A reação entre hidrogênio e oxigênio gasosos é mais rápida quando estão

Índice

Introdução

A estequiometria trata do estudo das relações entre as quantidades de reagentes e/ou produtos em uma reação química. Essas relações podem ser feitas em termos de massa, mol, número de moléculas, volume, etc.

O estudo da estequiometria é baseado nas Leis das combinações químicas, propostas no século XVIII por Lavoisier, Proust e Gay-Lussac. Essas leis foram divididas em dois grupos:

• Leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de uma reação.
• Lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes de uma reação.

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Leis Ponderais

Lei da Conservação das Massas

A Lei da Conservação das Massas foi proposta por Antoine Laurent Lavoisier por volta de 1775 e é enunciada da seguinte forma:

Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.

Ou seja, em uma reação química, a matéria não é criada e nem destruída.

A conclusão é: em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.

A + B → C + D

mA + mB = mC + mD

Por exemplo, na obtenção do sulfeto de prata a partir de prata e enxofre teremos:

Prata (215,8 g ) + Enxofre (32,1 g) → Sulfeto de prata (247,9 g)

215,8 g + 32,1 g = 247,9 g

247,9 g = 247,9 g

Lei das Proporções Definidas

A Lei das proporções definidas foi proposta por Joseph Louis Proust em 1799 e é enunciada da seguinte forma:

Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição.

Por exemplo, a água será sempre formada por 11,1% em massa de hidrogênio e 88,9% em massa de oxigênio:

Água → Hidrogênio + Oxigênio

100%              11,1%             88,9%

100 g              11,1 g              88,9 g

Assim, a composição da água, para qualquer massa de água, terá sempre a mesma relação entre as massas de hidrogênio e oxigênio:

Portanto, na formação da água sempre combinamos hidrogênio e oxigênio na proporção em massa de 1 para 8. Dessa forma, reagindo 1 g de hidrogênio com 8 g de oxigênio, obteremos 9 g de água. Observe a tabela abaixo com dois experimentos ilustrando a Lei das proporções definidas:

Lei Volumétrica de Gay-Lussac

A Lei da combinação de volumes foi publicada por Gay-Lussac em 1808 e é enunciada da seguinte forma:

Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos gases participantes de uma reação química têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.

Observe a reação entre o gás hidrogênio (H2) e o gás nitrogênio (N2) gerando amônia (NH3).

Tabela de proporções.

Antes de aplicar cada uma dessas leis em uma reação química, devemos nos certificar de que a equação química está corretamente balanceada.

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Resolvendo Problemas de Estequiometria

Primeiro, é preciso saber que:

Mol é o número de Avogadro (6,02 x 1023 partículas). Massa molar é a massa, em gramas, de 1 mol de moléculas e é numericamente igual à massa molecular da substância. 1 mol de qualquer gás, nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP, 0°C e 1 atm), ocupa o volume de 22,4 litros.

Assim:

Equivalência de 1 Mol.

Sabendo disso, vamos aprender os passos para resolver os problemas envolvendo estequiometria. Há 3 passos para se resolver os problemas:

• Escrever a equação química da reação envolvida no problema.
• Acertar os coeficientes estequiométricos da reação, através do balanceamento, obedecendo à Lei de Lavoisier.
• Estabelecer uma regra de três entre as grandezas envolvidas (o que se pede e os dados).
• Converter, se necessário, o número de mol para outra grandeza (massa, volume, número de moléculas, etc.).

Conhecendo as massas atômicas do carbono (C = 12) e do oxigênio (O = 16), podemos interpretar a equação de formação do gás carbônico das seguintes maneiras:

Além da Lei de Lavoisier, não podemos esquecer da Lei de Proust para resolver os problemas estequiométricos. Esta lei afirma que as substâncias reagem em proporções fixas e definidas. Por exemplo, sabemos pela tabela acima, que 58 g de CO sempre reagirão com 32 g de O2, 116 g de CO reagirão com 64 g de O2, 174 g de CO reagirão com 96 g de O2, e assim por diante.

Assim, se 80 g de CO forem colocados para reagir com 32 g de O2, apenas 58 g de CO reagiriam. A massa em excesso de CO será (80 – 58) = 22 g. Podemos dizer, então, que o CO está em excesso e que o O2 é o reagente limitante, pois é totalmente consumido e é quem determina o fim da reação.

Observe o exemplo:   

Considere a equação balanceada:

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

Relacionando mol com mol

Calcular o número de mol de amônia produzido na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.

   N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

 1 mol ---------------- 2 mol

 5 mol ---------------- x

x = (5 mol x 2 mol) / 1 mol → x = 10 mol de NH3

Relacionando mol com massa

Determinar a massa de amônia produzida na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. Dado: massa molar do NH3 = 17 g/mol.

