Pré-visualização parcial do texto
Baixe ESTEQUIOMETRIA e outras Manuais, Projetos, Pesquisas em PDF para Química, somente na Docsity!
2 ESTEQUIOMETRIA: ARITMÉTICA QUÍMICA tível para o motor de um carro de corrida pode ser tão para se ganhar uma corrida, As substâncias químicas, como o combustível e o oxigênio do ax, sempre se combinam era proporções fixas e definidas. Neste capítulo aprenderemos como estas proporções são determinadas e utilizadas. A proporção cometa da mistura ar-combus! importante quanto a habilidade do piloto 36 / QUÍMICA GERAL 21 O MOL No Cap. 1, travamos contato com muitos dos conceitos básicos importantes em Química: idéias de átomo e peso atômico, elementos e compostos e algumas das principais leis químicas. Químicos, físicos e biólogos desenvolveram estas idéias de tal modo que, hoje, pensam habitualmente em processos químicos, físicos e bioló- gicos que ocorrem entre átomos e moléculas em uma escala atômica, microscópica. Todavia, não podemos ver os átomos ou moléculas individualmente, e, no laboratéó- tio, é necessário trabalhar com um número elevadíssimo destas pequenas partículas. Neste capítulo veremos que existem meios de conduzir as reações químicas de forma que as observações em grande escala (macroscópica) possam ser facilmente tradu- zidas para a linguagem do mundo atômico. A relativa facilidade com que tudo isto pode ser feito é, realmente, fascinante. Para se estudar, efetivamente, os compostos químicos em lahoratório é neces- sário ter um conhecimento das relações quantitativas que existem entre as quanti- dades das substâncias que participam das reações químicas. A Estequiometria (do Grego stoicheion = elemento e metron = medida) é o termo usado para se referir 2 todos os aspectos quantitativos de composição e reação química. Veremos. agora, como se determinam as fórmulas químicas e como se utilizam as equações químicas no cálculo das quantidades exatas de reagentes que se devem misturar para que ocorra uma reação completa — uma reação onde não há excesso de nenhum reagente. Sabemos que os átomos reagem para formar moléculas, mantendo entre si razões simples de números inteiros. Os átomos de hidrogênio e oxigênio, por exem- plo, combinam-se numa razão de 2 para 1 a fim de formar água, H, 0; os átomos de carbono e oxigênio combinam-se em uma razão de 1 para 1 a fim de formar o monóxido de carbono, CO. Entretanto, é impossível trabalhar com os átomos individualmente, devido às suas dimensões minúsculas. Assim, em qualquer labora- tório da vida real, devemos aumentar o tamanho destas quantidades até o ponto em que possamos vê-las e pesálas. Um meio de se aumentar a reação é trabalhar com dúzias, em vez de átomos individuais. Tátomo de C + 1 átomo de O - | molécula de CO 1 dúzia de C + 1 dúzia de O > 1 dúzia de CO (12átomos de C) (12átomosdeO) (12 moléculas de CO) Note que a razão de 1 para 1 entre as dúzias é a mesma razão de | para 1 exigida para os átomos. Isto significa que, se tivermos alguma maneira de contar os átomos em dúzias, poderemos tomar dúzias deles na mesma razão em que os átomos indivi- duais reagem, a fim de estarmos certos de que haverá átomos suficientes de cada tipo para reagir completamente, sem sobrar nenhum. Por exemplo, uma vez que 2 átomos de hidrogênio combinam-se com 1 átomo de oxigênio para formar uma molécula de égua, Zátomos deH+ 1 átomo deO > 1 molécula de H, O podemos dimensionar a reação tomando 2 dúzias de átomos de H e 1 dúzia de áto- mos de O, ou 6 dúzias de átomos de H e 3 dúzias de átomos de O, ou qualquer outra combinação de dúzias, desde