos as equações, tomemos como exemplo a combustão do monóxido de carbono, vejamos:

CO(g) + O2(g) → CO2(g)

A equação acima não está devidamente balanceada, por isso, o balanceamento é necessário e fica conforme a seguir.

2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g)

Observando a equação acima, podemos afirmar que que 2 mols de 2 CO(g) equivalem a 2 CO2, assim como 1 mol de O2 equivale 2 mols de CO2. Note que 2 mols CO estão para 1 mol de O2, que está para dois mols de CO2, então, a razão molar é 2:1:2 

Em termos quantitativos, considerando que a massa atômica do carbono é igual a 12u e a do oxigênio 16u, que a constante de Avogrado é  6,022 x 10²³ mol⁻¹ e que em se tratando de gases 1 mol equivale a 22,4L, podemos estabelecer as seguintes relações:

2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g)

Proporção: 2 mol : 1 mol : 2 mol

ou

56g de CO : 32g O2 : 88g CO2

ou

12.1023 moléculas : 6.1023 moléculas : 12.1023 moléculas

ou

44,8 L de CO : 22,4 L de O2 : 44,8 L de CO2

Pureza

É o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra. Pode ser expressa em porcentagem.

P = massa da substância pura * 100

            massa da amostra 

Vejamos um exemplo: Qual a massa de CaCO3 presente numa amostra de 200g de calcário cuja pureza é de 80%?

Resolução:

100g de calcário → 80g de CaCO3

200g de calcário → x

x = 160g de CaCO3

Rendimento de uma equação química

Quando numa reação um dos reagentes está em excesso, a parte excedente deste reagente não reage, portanto, não forma produto. E quando um dos reagentes possui quantidade insuficiente, este reagente limita a reação e é consumido primeiro, este reagente é chamado de limitante. 

Em função do excesso ou falta de reagentes, uma reação pode apresentar diferentes rendimentos.

O rendimento de uma reação é determinado pela razão da quantidade real pela quantidade teórica possível para a reação, e é expressa em porcentagem.

R =  Qr  * 100
         Qt

Vejamos como determinar o excesso de reagente e a massa de gás carbônico liberada pela queima de 138g de álcool etílico (C2H6O) com 320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão.

A reação balanceada é dada por:

1 C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)

1 mol              3 mol        2 mol

  46g                 96g            88g

138g                 320g

Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante:

46g de C2H6O ------------ 88g de CO2

138g de C2H6O ------------ x

x = 264 g de CO2

A massa de oxigênio em excesso é determinada de forma análoga:

46g de C2H6O ------------ 96 O2

138g de C2H6O ------------x

x = 288 g de O2

A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que efetivamente reagiu:

320g - 288g= 32 g

Assista a seguir a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem.  

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Aula 5. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em; https://youtu.be/GbhLdioEwcU