Estequiometria – Casos Particulares

No resumo anterior nós mostramos uma regra geral para se resolver exercícios que envolvem cálculos estequiométricos. Essas etapas são sempre válidas, mas em alguns casos a questão é um pouco mais complexa sendo necessário realizar mais cálculos. Esse tipo de questão contempla os chamados casos particulares da Estequiometria.
Nesse resumo vamos abordar quatro casos que são frequentemente abordados em questões de vestibulares: quando temos reações químicas consecutivas, quando os reagentes contêm impurezas, quando  envolve rendimento da reação e quando um dos reagentes estiver em excesso.

Reações químicas consecutivas

São reações em que um ou mais produtos de uma reação é ou são o(s) reagentes (s) da reação subsequente.
Antes de proceder com os passos da regra geral é necessário somar todas as equações para se chegar a uma única reação. Para isso é importante que todas as reações estejam balanceadas e as substâncias que aparecem em duas equações sejam canceladas.
Exemplo: Quantos mols de enxofre (S) são necessários para produzir 10 mols de H2SO4?
Reações:
Balanceamento de equação
Agora temos uma reação global a partir da qual vamos utilizar os coeficientes estequiométricos.  Temos que 1 mol de S está para 1 mol de H2SO4. Então para formar 10 mols de H2SO4 serão necessários 10 mols de S.

Reagentes com impurezas

Quando os reagentes estão impuros o grau de pureza geralmente vem expresso em porcentagem em termos de massa, então calculamos a quantidade da substância pura, pois as impurezas não reagem.
Exemplo: Deseja-se reagir H2SO4 com 100g de NaOH com 95% de pureza. Qual será a quantidade de H2SO4 necessária?
Resolução: Apesar de termos 100g de NaOH, uma parte dessa massa é impureza e por esse motivo não irá reagir. Nesse caso apenas 95% de 100g irão reagir:
100g de NaOH ————— 100%
X                        —————- 95%
X = 100 x 95/100 = 95 g de NaOH puro.
Então procedemos com a resolução de acordo com os passos da regra geral:
H2SO4 + 2NaOH → 2H2O + Na2SO4
1 mol de NaOH ————– 40g de NaOH
X                       ————– 95g de NaOH
X = 95/40 = 2,375 mols de NaOH
Coeficientes estequiométricos:
2 mol de NaOH  —————— 1 mol de H2SO4
2,375 mols de NaOH ————  x
X = 2,375/2 ≈ 1,19 mols de H2SO4
Cálculo da massa de H2SO4:
1 mol de H2SO4 —————- 98 g de H2SO4
1,19 mols de H2SO4 ———–   x
X = 98 x 1,19 = 116,62 gramas de H2SO4.

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Rendimento da reação

Em algumas reações os reagentes não são plenamente convertidos em produtos. Isso pode ocorrer por diversos motivos, como por exemplo, se a reação for reversível, devido à má qualidade de aparelhagem, deficiência do operador, etc.
Nesses casos a questão traz uma porcentagem relativa ao rendimento da reação. Uma reação com 100% de rendimento significa que todo o reagente foi convertido em produto.
Exemplo: (Enem-adaptado) O cobre presente nos fios elétricos e instrumentos musicais é obtido a partir da ustulação do minério calcosita (Cu2S). Durante esse processo, ocorre o aquecimento desse sulfeto na presença de oxigênio, de forma que o cobre fique “livre” e o enxofre se combine com o O2 produzindo SO2, conforme a equação química:
Cu2S(s) + O2(g) → 2Cu(l) + SO2(g)
As massas molares dos elementos Cu e S são, respectivamente, iguais a 63,5 g/mol e 32 g/mol.
CANTO, E. L. Minerais, minérios, metais: de onde vêm?, para onde vão? São Paulo: Moderna, 1996 (adaptado).
Considerando que se queira obter 16 mols do metal em uma reação cujo rendimento é de 80%, a massa, em gramas, qual será a quantidade necessária do minério?
Resolução: Para se obter 16 mols de Cu serão necessários 8 mols de Cu2S. Agora vamos transformar essa quantidade de mols em gramas:
1 mol Cu2S —————- 159 g
8 mols de Cu2S ———— x
X = 159 x 8 = 1272 g
Mas o rendimento da reação é de 80% então:
1272g de Cu2S ———— 80%
X ——————————- 100%
X = 1272 x 100/80 = 1590 g
Serão necessários 1590 g do minério para se obter 16 mols do cobre metálico.

