Reações Químicas e Estequiometria

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Capítulo 3 
Reações químicas e
estequiometria de reação
Introdução
A estequiometria é o campo de estudo que examina as quantidades das substâncias consumidas e produzidas nas reações químicas. Ela se baseia nas massas atômicas, nas fórmulas químicas e na lei da conservação da massa.
Lembremos que essa importante lei da Química foi formulada por Antoine Lavoisier e depois atualizada por causa do advento da teoria atômica de Dalton: 
“Podemos aceitar como um axioma incontestável que, em todas as operações da arte e da natureza, nada se cria; uma quantidade igual de matéria está presente antes e depois do experimento. Toda a arte que envolve a realização de experimentos químicos depende desse princípio”
Introdução
Equações químicas
Representamos reações químicas por meio de equações químicas. Por exemplo, a reação de combustão do gás hidrogênio:
O sinal + significa “reage com”, e a seta, “produz”. As fórmulas químicas à esquerda da seta representam as substâncias de partida, chamadas de reagentes. As à direita da seta representam as substâncias produzidas na reação, chamadas de produtos.
Os números na frente das fórmulas, chamados coeficientes, indicam a quantidade relativa de moléculas de cada tipo envolvidas na reação (1 geralmente é omitido).
Equações químicas
Equações químicas
Uma equação está balanceada quando há o mesmo número de átomos de cada elemento nos lados direito e esquerdo da seta. O número de átomos é obtido ao multiplicar cada subscrito em uma fórmula química pelo coeficiente da fórmula.
Subscritos indicam a identidade da substância; coeficientes indicam a quantidade da substância.
Geralmente, é melhor balancear primeiro os elementos que aparecem em menor número de fórmulas químicas de cada lado da equação.
Equações químicas
Equações químicas
Uma equação balanceada do ponto de vista molecular é representada da seguinte forma:
Coeficientes estequiométricos: são os números na frente das
 
fórmulas químicas; fornecem a proporção de reagentes e produtos
Equações químicas
Equações químicas
Conexão Matemática
Normalmente balanceamos equações químicas, parte por abordagem sistemática, parte por abordagem de tentativa e erro, mas é razoavelmente simples transformar esse processo em uma forma mais matemática.
Quando se adota esse procedimento, é possível enfatizar a conexão entre o balanceamento de equações e a lei da conservação da matéria.
Equações químicas
Vamos ilustrar a abordagem matemática considerando a seguinte equação:
 ----C3H8 + ----O2 → ----CO2 + ----H2O
Será útil atribuir nomes variáveis a cada um dos coeficientes na equação balanceada.
 a C3H8 + b O2 → c CO2 + d H2O
Equações químicas
Quando os valores corretos dos coeficientes (a, b, c, d) são inseridos, sabemos que o número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da equação.
Podemos expressar essa ideia como uma equação para cada elemento envolvido. 
Vamos começar pelo carbono. No lado esquerdo temos 3 átomos de carbono para cada molécula de C3H8, para um total de 3a átomos de carbono. No lado direito temos 1 átomos de carbono. Logo, podemos igualar esses dois termos.
 3a = c
Equações químicas
Em seguida, podemos escrever equações similares para os outros elementos. Considerando o hidrogênio, obtemos
 8a = 2d
E para o oxigênio, temos
 2b = 2c + d
Equações químicas
Neste ponto, temos três equações para quatro coeficientes desconhecidos, logo, podemos resolver.
A saída mais simples é ajustar um coeficiente arbitrariamente como sendo um. Se escolhermos definir a = 1, obtemos o seguinte:
 c = 3a = 3
 2d = 8a = 8 → d = 4
Equações químicas
2b = 2c + d = 6 + 4 = 10 → b = 5
Inserindo esses elementos na equação original, obtemos uma equação balanceada:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Uma vez que todos os valores dos coeficientes são inteiros, encontramos os coeficientes com os menores números inteiros que balanceiam a equação.
Equações químicas
Para indicar o estado físico de cada reagente e produto nas equações químicas, usamos os símbolos (g), (l), (s) e (aq) para substâncias que são gases, líquidas, sólidas, e que estão dissolvidas em solução aquosa, respectivamente. Assim, a reação de combustão do metano pode ser representada da seguinte forma:
Padrões simples de
reatividade química
Em reações de combinação, duas ou mais substâncias reagem para formar um produto. Em uma reação de decomposição, uma substância sofre uma reação produzindo duas ou mais substâncias.
As reações de combinação têm menos produtos do que reagentes:
 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO.
As reações de decomposição têm menos reagentes do que produtos:
 2NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) (a reação que ocorre em um airbag)
O NaN3 se decompôs em Na e N2 gasoso.
Padrões simples de
reatividade química
Padrões simples de
reatividade química
Padrões simples de
reatividade química
Reações de combustão são reações rápidas que produzem uma chama. A maioria das reações de combustão que observamos envolvem o O2 presente no ar como reagente.