que a razão entre estas (H para O) seja de 2 para 1. Isto fornecerá sempre o número correto de átomos individuais de H e O para reagi- rem completamente, sem nenhum excesso de H ou O. Infelizmente, uma dúzia de átomos ou moléculas é ainda uma quantidade muito pequena para se trabalhar; 38 / QUÍMICA GERAL Há outras mais. A fórmula do composto diz-nos que 1 molécula de C, Cl, contém 2 átomos de C e que também contém 6 átomos de CI. Podemos redimensionar ime- diatamente para moles: | mol de C,CL, contém 2 mol de € « 6 mol de CL Isto fornece duas equivalências. 1 mol de C, Cl; — 2 mol de € 1 mol de C, Cl; — 6 mol de CL Em outras palavras, toda vez que tivermos um mol de C,Cle teremos dois moles de carbono dentro deste e, também, seis moles de cloro. Este é o significado de uma equivalência (=). Assim como no Cap. 1, podemos usar estas equivalências para construir os fatores de conversão, 1 mol de C, Cls e 2moldeC 2 mol de € 1 mol de C, Cl; [2.29 1 mol de C, Cls e 6 mol de CI 6 mol de CI 1 mol de Cs Cl 23] Os exemplos seguintes mosirarão como usá-los. EXEMPLO 2.2 Quantos moles de carbono são necessários para se combinar com 4,87 moles de cloro paru formar a substância C,CI;? SOLUÇÃO Usamos um dos fatores de conversão que relaciona moles de carbono com moles de cloro neste composto e escolhemos o fator que cancele os moles de ÉL. Imolde € 1 de sra seqpe cd ao 4,87 mol de CI X molde CI 1,62 mol de € Necessitamos de 1,62 mol de C. Note que estamos obrigados a escrever três algarismos sighifica- tivos. Os números na razão molar são números exatos, uma vez que a razão entre átomos é exata — os átomos sempre se combinam numa razão exata de números inteiros quando cles formam compostos. EXEMPLO 2.3 Quantos moles de carbono estão contidos em 2,65 mol de C,CL, 7 SOLUÇÃO - Desta vez usaremos a equivalência, 1 molde CC], - 2 molde € que pode ser usada para construir um fator de conversão: E 2molde C Rea A na tara ) — 5,30 mol de É Assim, 2,65 mol de C,Ct, contêm 5,30 mal de €. Um mol de átomos ou moléculas é grande o bastante para se trabalhar experi- RR eee ces eee ese ESTEQUIOMETRIA: ARITMÉTICA QUÍMICA / 39 mesmas relações que os átomos e moléculas, Devemos ainda encontrar um meio de transformar o mol em unidades de laboratório, isto é, em algo que se possa medir diretamente no laboratório. Já foi dito anteriormente que um mo! consiste em 6,022 x 10?º objetos. Es- colheu-se este número em particular porque este número de átomos de quites elemento tem um peso em gramas que é numericamente igual a seu peso atômico.” Por exemplo, os pesos atômicos de C e O são 12,011 ue 15,9994 u, respectivamente. Portanto, Imol deC= 12,01] gdeC 1 mol de O = 15,9994 g de O 1 mol de cobre (63,5 9) 1 mol da marcúrio (201 g) Um mol de quatro clementos. diferentes: cobre, ferro, chumbo e mercúrio. Cada a amostra contém o Ena do mesmo número de átomos. O instrumento utilizado para medir os moles é a balança. Tomando-se 12,011 g Edir ESC na de C e 15,9994 g de O, tem-se 1 mol de C e 1 mol de O, que podem produzir exata- de gramas num mot de mente 1 mol de CO. De posse destas informações, vejamos alguns problemas simples qualquer elemento. relacionados à definição de mol. Uma tabela de pesos : Historicamente, definiu-se o mol coma a quantidade de um elemento com massa em gra- mas numericamente igual a seu peso atômico. Mais tarde, descobriu-se, experimentalmente, que existem 6,022 X 102? átomos em 1 mol de um elemento. Veremos em capítulos posteriores como 5e pode medir o número de Avogadro. O mol, uma das sete unidades básicas do SI, é