A estequiometria ou cálculo estequiométrico fornece a interpretação quantitativa das reações químicas. Toda reação química obedece a uma proporção ponderal ou volumétrica constante, e é isso que torna possível o controle das reações químicas.
Tomando como princípios as leis de Lavoisier, Proust e Gay-Lussac, podemos determinar as quantidades dos participantes de qualquer reação química (reagentes e produtos) nas unidades de quantidade de matéria.
Passo a passo
- Escrever a equação da transformação química, expressando as fórmulas dos reagentes e as dos produtos.
- Balancear a equação.
- Estabelecer as relações entre as quantidades de matéria de reagentes e de produtos da reação.
- A partir das massas moleculares das substâncias participantes, estabelecer as relações entre as massas, os números de moléculas ou os volumes, no caso de se tratar de gases e saber o volume molar de cada um deles nas condições da reação.
- Partindo dos dados conhecidos e aplicando a relação matemática de proporcionalidade direta, determinar as quantidades desconhecidas.
Cálculo de massas
Para saber como são feitos os cálculos estequiométricos envolvendo as quantidades das substâncias que participam de uma reação química acompanhe um exemplo:
Exemplo: Na reação entre oxigênio e hidrogênio formando água, calcular a massa de hidrogênio que reage com 10 gramas de oxigênio”. (Massas atômicas: H=1; O=16)
Resolução
1. O primeiro passo é escrever a equação:
H2(g) + O2(g) → H2O(l)
2H 2O 2H 1O
Reagentes Produto
Observe que temos 2 moléculas de oxigênio nos reagentes e somente 1 molécula no produto: não está balanceada.
2. O segundo passo é balancear a equação. O balanceamento poder ser feito pelo método das tentativas. Fazemos o balanceamento do hidrogênio e da água colocando-se o algarismo 2 no início de cada uma.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
4H 2O 4H 2O
Com a equação balanceada, agora temos 4 moléculas de hidrogênio e 2 de oxigênio nos reagentes e as mesmas quantidades no produto.
3. No terceiro passo, indica-se abaixo de cada substância, a quantidade de matéria em mol. Os mols coincidem com o coeficiente estequiométrico. Quando uma substância está sem coeficiente, considera-se que há 1 mol dela.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
2 mol 1 mol 2 mol
4. O quarto passo é estabelecer, com base nas quantidades do problema, uma relação de massas. Se H = 1 e O = 16, então H2 = 2; O2 = 32 e H2O = 18:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
2 mol 1 mol 2 mol
2 • 2 g 32 g 2 • 18 g
5. O quinto passo é, a partir da massa de oxigênio fornecida, calcular a massa proporcional de hidrogênio:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
2 mol 1 mol 2 mol
2 • 2 g 32 g 2 • 18 g
x 10g
Fazendo a regra de três: 2•2 x 10 / 32 = 1,25
x = 1,25 g de H2
Cálculo de quantidades em mols
Os coeficientes da equação química representam a proporção em mols das substâncias que reagem (reagentes) e das substâncias que são produzidas (produtos da reação); assim, basta relacionar as quantidades em mols fornecidas pela equação química balanceada à pergunta do problema, já que ambas estão em mols.
Exemplo: qual é a quantidade de matéria, em mols de gás carbônico, CO2, liberada na queima de 15 mols de etanol, C2H6O?
Resolução
1. Escrever a equação:
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
2. Balancear:
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
3. Relacionar:
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
1 mol 2 mol
15 mol x
Importante: O exercício fornece a quantidade de etanol em mols e pede a quantidade de gás carbônico também em mols, portanto não é necessário transformar a relação molar.
4. Usar a regra de três para resolver o problema.
1 mol C2H6O ——— 2 mol CO2
15 mol C2H6O ——— x
x = 15×2 / 1 = 30
x = 30 mol de CO2
Cálculo de volumes
Para esse tipo de cálculo estequiométrico, os dados do problema são apresentados em massa e a quantidade é pedida em volume ou vice-versa; dados e perguntas são apresentados em volumes gasosos.
Nas CNTP, a pressão-padrão é de 101325 Pa, o que equivale a 1 atm, e a temperatura-padrão é de 273,15 K. Nessas condições, o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás é ≈ 22,4L.
Exemplo: Determine a massa de amônia produzida pela reação completa de 134,4 L de nitrogênio nas CNTP com suficiente quantidade de hidrogênio. (Massas atômicas: H = 1; N = 14)
1. Escrever a equação:
N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g)
2. Balancear:
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
3. Relacionar:
1 mol N2 ocupa 22,4 L (CNTP).
1 mol NH3 = 17 g → 2 mols NH3 = 2 · 17 = 34 g
1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
1 mol N2 2 mols NH3
22,4 L 34 g
134,4 L m
4. Usar a regra de três para resolver o problema.
22,4 L N2 ——— 34 g NH3
134,4 L N2 ——— x
x = 204 g NH3
Exercícios resolvidos
1. A fermentação da glicose ocorre segundo a equação:
C6H12O6 → C2H5OH + CO2 (equação não balanceada)
Glicose Álcool etílico
Calcule o número de mols de álcool etílico que serão produzidos de 5 mols de glicose.
Resolução:
1 C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2
1 mol de glicose ——— 2 mol de álcool etílico
5 mol de glicose ——— x
x = 10 mol de álcool etílico
2. A queima de 2,5 mols de carvão puro ocorre conforme a equação: C + O2 → CO2. Calcule a massa de dióxido de carbono (CO2) liberada na atmosfera. (Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol)
Resolução
1 C + 1 O2 → 1 CO2
1 C 1 CO2
1 mol 1 mol
m = ? kg de CO2
1 mol CO2 ——— 1 · 44 g
1 mol
2,5mol ———x
1 mol ——— 44 g
2,5mol ———x
m = 110 g de CO2
3. Dada a equação: N2 + H2 → NH3. Determine a massa, em gramas, de amônia, NH3, obtida quando reagem totalmente 180 g de hidrogênio (H2).
Resolução
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
3 H2
2 NH3
3 mols
2 mols
m= ? g de NH3
3 · 2 g ——— 2 · 17 g
180 g ——— x
6 g ——— 34 g
180 g ——— x
x = 1 020 g de NH3
Por: Paulo Magno da Costa Torres