Hidrocarbonetos em combustão no ar reagem com O2 para formar CO2 e H2O. Quando não há uma quantidade suficiente de O2, o monóxido de carbono (CO) é produzido junto com o CO2, processo chamado de combustão incompleta. Se a quantidade de O2 for drasticamente reduzida, são produzidas finas partículas de carbono chamadas de fuligem. 
Padrões simples de
reatividade química
A combustão é a queima de uma
 substância em oxigênio do ar:
C3H8(g) + 5O2(g) →3CO2(g) + 4H2O(g)
Padrões simples de
reatividade química
Massas moleculares
Não é possível contar átomos ou moléculas específicos, mas podemos determinar, indiretamente, a quantidade deles, se suas massas forem conhecidas.
A massa molecular (MM) de uma substância representa a soma das massas atômicas (MA) dos átomos presentes na fórmula química da substância.
Exemplos:
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
 = 2(1,0 uma) + (32,1 uma) + 4(16,0 uma)
 = 98,1 uma
MM (C6H12O6) = 6 (12,0 uma) + 12 (1,0 uma) + 6 (16,0 uma) 
 = 180,0 uma
Massas moleculares
Massas moleculares
Por vezes, os químicos devem calcular a composição percentual de um composto, isto é, a percentagem em massa de cada elemento presente na substância.
Calcular a composição percentual de todo e qualquer elemento presente em uma substância (também chamada de composição elementar de uma substância) é simples desde que a fórmula química dessa substância seja conhecida.
Massas moleculares
Composição Percentual a partir das fórmulas:
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Massas moleculares
Exemplo 1.1:
 O ácido fosfórico (H3PO4) é um líquido viscoso, incolor, utilizado em detergentes, fertilizantes, pastas de dente e para dar um sabor picante em bebidas carbonatadas. Calcule a composição percentual em massa dos elementos H, O e P nesse composto.
Número de Avogadro e mol
Na química, a unidade de contagem para o número de átomos, íons ou moléculas, em uma amostra de laboratório, é o mol, que representa a quantidade de matéria que contenha tantos objetos (átomos, moléculas ou qualquer objeto que considerarmos) quanto o número de átomos presente em exatamente 12 g de isotopicamente puro.
Cientistas determinaram que esse número é 6,02214129 X 1023, que é chamado de número (ou constante) de Avogadro, NA. Normalmente ele é arredondado e citado com unidades de mols recíprocas, 6,02 X 1023 mol-1.
 
Número de Avogadro e mol
Número de Avogadro e mol
A constante de Avogadro é usada na conversão entre a quantidade de matéria ( número de mol) e o número de átomos íons ou moléculas: 
número de objetos = quantidadede matéria x número de objetos por mol
 número de objetos = quantidade de matéria x constante de Avogadro
Se representarmos o número de objetos por N e a quantidade de matéria (em mol) por n, essa relação é escrita como:
N = n NA
Número de Avogadro e mol
A massa em gramas de um mol de uma substância, isto é, a massa em gramas por mol, é chamada de massa molar da substância. 
A massa atômica de um elemento em uma é numericamente igual à massa em gramas de 1 mol desse elemento. A massa molar em gramas por mol de toda e qualquer substância é numericamente igual à sua massa molecular em uma.
Número de Avogadro e mol
Número de Avogadro e mol
Número de Avogadro e mol
Esta fotografia mostra um mol de sólido (NaCl), um mol de líquido
(H2O) e um mol de gás (O2).
Número de Avogadro e mol
Para conversões entre massas e mols e entre massas e números de partículas, o procedimento resumido é o seguinte: 
Número de Avogadro e mol
Exemplo 2.1:
 Uma amostra do explosivo TNT (C7H5N3O6) tem massa de 650,5 g. Qual é a quantidade de matéria de TNT presente nessa amostra? Quantas moléculas isso representa?
Número de Avogadro e mol
Exemplo 2.2:
A prata (Ag) é um metal precioso usado principalmente em joias. Qual é a massa (em gramas) de um átomo de prata?
Fórmulas empíricas a partir de análises
A razão entre as quantidades de matéria de todos os elementos de um composto fornece os subscritos na fórmula empírica do composto. Assim, o conceito de mol possibilita um modo de calcular as fórmulas empíricas.
Fórmulas empíricas a partir de análises
Exemplo 3.1:
O explosivo conhecido como RDX contém 16,22% de carbono, 2,72% de hidrogênio, 37,84% de nitrogênio e 43,22% de oxigênio em massa. Determine a fórmula empírica do composto.
Fórmulas empíricas a partir de análises
Podemos obter a fórmula molecular de todo e qualquer composto a partir da sua fórmula empírica, desde que se conheça a massa molecular ou a massa molar do composto. A fórmula molecular de uma substância é sempre um múltiplo inteiro de sua fórmula empírica.
Fórmulas empíricas a partir de análises
Exemplo 4.1:
A massa molar do RDX é de aproximadamente 220 g/mol. Use esse fato junto com o resultado do exemplo anterior para descobrir a fórmula molecular do RDX.
