AULA-05-QUÍMICA-TECNOLÓGICA

Prévia do material em texto

QUÍMICA TECNOLÓGICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Olá! 
A estequiometria é o campo de estudo que examina as quantidades das 
substâncias consumidas e produzidas nas reações químicas. A estequiometria (do 
grego stoicheion = “elemento” e metron = “medida”) fornece um conjunto essencial 
de ferramentas amplamente utilizadas em química que tem diversas aplicações, 
como na medição das concentrações de ozônio na atmosfera e na abordagem de 
diferentes processos para converter carvão em combustível gasoso. 
Bons estudos! 
 
AULA 5 - 
ESTEQUIOMETRIA II 
 
 
5 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 Iniciemos com um exemplo mais elaborado. Quantas moleculas de glicose há 
em 5,23 g de C6H12O6. 
1. Iniciaremos os cálculos buscando na tabela periódica a massa atômica dos 
elementos, carbono (12 uma), hidrogênio (1 uma) e oxigênio (16 uma) e em 
seguida,calcula-se a massa molar da glicose. 
𝑀𝑀𝐶6𝐻12𝑂6
= 6(12 𝑢𝑚𝑎) + 12(1 𝑢𝑚𝑎) + 6(16 𝑢𝑚𝑎) 
𝑀𝑀𝐶6𝐻12𝑂6
= 180 𝑢𝑚𝑎 → 180 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
 
2. Em seguida, devemos calcular o número de mols que contém 5,23 g de 
glicose: 
 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
=
5,23
180
= 0,029 𝑚𝑜𝑙 
 
 
3. Por fim, deve-se multiplicar o Número de Avogadro, 𝑁𝐴 = 6,02 × 1023 𝑚𝑜𝑙−1 
 
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 = 0,029 𝑚𝑜𝑙 . 6,02 × 1023 𝑚𝑜𝑙−1 
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 = 1,75 × 1022 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 
 
Vejamos agora, caso o objetivo principal seja determinar a quantidade de um 
determinado elemento presente na estrutura, como por exemplo o elemento oxigênio, 
quantos átomos de oxigênio há em 5,23 g de glicose. A estratégia adotada é a mesma, 
entretanto deve-se ficar atento a quantidade presente de oxigênio dentro da estrutura 
da glicose, no caso 6 átomos de oxigênio. 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
=
5,23
180
= 0,029 𝑚𝑜𝑙 
 
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 𝑛𝑎 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 = 𝟔 . 0,029 𝑚𝑜𝑙 . 6,02 × 1023 𝑚𝑜𝑙−1 
Á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 𝑛𝑜 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 = 1,05 × 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 
 
 
 
5.1 Estequiometria das reações químicas 
Os coeficientes de uma equação química representam os números relativos de 
moléculas em uma reação. O conceitos de mol nos permite a conversão dessa 
informação em massas das substânicas presentes na reação. Por exemplo, os 
coeficientes da reação química balanceada. 
 
Indicam que duas moleculas de H2 reagem com uma molécula de O2 para 
fornmar duas moléculas de água. Podemos verificar na figura 1, portanto, que os 
números relativos de mols são identicos aos números relativos de moléculas: 
 
Figura 1 - Esquema de estequiometria da reação, envolvendo os coeficientes 
reacionais 
Fonte: Adaptado de BROWN, et al,. (2016). 
Tembém é possível generalizar essa observação para todas as reações 
químicas balanceadas, Segundo Brown, el. al. (2016) os coeficientes de uma reação 
química balanceada indicam, tanto os números relativos de moléculas (ou unidades 
 
 
de fórmula) na reação quanto o número relativo de mols. A figura 1 mostra como esse 
resultado está de acordo com a lei da conservação da massa. 
As quantidades 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O, dadas pelas 
coeficientes da reação, são chamados de coeficientes estequiometricos. A relação 
entre essas quantidades pode ser representada como: 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 ≈ 1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 ≈ 2 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
De uma maneira esquemática, podemos visualizar a reações químicos de 
acordo com a Figura 2: 
 
Figura 2 - Reação de Formação da água 
 
Fonte: Adaptado de BROWN, et al,. (2016). 
Percebemos que para cada molécula de O2 são necessárias 2 moléculas de 
H2, formando 2 moléculas de H2O. As ligações são quebradas e reorganizadas 
seguindo esta proporção, no caso, se existisse 2 moléculas de O2, seguindo a 
proporção, necessitariamos de 4 moléculas de H2 e formariamos 4 moléculas de H2O. 
Consequentemente, se tivessimos 10 moléculas de O2, seria preciso 20 moléculas de 
H2 e deste modo, teriamos 20 moléculas de H2O. Nos dois casos notamos que a 
porporção 2:1:2 é respeitada. Vejamos: 
 
+ 
Exemplo: Qual a massa de água formada ao se reagir 100 g de H2. 
1. Primeiramente, deve-se descobrir o número de mols que corresponde 
a 100 g de H2. Sabe-se que a massa atômica do hidrogênio é 1 uma, 
logo a massa molecular do H2 vale 2 uma → 2 g/mol, assim sendo 
temos: 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
=
100 𝑔
2 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 50 𝑚𝑜𝑙 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para compreender melhor o cálculo estequiométrico vejamos a reação de 
combustão do propano, representada pela seguinte reação: 
 