   N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

 1 mol ---------------- 2 mol

 1 mol ---------------- 2 mol x 17 g/mol

 5 mol ---------------- x

x = (5 mol x 34 g) / 1 mol → x = 10 mol de NH3

Relacionando massa com massa

Calcular a massa de amônia produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.

Dado: massas molares: NH3 = 17 g/mol; N2 = 28 g/mol.

   N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

 1 mol ---------------- 2 mol

            1 mol x 28 g/mol -------- 2 mol x 17 g/mol

 140 g ---------------- x

x = (140 g x 34 g) / 28 g → x = 170 g de NH3

Relacionando grandezas com volume

Determinar o volume de amônia, nas CNTP, produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.

Dado: massa molar do N2 = 28 g/mol; volume molar do NH3 nas CNTP = 22,4 L/mol.

   N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

 1 mol ---------------- 2 mol

  28 g ---------------- 2 mol x 22,4 L/mol

 140 g --------------- x

x = (140 g x 44,8 L) / 28 g → x = 224 L de NH3

Relacionando massa ou mol com número de moléculas

Calcular o número de moléculas de amônia produzida na reação de 4 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio.

   N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

 1 mol ---------------- 2 mol

                     1 mol ---------------- 2 x 6,02 x 1023 moléculas

  4 mol ---------------- x

x = (4 mol x 2 x 6,02 x 1023 moléculas) / 1 mol

                               x = 4,816 x 1024 moléculas de NH3     

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Reações Químicas com Substâncias Impuras

Na maioria das vezes, os reagentes utilizados apresentam certa porcentagem de impurezas. Assim, temos que levar o grau de pureza das substâncias ao realizarmos cálculos estequiométricos.

O grau de pureza (p) é dado pela razão entre a massa de substância pura (mpura) e a massa total da amostra (mtotal), mostrado na Equação 1.

Por exemplo, digamos que, em 100 g de calcário, apenas 80 g são de carbonato de cálcio e 20 g são de impurezas, então o grau de pureza será:

Assim, quando formos calcular a massa de produto obtido a partir de um reagente impuro teremos que calcular qual a parte pura da amostra antes e, depois, realizar os cálculos estequiométricos com o valor obtido. No caso acima, temos que considerar que apenas 80 g do carbonato de cálcio irão reagir.

Exemplo: Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza reage com oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzida.

Dados: Massas molares: Mg = 24 g/mol; MgO = 40 g/mol.

2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)

Solução:

120 g é a massa total da amostra e corresponde a 100%. Nessa amostra, somente 80% da massa total é magnésio. Logo:

120 g ---- 100%

x ---------- 80%

x = (80% x 120 g) / 100% → x = 96 g de Mg (s)

Determinada a massa de magnésio na amostra, podemos calcular a massa do produto formado:

2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)

                       2 mol    1 mol               2 mol

                    2 x 24 g ---------------- 2 x 40 g

                        96 g ---------------------- y

y = (96 g x 80 g) / 48 g → y = 160 g de MgO (s)

Rendimento de uma Reação Química

Quando a massa total dos reagentes é convertida em produto, a reação teve 100% de rendimento. Esse valor é chamado de rendimento teórico. Porém, na maioria das reações químicas realizadas, os reagentes não são totalmente convertidos em produtos, ou seja, a quantidade de produto obtida é menor que a quantidade esperada teoricamente.

Isso significa que o rendimento real da reação não é igual a 100%. O rendimento real (R) é calculado em termo da quantidade de produto realmente obtida em uma reação e a quantidade que teoricamente seria obtida, da seguinte forma:

Quantidade teórica -------- 100%

Quantidade real --------- R

Para determinar a porcentagem de rendimento real, devemos primeiro determinar o rendimento teórico, a partir das quantidades estequiométricas.

Exemplo: Sabendo que a formação da água ocorre segundo a equação:

2 H2 (g) + 1 O2 (g) → 2 H2O (v)

Determine o rendimento real de um experimento onde 2 g de hidrogênio reagiram com 16 g de oxigênio, produzindo 14,4 g de água.

Dados: Massas molares: H2 = 2 g/mol; O2 = 32 g/mol; H2O = 18 g/mol.

Solução:

2 H2 (g) + 1 O2 (g) → 2 H2O (v)

                                        2 mol      1 mol       2 mol

                                        2 x 2 g     32 g       2 x 18 g

                                                      2 g          16 g         x

x = 18 g

Assim, seriam obtidos 18 g de água se o rendimento fosse igual a 100%. Porém, a massa real de água que foi produzida foi de 14,4 g. Assim, o rendimento real é:

18 g ---- 100% de rendimento

14,4 g --------- Rendimento real

Rendimento real = 80%

Fórmulas

Equação 1:

Equação 2: