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Prof. : Drielle Caroline

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Aspectos quantitativos das reações químicas Uma breve introdução...

Quando uma reação química é realizada com quantidades conhecidas de reagentes, é possível prever a quantidade de produto(s) formado(s)? E, de modo inverso, é possível fazer uma estimativa da quantidade de reagente(s) necessário(s) para obter certa quantidade de produto(s)? Em ambos os casos a resposta é afirmativa. A partir das massas atômicas, listadas na tabela periódica, pode-se calcular a massa molar de cada reagente ou produto de uma reação química. Conhecidas essas massas molares e a equação química do processo, é possível estabelecer relações entre as quantidades de reagentes e de produtos e, baseando-se nelas, fazer previsões. Estabelecer tais relações e, a partir delas, realizar previsões é o que se denomina estequiometria ou cálculo estequiométrico.

Relações estequiométricas fundamentais

Coeficientes estequiométricos

A síntese da amônia pode ser equacionada da seguinte maneira: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

Numa equação química, os números colocados antes da fórmula de cada substância, seja reagente ou produto, são os coeficientes

estequiométricos ou, simplesmente, coeficientes. Átomos não são criados nem destruídos numa reação química. Assim, os coeficientes devem ser corretamente escolhidos a fim de que o número de átomos de um certo elemento químico seja o mesmo em ambos os membros da equação química. Quando os coeficientes estão adequadamente colocados, diz-se que a equação química está corretamente balanceada.

O correto balanceamento de uma equação química está de acordo com a Lei de Lavoisier e com a Teoria Atômica de Dalton.

Equação química

Uma equação química representa uma reação química

A água, o reagente, é formada por moléculas H2O; o gás hidrogênio e o gás oxigênio, os produtos, têm fórmulas H2 e O2, respectivamente. Assim,



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poderíamos representar a reação usando as fórmulas do reagente e dos produtos:

H2O → H2 + 1O2 Nessa representação, falta, porém, a proporção correta entre as quantidades de moléculas envolvidas. Uma representação mais correta é:

H2O + H2O → H2 + H2 + O2 ou seja,

2 H2O → 2H2 + O2 Agora, sim, está expressa a verdadeira proporção entre as quantidades de moléculas que participam da reação. A maneira de representar uma reação química é denominada equação química. Os números que indicam a proporção entre as quantidades de moléculas, numa equação química, são chamados de coeficientes ou coeficientes estequiométricos. Na equação química acima, o coeficiente da água é 2, o do hidrogênio é 2 e o do oxigênio é 1.

Balanceamento de equações químicas

Quando escrevemos uma equação química, ela deve estar corretamente balanceada, ou seja, os coeficientes devem estar corretamente indicados. Caso contrário, não estará sendo respeitado o fato de os átomos se conservarem. Exercício resolvido

A equação química N2 + O2 → NO não está corretamente balanceada, faça o balanceamento correto. Resolução

Na equação apresentada temos: N2 + O2 → NO

A equação indica que do lado esquerdo (reagentes) temos, 2 átomos de nitrogênio (N2) e 2 átomos de oxigênio (O2), porém do lado direito (produtos) temos apenas 1 átomo de óxido de nitrogênio (NO). Para efetuarmos o balanceamento, ou seja, mantermos a proporção dos átomos na reação (quantidade de átomos dos reagentes deve ser igual a quantidade de átomos dos produtos – lei das proporções constantes), devemos acrescentar o número 2 em NO, assim, teremos 2 átomos de nitrogênio e 2 átomos de oxigênio. Veja:

N2 + O2 → 2NO Equação balanceada



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Na reação equacionada no primeiro exemplo, os coeficientes são um, três e dois. Esses coeficientes informam que uma molécula de nitrogênio reage com três moléculas de hidrogênio produzindo duas moléculas de amônia. Isso se encontra representado por meio do seguinte modelo microscópico, em que as esferas cinza representam átomos do elemento químico hidrogênio e as esferas azuis átomos do elemento químico nitrogênio.

Fonte: Química no cotidiano – volume 2 A equação está corretamente balanceada, ou seja, está de acordo com a Lei de Lavoisier e com a Teoria Atômica de Dalton.