Vamos calcular a massa de CO2 produzida quando 1,00 g de propano C3H8 
entra em combustão. Os coeficientes indicam a quantidade de oxigênio consumida 
por mol de propano: 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶3𝐻8 ≈ 3 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐶𝑂2 . Para usar essa relação 
estequiométrica, devemos converter grama de propano em mols, utilizando a massa 
molar do propano, 44,1 g/mol. 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
=
1,00 𝑔
44,1 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 0,023 𝑚𝑜𝑙 
Agora aplicaremos a proporção estequiometrica estabelecida pela reação 
química balanceada. Podemos perceber, pela proporção, que sempre será produzido 
o triplo de dióxido de carbono; deste modo, pode-se determinar quantos mols de CO2 
será convertido se utilizarmos 0,023 mol de C3H8, multiplicando o valor de mols de 
C3H8 por 3. 
2. Seguindo a proporção estabelecida pelo reação química balanceada: 
2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐻2𝑂, 2:1:2: temos: 
2 mols de H2 1 mol de O2 Produzindo 2 mol de H2O 
50 mol de H2 25 mols de O2 Produzindo 50 mol de H2O 
 
Seguindo a estequiometria da reação serão formados 50 mols de água. 
3. Por fim, usando a massa molar da água 18 g/mol, chegamos na massa de 
água formada. 
𝑚 = 𝑛. 𝑀𝑀 
𝑚 = 50 𝑚𝑜𝑙 .18 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
𝑚 = 900 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
Concluímos que partindo de 100 g de gás hidrogênio, formaremos 900 g de 
água. 
 
 
 
 
 
Por fim determina-se a massa de dióxido de carbono, usando sua massa molar, 
44 g/mol. 
𝑚 = 𝑛. 𝑀𝑀 
𝑚 = 0,069 𝑚𝑜𝑙 . 44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
𝑚 = 3,04 𝑔 
Vamos a mais um exemplo mais complexo: calcularemos a massa de oxigênio 
necessária para reagir com o 10 g de butano, C4H10, na seguinte reação química 
balanceada: 
 
A reação estabelece a proporção de 2 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶4𝐻10 ≈ 13 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 . 
Sabendo que a massa molar do butano é 58,0 g/mol, podemos calcular o número de 
mols de butano. 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
=
10 𝑔
58,0 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 0,172 𝑚𝑜𝑙 
Aplicando a proporção, temos que cada 2 mols de C4H10 são necessários 13 
mols de O2, logo para 1 mol de C4H10, precisaremos da metade de 13 mols, 6,5 mols 
de O2. Portanto, para acharmos quantos mols de O2 são necessários para reagir com 
0,172 mol de C4H10, temos que multiplicar o valor encontrado por 6,5. 
2 mols C4H10 13 mols de O2 
1 mols C4H10 6,5 mols de O2 
0,172 mols de C4H10 6,5 . 0,172 𝑚𝑜𝑙𝑠 = 1,12 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 
 
Transformando o numero de mols em gramas de O2, usando a massa molar do 
O2, 32 g/mol, temos: 
𝑚 = 𝑛. 𝑀𝑀 = 1,12 𝑚𝑜𝑙𝑠 . 32 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 35,9 𝑔 
1 mol de C3H8 3 mols de CO2 
0,023 mol de C3H8 0,023 . 3 = 0,069 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 
 
 
5.2 Balanceamento das reações químicas 
Para escrever uma reação química balanceada, iniciaremos escrevendo as 
fórmulas dos reagentes no lado esquerdo da seta e as dos produtos no lado direito. 
Em seguida, balanceamos a equação determinando os coeficientes para que exista a 
mesma quantidade de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Na 
maioria das vezes, uma reação química balanceada deve conter os menores 
coeficientes de número inteiro possíveis (BROWN, et al., 2016). 
Para balancear uma equação, você precisa entender a diferença entre 
coeficiente e subscrito. A Figura 3 mostra a diferença entre os termos: 
Figura 3 - Diferença entre os termos coeficiente e subscrito 
Fonte: Adaptado de BROWN, et al., (2016). 
Observamos na figura quea mudança do coeficiente na molécula altera a 
quantidade de moléculas sem mudar a identidade da substâncias. Já quando 
alteramos o subscrito, a molécula muda, alterando a identidade da substância. 
Portanto, ao balancearmos a reação química, nunca podemos mudar o número 
subscrito, sempre altere ou proponha um coeficiente na frente de uma fórmula. 
Observe o exemplo: 
𝐶𝐻4 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 
Equação química não balanceada. 
 
1. Escreva e enumere todos os elementos do lado esquerdo e do lado direito, se 
preferir monte uma tabela: 
 
 
 
 
Reagente Produto 
1C 
4H 
2O 
1C 
2H 
3O 
 
Vemos que a quantidade de hidrogênio e oxigênio dos reagentes e dos 
produtos são diferentes, todavida a quantidade de carbono são iguais. 
2. Se multiplicarmos a quantidade de água por dois 2H2O teremos no total 4 
hidrogênios e deste modo, balanceamos este elemento, entretanto teremos 
2 oxigênios a mais. 
𝐶𝐻4 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 2𝐻2𝑂 
 
Reagente Produto 
1C 
4H 
2O 
1C 
4H 
4O 
 
3. Finalmente, multiplicaremos a quantidade de oxigênio presente no reagente 
por dois, para que desta forma, tenhamos dois 4 oxigênios no reagente e 4 
oxigênios no produto. 
𝐶𝐻4 + 2𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 2𝐻2𝑂 
 
Reagente Produto 
1C 
4H 
40 
1C 
4H 
4O 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BROWN, T. et al. Química: a ciência central. Porto Alegre: Pearson, 2016.