definido formalmente como à quantidade de substância de um sistema que contenha tantas entidades elementares que o número de átomos existentes em 0,012 quilogramas de carbono 12 (um dos isótopos do carbono). O significado total desta definição tornar-se-á claro quando discutirmos a estrutura atômica em maiores deta- lhes (Cap. 3); note que o SI não define diretamente o número exato de partículas em um mol, mas, em vez disso, especifica um método pelo qual possa ser determinado. ESTEQUIOMETRIA: ARITMÉTICA QUÍMICA / 41 do para EXEMPLO 2.7 Quantos gramas de Ca devem reagir com 41,5 g de CI, para produzir CaCl,? A SOLUÇÃO Nosso problema: 41,5 g de CI — (2) g de Ca? s=( De que quantidades necessitamos e quais conhecemos? Sabemos que 1 mol de Ca - 2 molde C1 (Por quê?) beno as unida- Do mesmo modo, ImoldeCl=35,5gde Cl ! (tabela de pesos atômicos) 1 molde Ca = 40,1 g de Ca Aqui está a solução do problema: ' 1 molde CL 4 EIS 1,5 gdeerx (dm ) 1,17 mol de CI Imolde Ca 1,17 molde CTX (se) 0,585 mol de Ca 40,1 g de Ca 0,585 molde Ca x (festa )-s gdeCa Escrevendo todas estas etapas cm conjunto: Imeidecr Imolgcer 40,1 gde Ca etapas (q )x O rgaaeçr) E oa Colocar juntos os fatores para moles de Cl) de conversão torna a aritmética mais simples ao se usar uma calculadora. ) rasga para moles de Ca para gramas de Ca Neste último exemplo, colocamos juntos uma série de fatores de conversão. Para resolver o problema, agrupamos estes fatores, considerando as unidades que + devem ser eliminadas por cancelamento. Assim, o primeiro fator deveria ter g Cl no Die Ca denominador e nos forneceu moles de Cl. O segundo fator deveria ter moles de CI no denominador fornecendo-nos moles de Ca se parássemos nesse ponto. Neces- sita-se, assim, que O terceiro fator tenha moles de Ca no denominador. Paramos aí, pois as unidades já são as da resposta, e temos apenas que realizar os cálculos para ' obter o resultado correto. EXEMPLO 2.8 Quat a massa de um átomo de cálcio? SOLUÇÃO O número de Avogadro nos fornece um meio de relacionar o mundo submicroscópico dos átomos : 4 e moléculas com o mundo macroscópico do laboratório. Podemos expressar o problema assim: = 1 átomo de Ca — (Ng de Ca 42 | QUÍMICA GERAL Temos as relações Imolde Ca =40,l gde Ca 1 mol de Ca = 6,02 X 102º átomos de Ca (usando 3 algarismos significativos) A solução para o problema pode, então, ser dada por sigo *( Imolés cr ) (fascca - X 1072º gde Ca. 6,02 X 107 fiomos dota e) eg a ti dia 2.2 PESO MOLECULAR E PESO-FÓRMULA Um mol de três compostos diferentes. Cada amostra contém o mesmo número de fórmulas unitárias, embora o número de átomos seja diferente de uma amostra para outra. À razão disto é porque o número de átomos por fórmula unitária é diferente para cada composto. Assim como para os elementos, podemos, também, usar a balança para medir os moles dos compostos. O meio mais simples de obter a massa de 1 mol de uma substância é somar os pesos atômicos de todos os elementos presentes no composto. Se a substância é composta de moléculas (por ex., CO,, H,O ou NH,), chamamos a soma dos pesos atômicos de peso molecular. Assim, obtemos o peso molecular do CO, da seguinte maneira: c 1x120u=12,0u 20 2x 160u=320u co, total 44Uu 1. mol de água (H,0) =p raol «1 mol de cloreto! de sódio (NaCi) Similarmente, o peso molecular da H, O = 18,0u e do NH; = 17,0u. Obte- mos a massa de 1 mol de uma substância simplesmente escrevendo o seu peso mole- cular, seguido das unidades gramas. Assim, ImoldeH,0= 18,0g 1 mol de NH; = 17,0 g. Nos capítulos posteriores, encontraremos compostos que não contêm