Proporção estequiométrica entre números de moléculas

Fonte: Química – volume único Acabamos de ver que, na equação que representa a produção da amônia, os coeficientes informam que uma molécula de N2 reage com três moléculas de H2 produzindo duas moléculas de NH3.

Fonte: Química no cotidiano – volume 2



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E se forem duas moléculas de N2 reagindo? Ora, duas moléculas de N2 reagem com seis de H2 e produzem quatro de NH3.


Analogamente, três moléculas de N2 reagem com nove de H2 e produzem seis de NH3.


Então, é importante perceber que os coeficientes estequiométricos não

indicam necessariamente a quantidade de moléculas que reagem ao

realizar essa reação. Elas indicam a proporção entre os números de

moléculas que tomam parte na reação da síntese da amônia.

Proporção estequiométrica entre quantidades em mols

Como já vimos, moléculas são entidades muitíssimo pequenas. Na menor amostra de uma substância molecular que conseguimos ver há uma quantidade extremamente grande de moléculas. Assim, embora os coeficientes nos informem a proporção entre as moléculas que reagem, do ponto de vista de utilidade macroscópica é mais

vantajoso considerar os coeficientes como indicadores da proporção

entre a quantidade em mols dos participantes de uma reação. O raciocínio para isso é simples. No caso da síntese da amônia, por exemplo, se uma molécula de N2 reage com três de H2 para formar duas de NH3, podemos dizer que 6,0.1023 moléculas de N2 reagirão com 3.6,0.1023 moléculas de H2 produzindo 2.6,0.1023 moléculas de NH3. Como 6,0.1023



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moléculas são 1 mol de moléculas, podemos dizer que 1 mol de moléculas de N2 reage com 3 mol de moléculas de H2 produzindo 2 mol de moléculas de NH3.

Fonte: Química no cotidiano – volume 2 Os coeficientes estequiométricos informam a proporção entre as

quantidades em mols dos participantes de uma dada reação química, denominada proporção estequiométrica dessa reação química. É fundamental perceber que, ao realizar a síntese da amônia, não é apenas uma molécula de N2 que reage com três de H2 produzindo duas de NH3. Há um número muitíssimo grande de moléculas reagindo e sendo formadas. Mas há uma lei da natureza que é seguida por essa reação. A proporção entre os números de moléculas dos participantes, assim como a proporção entre as quantidades em mols, é expressa pelos coeficientes estequiométricos.



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Relação entre quantidades em mols

Inicialmente, vamos calcular a quantidade em mols de amônia que se deseja produzir. A massa molar da amônia, calculada a partir da consulta à tabela periódica, é 17 g/mol. E a massa de amônia que se deseja produzir diariamente na indústria é de 8,5.106 g. Assim:

Agora podemos estabelecer regras de três partindo da proporção em mols expressa pelos coeficientes estequiométricos da equação química:


Temos, então, uma regra de três que permite determinar o valor de y e outra que permite determinar o valor de z.


Assim, para produzir diariamente 5,0.105mol de amônia, a indústria gastará, também diariamente, 2,5.105 mol do reagente gás nitrogênio e 7,5.105 mol do reagente gás hidrogênio. Relação entre massas

Anteriormente calculamos as quantidades em mols de nitrogênio e hidrogênio necessárias à produção de 8,5.106 g de amônia. Se a intenção é determinar a massa de cada um desses reagentes, uma maneira de fazer isso é a seguinte: obter as massas molares consultando



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a tabela periódica e, a partir delas e das quantidades em mols já determinadas, calcular a massa de cada um dos dois gases. Há, contudo, um meio mais direto de chegar às massas dos reagentes. Em vez de montarmos regras de três envolvendo as quantidades em mols, como fizemos anteriormente, podemos montá-la com base nas massas. A ideia envolvida é simples. Os coeficientes nos fornecem a proporção em mols. Consultando a tabela periódica, chegamos às massas molares dos participantes e, de posse delas, montamos uma regra de três envolvendo massas.

Temos, então, uma regra de três que permite determinar a massa de nitrogênio (x) e outra que permite determinar a massa de hidrogênio (y), necessárias à produção de 8,5.106 g de amônia.


