31/03/2008

Cálculo Estequiométrico - Aula 2


Cálculo estequiométrico é o cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química, ou seja, aplicar as leis das combinações químicas às reações observando as seguintes etapas:

1. Estequiometria 

Para trabalhos em laboratórios ou indústrias, é importante conhecer as quantidades dos reagentes que são necessários para produzir determinadas quantidades de produto.

Os cálculos estequiométricos, em princípio, são de dois tipos:

- dada uma determinada quantidade em massa ou volume de um reagente, calcular a quantidade de um componente do produto da reação química.
- calcular a quantidade de um dos reagentes necessária para produzir determinada quantidade de produtos através de uma dada reação química.

Podem-se considerar quatro tipos de problemas que envolvem cálculos estequiométricos:

- relação de massa com massa;
- relação de massa com volume;
- relação de volume com volume;
- relação de mol com átomos ou moléculas.

Para facilitar a resolução de problemas que envolvem a estequiometria deve-se seguir determinada técnica:

1º) Equaciona-se e ajusta-se a reação química.
2º) Sublinham-se, na equação química, as substâncias envolvidas nos dados e perguntas do problema.
3º) Abaixo das fórmulas, escrevem-se os dados estequiométricos correspondentes às unidades dos dados (mol, gramas, número de átomos ou moléculas, volume molar).
4º) Abaixo dos dados estequiométricos, escrevem-se os dados do problema, estabelecendo-se assim a regra de três.
5º) Resolve-se a regra de três.

2. Grau de Pureza 

Os materiais que participam de um processo químico geralmente não são puros. Por isso, em cálculo estequiométrico, muitas vezes é necessário descontar as impurezas, pois estas não participarão da reação química. Por exemplo, se trabalhamos com NaCl com 20 % de impurezas, teremos uma massa total, que corresponde ao sal mais as impurezas que poderiam ser outras substâncias.

Assim, por exemplo, em 60 gramas de cloreto de sódio, temos: 20 % de impurezas = 12 g 80 % de NaCl puro = 48 g Massa total = 60 g

2.1. Como se determina estas quantidades (pureza e impureza)? A massa total (60 g) corresponde a 100%, pois é toda a substância que possui. Estabelece-se, então, uma regra de três simples para determinar as outras percentagens.

3. Rendimento de uma reação 

O rendimento de uma reação química está relacionado com vários fatores, tais como:

- Aparelhagem utilizada;
- Deficiência do operador;
- Impureza das substâncias.

4. Excesso de reagente 

Muitas vezes o enunciado do problema fornece as quantidades de dois reagentes, neste caso, é necessário verificar se algum dos reagentes está em excesso. Exemplo: na reação de 100 g de NaOH com 73 g de HCl, uma vez completada a reação, existirá excesso de algum reagente?

 
Deve-se verificar se estes valores constituem uma proporção, isto é, se obedecem à lei de Proust. A maneira mais fácil de determinar se a lei de Proust é obedecida ou não é multiplicando os meios e os extremos. Se estes dois produtos são iguais, estes valores constituem uma proporção; se forem diferentes, o excesso estará com o reagente que pertencer ao maior produto.

 
Conclusão: existe excesso de NaOH. Este excesso será:

 
x = 80 g de NaOH (é a quantidade de NaOH que reage). Logo, o excesso será: 100 - 80 = 20 g.

30/03/2008

Cálculo Estequiométrico - Aula 1

O cálculo estequiométrico, apesar de temido por muitos estudantes, deixa de ser um problema se os seguintes passos forem seguidos:

1.° passo – Montar e balancear a equação química.
2.° passo – Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada).
3.° passo – Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n.° de moléculas etc).
4.° passo – Efetuar a regra de três com os dados do exercício.

Equações químicas 

As reações que os elementos têm entre si para formar um composto são representadas por equações químicas. Exemplo da reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água:

2H2(g)+O2(g)--->2H2O(g) 

As substâncias no lado esquerdo são chamadas reagentes e, no lado direito, produtos. Os números antes dos símbolos (omitido se for 1) indicam a quantidade de moléculas. Os símbolos entre parênteses indicam o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso e (aq) solução aquosa (muitas substâncias só reagem em solução aquosa).

Lembrar que a equação química indica a possibilidade de uma reação. Isto significa que a reação nem sempre ocorrerá com o simples contato físico das substâncias. Algumas precisam de aquecimento, outras,de meio aquoso, outras,de ignição (é o caso do exemplo),etc.

Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo número de átomos em ambos os lados da equação. No exemplo dado, esta condição está satisfeita. O balanceamento significa a necessária igualdade de massas entre os dois lados da equação uma vez que não pode haver perda ou ganho de massa.

Massa atômica, massa molecular 

Em química, no lugar das unidades convencionais, a massa de um átomo é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo 12C (carbono 12). Na unidade comum, corresponde a 1,6605402 x 10-27 kg . Pelo fato de o carbono 12 possuir 6 prótons e 6 nêutrons, concluímos que a unidade de massa atômica é, aproximadamente, a massa de um próton ou de um nêutron.

(1 próton=1,0081u; 1 nêutron=1,0090u)

O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12u.
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C.
A massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.
A massa atômica de um elemento é a massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do elemento.

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