molé- culas distintas separadas. Com fregiiência, quando certos átomos reagem, ganham 44 | QUÍMICA GERAL 23 COMPOSIÇÃO CENTESIMAL Um cálculo muito simples e também frequente é o cálculo da composição ces- tesimal de um composto — isto é, a percentagem da massa total (também chamada percentagem em massa) com que cada elemento contribui. O procedimento para se determinar a composição centesinal encontra-se no Ex. 2.10. EXEMPLO 2.10 SOLUÇÃO Em geral: % em massa = massa da parte 1 massa do todo Qual a composição centesimal do clorofórmio, CHCI, , uma substância antigamente usada como anestésico? Obtemos a massa total de 1 mol de CHCL, a partir do seu peso molecular: (12,01 + 1,008 + 3 X 35,45)u= 119,37 u ou (12,018 + 1,008g + 3X 35,45g)=119,37g — massa de carbono aca caças O EPE x 100 = 10,06% de C amo mos E x 100 = 0,844% de H so SEE emma % total = 100,00. Podemos realizar um cálculo semelhante para determinar a massa de um ele- mento em uma dada amostra de um composto. Isto está ilustrado no Ex. 2.11. EXEMPLO 2.11 SOLUÇÃO Calcule a massa de ferro (Fe) em uma amostra de 10.0 g de ferrugem, Fe. Os. Para resolvermos este problema, devemos primeiramente calcular a fração de Fe,O, que é Fe. Da fórmula, tem-se que uma fórmula unitária de Fe,O, contém 2 átomos de Fe. Portanto, sabe- mos que 1 mol de Fe, O, contém 2 mol de Fe. Do mesmo modo: ImoldeFe=55,85 gde Fe 1 molde Fe,O, = 159,7 gde Fc, O, (Lembre-se de que você pode calcular sempre 2 massa de 1 mol de uma substância conhecendo sua fórmula químicas) Portanto, 1 mol de Fe,O, (159,7 g de Fe,0,) contém 2 mol de Fe (111,7 g de Fo). Assim, a fração de Fe, O, que é Fe é massade Fe 11lJgdeFe massadeFe,O, 159,/gdeFe,0, Finalmente, a massa de Fe na amostra de 10,0 g de Fe,O, é igual à massa da amostra multipli- cada pela fração da amostra que é Fe. 11177 g de Fe 10,0.g de PeçOs X (EEE 1597] ge Fe;0; ) — 6,99 g de Fe. 24 FÓRMULAS QUIMICAS 25 FÓRMULA EMPÍRICA ESTEQUIOMETRIA: ARITMÉTICA QUÍMICA / 45 Uma fórmula nos fornece certas espécies de informação que incluem composi ção elementar, múmeros relativos de cada espécie de átomo presente, o número efetivo de cada espécie de átomos em uma molécula da substância ou a estrutura do composto. Podemos classificar as fórmulas de acordo com a quantidade de infor- mações que elas nos fornecem. (Uma fórmula que simplesmente fornece o número relativo de átomos de cada elemento presente em uma fórmula unitária chama-se fórmula mínima. Como é obti- da normalmente a partir dos resultados de algumas análises experimentais, chama-se, também, fórmula empírica. As fórmulas NaCI, H, O e CH, são fórmulas empíricas. Uma fórmula que fornece o número efetivo de cada espécie de átomo em uma fórmula unitária chama-se fórmula molecular. H, O é uma fórmula molecular (tanto quanto uma fórmula empírica), uma vez que uma molécula de água contém 2 átomos de He 1 átomo de O. A fórmula C€,H, é uma fórmula molecular de uma substância (etileno) que contém 2 átomos de carbono e 4 átomos de hidrogênio. Note-se que a fórmula mínima deste composto é CH, pois a razão carbono para hidrogênio é 1:2. Uma substância cuja fórmula empírica seja CH, pode ter uma fôrmula mole- cular CH,, C;Hs, CaHs e assim por diante. Fórmulas moleculares para substâncias iônicas, naturalmente, não existem, porque tais compostos não contêm moléculas. Um terceiro tipo de fórmula é a fórmula estrutural, por exemplo, H o / pico H ácido acético (presente no vinagre) Em uma fórmula estrutural, os traços entre os diferentes símbolos atômicos re- presentam as “ligações químicas” que ligam os átomos