Assim, para produzir diariamente 8,5 t de amônia, a indústria gastará, também diariamente, 7,0 t de gás nitrogênio e 1,5 t de gás hidrogênio (1 t = 106

g). Relação entre quantidades em mols, massas, moléculas, fórmulas e

átomos

Como já sabemos, os coeficientes da equação nos fornecem a proporção em quantidade de matéria (expressa em mols). Conhecida a proporção em mols, é possível relacioná-la com massas, moléculas (compostos moleculares), fórmulas (compostos iônicos) ou até mesmo átomos das substâncias participantes da reação.



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Fonte: Química – volume único

Observe a equação abaixo que representa a reação entre prata e ácido nítrico, ocorrida em condições ambientes.

Fazendo-se reagir 3,6.1022 átomos de prata com quantidade suficiente de ácido nítrico, calcule: a) a massa do ácido nítrico que reagiu; b) o número de fórmulas do nitrato de prata formado; c) o número de moléculas de NO gasoso formado; d) a quantidade de matéria expressa em mols de água formada.

Teremos, assim, quatro regras de três que nos permitirão determinar a massa do HNO3 (x), o número de fórmulas de AgNO3 (y), o número de moléculas de NO (z) e a quantidade de matéria expressa em mol de H2O (w).




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Mudanças climáticas

A estequiometria do CO2 e o efeito estufa

O carvão e o petróleo fornecem os combustíveis que utilizamos para gerar eletricidade e ativar nosso maquinário industrial. Esses combustíveis são constituídos principalmente de hidrocarbonetos (compostos formados pelos elementos carbono e hidrogênio) e outras substâncias que contêm carbono. A combustão de 1,00 g de C4H10 produz 3,03 g de CO2. Similarmente, 3,78 L de gasolina (densidade = 0,70 g/mL e composição aproximada C8H18) produzem cerca de 8 kg de CO2. A queima desses combustíveis libera cerca de 20 bilhões de toneladas de CO2 na atmosfera anualmente. Parte do CO2 é absorvida pelos oceanos ou utilizada por plantas na fotossíntese. Mas atualmente estamos produzindo CO2 muito mais rapidamente do que ele tem sido absorvido. Químicos têm monitorado as concentrações de CO2 atmosférico desde 1958. A análise do ar confinado no gelo da Antártida e Groenlândia possibilita determinar os níveis atmosféricos de CO2 durante os últimos 160 mil anos. Essas medições revelam que o nível de CO2 permaneceu razoavelmente constante desde o último Período Glacial, cerca de 10 mil anos atrás, até aproximadamente o início da Revolução Industrial, cerca de 300 anos atrás. Desde então, a concentração de CO2 aumentou por volta de 25% (veja o gráfico). Apesar de o CO2 ser um componente secundário da atmosfera, ele tem um papel importante porque absorve calor radiante, agindo como o vidro de uma estufa. Por essa razão, comumente nos referimos ao CO2 e a outros gases retentores de calor como gases estufa, e chamamos o calor causado por eles de efeito estufa. Alguns cientistas acreditam que o acúmulo de CO2 e outros gases retentores de calor começou a alterar o clima de nosso planeta. Outros sugerem que os fatores que afetam o clima são complexos e não inteiramente compreendidos.



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A concentração de CO2 atmosférico aumentou nos últimos 140 anos. Dados anteriores a 1958 são oriundos de análises do ar confinado em bolhas de gelo glacial. A concentração em ppm (ordenada) é o número de moléculas de CO2 por milhão (106) de moléculas de ar. Fonte: Química no cotidiano – volume 2

Referências Bibliográficas

NÓBREGA, Olívio Salgado; SILVA, Eduardo Roberto; SILVA, Ruth Hashimoto.

Química - Volume único. Ed. Ética, São Paulo, 2007.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na

abordagem do cotidiano. Ed. Moderna, v.2, São Paulo, 2010.

SANTOS, Wildson; MOL, Gerson. Química Cidadã. Ed. Nova Geração, v.2,

São Paulo, 2010.

USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. Ed. Saraiva, São Paulo, 2013.

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