Reagente em excesso

Quando são dadas as quantidades de dois ou mais reagentes e se pede a quantidade de um dos produtos, surge a dúvida, qual dos reagentes devemos usar?
Nesses casos precisamos determinar qual reagente está em excesso e qual é o limitante. Então utilizamos o reagente limitante para proceder os cálculos. Vamos ver em um exemplo como resolver esse tipo de questão:
Exemplo: (Cesgranrio-adaptada) O H2S reage com o SO2 segundo a reação:
2H2S + SO2 → 3S + 2H2O
Qual o número máximo em mols de S que pode ser formado quando se faz reagir 5 mols de H2S com 2 mols de SO2?
Resolução: Dos coeficientes estequiométricos podemos concluir que reagem 2 mols de H2S para 1 mol de SO2. Então 5 mols de H2S reagem com 2,5 mols de SO2. No entanto, só tem-se 2 mols de SO2, então este será o regente limitante.
Agora podemos calcular o que se pede no enunciado, ou seja, a quantidade de mols de S.
Dos coeficientes estequiométricos:
1 mol de SO2 ————— 3 mols de S
2 mols de SO2 ————–  x
X = 2 x 3 = 6 mols de S.
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Cálculo Estequiométrico

O cálculo estequiométrico ou estequiometria é de vital importância na rotina de um laboratório ou de uma indústria química. Por isso falaremos sobre ele neste resumo!

O que é o cálculo estequiométrico?

Através dos cálculos estequiométricos, os químicos determinam as quantidades de reagentes necessárias para se realizar uma reação química ou ainda, a quantidade de produtos que serão formados.
Não é a toa que os professores de Química sempre comparam o cálculo estequiométrico com uma receita de bolo: pois uma reação química sempre obedece a uma proporção, assim como uma receita.
Ora, se quisermos fazer um bolo maior e dobrar a sua receita, é intuitivo pensarmos que todas as quantidades dos ingredientes serão dobradas. O mesmo acontece com uma reação química. Se quisermos obter o dobro da quantidade de produtos, precisamos também dobrar a quantidade de reagentes.

Ingredientes de bolo para exemplificar uma receita
Assim como uma receita de bolo que contém determinados ingredientes, as reações químicas contém reagentes.

Mas atenção! Aqui está uma diferença para as receitas de bolo:
Enquanto que nas receitas nós geralmente trabalhamos com massa (gramas, kilogramas), em química nós trabalhamos com mol! E é em termos mol que devemos dobrar a nossa receita da reação!
Nessa primeira parte do resumo de cálculo estequiométrico, abordaremos uma regra geral para resolver exercícios. Na parte 2 do resumo vamos abordar alguns casos particulares.

Regra geral

De uma maneira geral podemos seguir os seguintes passos para resolver um exercício de cálculo estequiométrico:
1º ) Escrever a equação química;
2º ) Balancear a reação química;
3º) Passar para número de mols a grandeza da substância dada no enunciado;
4º) Determinar quantos mols serão necessários da substância pedida no enunciado através dos coeficientes estequiométricos da reação;
5º) Caso necessário, transformar de número de mols da substância pedida para a grandeza especificada no enunciado.
Precisamos nos atentar ao que pede o enunciado e o dado fornecido. Vamos treinar com alguns exemplos utilizando os passos descritos acima.

Exemplo 1:

Calcule a quantidade de mols de NaOH necessárias para reagir com 5 mols de H2SO4.
Resolução:
1º e 2º passos – 2NaOH + H2SO4 à Na2SO4 + 2H2O
3º passo – o exercício já forneceu em mol: 5 mols de H2SO4
4º passo – de acordo com a reação, relacionamos que 2 mols de NaOH reagem com 1 mol de H2SO4. A partir dessa proporção podemos escrever uma regra de três para se determinar quantos mols de NaOH serão necessários para reagir com 5 mols de H2SO4:
2 mols de NaOH ———– 1 mol de H2SO4
x————– 5 mols de H2SO4
X = 2 . 5 /1 = 10 mols de NaOH serão necessários para reagir com 5 mols de H2SO4.

Exemplo 2:

(PUC-RJ) A hidrazina, N2H4, e o peróxido de hidrogênio, H2O2, são utilizados como propelentes de foguetes. Eles reagem de acordo com a equação:
7H2O+ N2H4 → 2HNO3 + 8H2O
Quando forem consumidos 3,5 moles de peróxido de hidrogênio, a massa, em gramas, de HNO3 formada será de:
a) 3,5
b) 6,3
c) 35,0
d) 63,0
e) 126,0
Resolução:
1º e 2º) a reação foi dada;
3º) foi fornecido 3,5 mols de H2O2
4º) dos coeficientes estequiométricos temos que:
7 mols de H2O2 —————- 2 mols de HNO3
3,5 mols de H2O2 ————– x
X = 3,5.2/7 = 1 mol de HNO3
5º) Calculamos a massa molar de HNO3 = 63g/mol. Foi formado 1 mol de HNO3, que corresponde à 63 g.
Portanto, a resposta correta será a letra d.
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