Fórmulas empíricas a partir de análises
Uma técnica que pode ser utilizada para determinar as fórmulas empíricas no laboratório é a análise de combustão, geralmente aplicada com compostos que contêm, principalmente, carbono e hidrogênio.
Fórmulas empíricas a partir de análises
Fórmulas empíricas a partir de análises
Fórmulas empíricas a partir de análises
Exemplo 5.1:
Quando 1,25 g de um hidrocarboneto líquido foi queimado em um aparelho para análise de combustão, 3,447 g de CO2 e 1,647 g de H2O foram produzidos. Em um experimento separado, determinou-se que a massa molar do composto é 86,2 g/mol. Determine a fórmula empírica e molecular para o hidrocarboneto desconhecido.
Fórmulas empíricas a partir de análises
Exemplo 5.2:
Suponha que você isole um ácido das folhas de trevo e sabe que ele contém apenas os elementos, C, H e O. Aquecendo, 0,513 g do ácido em oxigênio, é possível produzir 0,501 g de CO2 e 0,103 g de H2O. Qual a fórmula empírica do ácido? 
Informações quantitativas a partir de equações balanceadas
Os coeficientes de uma equação química balanceada indicam, tanto os números relativos de moléculas (ou unidades de fórmula) na reação quanto o número relativo de mols.
Informações quantitativas a partir de equações balanceadas
Informações quantitativas a partir de equações balanceadas
Informações quantitativas a partir de equações balanceadas
Exemplo 6.1:
O trissulfeto de tetrafósforo, P4S3, é usado na fabricação de fósforos. O fósforo e o enxofre elementares reagem diretamente para formar P4S3:
8 P4 + 3 S8 → 8 P4S3 
Se tivermos 153 g de S8 e um excesso de fósforo, que massa de P4S3 poderá ser produzida por essa reação?
Reagentes limitantes
O reagente que é consumido completamente na reação é chamado de reagente limitante, porque ele determina, ou seja limita, a quantidade de produto que pode ser formada. Os outros reagentes são, por vezes, chamados de reagentes em excesso.
A quantidade de produto calculada que se forma quando se consome todo o reagente limitante é chamada de rendimento teórico. O rendimento real é sempre menor que o teórico. O rendimento percentual é a razão entre os rendimentos real e teórico.
Reagentes limitantes
Reagentes limitantes
Exemplo 7.1: 
O éter metil terc-butílico (MTBE) é usado como um aditivo na gasolina vendida em várias áreas urbanas. O composto é produzido pela reação do metanol com o isobuteno, de acordo com a seguinte equação:
CH3OH + (CH3)2C = CH2 → (CH3)3COCH3
 Metanol Isobuteno MTBE
Se 45,0 Kg de metanol são deixados para reagir com 70,0 Kg de isobuteno, qual é a massa máxima de MTBE que podemos obter?
Reagentes limitantes
Exemplo 7.2:
O processo de Solvay é importante na produção comercial do carbonato de sódio (Na2CO3), que é usado na fabricação de muitos vidros. A última etapa no processo de Solvay é a conversão do NaHCO3 (bicarbonato de sódio) em Na2CO3 por meio de aquecimento.
 2 NaHCO3(s) + aquecimento → Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
Em um experimento de laboratório, um estudante aqueceu 42,0 g de NaHCO3 e determinou que 22,3 g de Na2CO3 são formados. Qual o rendimento percentual dessa reação?
 Os exemplos e cálculos apresentados até o momento 
 consideram apenas situações ideais em que os reagentes se 
 encontram puros e sem ocorrência de perdas de materiais ou
 formação de subprodutos. Entretanto, praticamente todos os 
 materiais disponíveis na natureza são misturas de substâncias e, 
 por isso, nem toda massa do material participa da reação 
 desejada.
 Além disso, normalmente há algumas causas como, por 
 exemplo, reações secundárias, que utilizam os mesmos 
 reagentes ou reações que não se completam, para que se tenha
 um rendimento abaixo do teoricamente esperado pelos 
 cálculos estequiométricos. 
Grau de pureza
 Na prática, portanto, é preciso considerar esses fatores e 
 apresentar outros cálculos envolvendo a impureza de reagentes
 e o rendimento percentual de um processo químico.
Grau de pureza
Grau de pureza
Exemplo 8.1:
O sulfato de sódio, Na2SO4, ocorre naturalmente como o mineral tenardita. Para analisar a quantidade de Na2SO4 em uma amostra do mineral impura, a amostra é moída e, em seguida, dissolvida em água para formar uma solução de Na2SO4. Depois a solução aquosa é tratada com cloreto de bário aquoso, BaCl2, para se obter o sólido BaSO4.
 Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) → BaSO4(s) + 2 NaCl(aq)
Grau de pureza
Suponhamos que uma amostra de 0,498 g contendo tenardita produza 0,541 g de BaSO4 sólido. Qual é a porcentagem em massa de Na2SO4 na amostra?
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