entre si, na molécula. Vol- taremos a nos encontrar com elas no Cap. 4. Uma fórmula estrutural nos fornece informações sobre a maneira pela qual os átomos estão ligados entre si, em uma mo- lécula, e nos permite também escrever as fórmulas molecular e empírica. Assim, para o ácido acético mostrado anteriormente, podemos também escrever sua fór- mula molecular (C, H, O») e sua fórmula empírica (CH, 0). A fórmula mais desejável, naturalmente, é a fórmula estrutural, uma vez que ela também contém todas as informações fornecidas pelos outros dois tipos de fór- mula. Todavia, em Química, como em tudo na vida, nada nos vem de graça. Quanto mais informações uma fórmula fornece, tanto mais difícil será chegar a ela experi mentalmente. Veremos como se obtêm as fórmulas empírica e molecular; todavia, Os procedimentos empregados na determinação das fórmulas estruturais não serão tratados neste livro. Uma vez que a fórmula mínima informa Os números relativos de átomos pre- sentes em um composto, ela deve dar também o número relativo de moles de cada elemento. Assim, para se obter a fórmula empírica para um composto devemos de- terminar o número de moles de cada um dos seus elementos que estão presentes em Uma amostra particular. Calcula-se, então, a razão mais simples entre números intei- tos de moles para se encontrar os subseritos. Os exemplos seguintes ilustram como isto é feito. A Fim de calcularmos as rezões molores, devemos conhecer as quantidades de € He O numa mesma quantidade de amostra. ESTEQUIOMETRIA: ARITMÉTICA QUÍMICA / 47 Seguindo o mesmo procedimento do Ex. 2.11, podemos calcular a massa de carbono e à massa de Iidrogênio no CO, e H, O que foram formados a partir do composto quando este Feagin. Como a única tante de C « H é o composto original, a diferença entre a massa inicial do composto (0,100 g) é a massa total de carbono c hidrogênio deve ser a massa de oxigênio, nos 9,2000 g iniciais. (Devemos obter a massa de oxigênio por este caminho, em vez da massa total de oxigênio na H.O e CO). de vez que apenas uma porção do oxigênio dos produtos provém do SomPosto oxginal.) Conhecendo as massas de carhono, hidrogênio e oxigênio em 0,1000 g de amostra, podemos calcula: quantos moles de cada estão eim 0,1000 g e, então, à fórmula empírica ão composto desconhecido, Assim, tendo planejado o caminho de ação, vamos aos eélculos Os pesosfórmula de CO, e H, O são 44,0 e 18,0, respectivamente, A fração da massa de Co, , que é carbono, é igual a gdec s4DgdeCO, Da incema forma, a fração de H,O, que é hidrogênio, é igual a À massa de carbono no composto original é igual à massa de CO, multiplicada pela fração da massa que é devida ao carbono. 120gdec 440 gds CO; 0,1910g de €6, x ( ) — 0,052] gde € Similarmente, : 201gdeH 0,1172 gde E-O x (Retiadana RISE dadis [180 gd: H,6 ) - 00131 gde H A massa total devida 20 carbono e ao hidrogênio na amostra é 0,0521 gde C +0,0131 gde E = 0,0652g A massa de oxigênio = 0,1000g — 0,0652g = 0,0348 g de O. A seguir, calculamos o número demolesde C,He O. ImeldeC DOger 0,0521 gde x ( ) am X 107º molde € Cálculos similares para o hidrogênio e oxigênio dão 1,31 x 107º molde He 2,17 x 107? mol de O. A fórmula empírica é, portanto, 0151 Oo,ooa 0,00217 0,00517 Co,go4a4BHo,013300,00317 = Co onase E ENTER ou c,H,0 2.6 FÓRMULAS MOLECULARES iônicos não molsculares A fórmula molecular não fornece apenas a informação contida na fórmula em- pírica, mas também nos diz quantos átomos de cada elemento estão presentes em uma molécula de uma substância. Não nos devemos esquecer de que uma fórmula empi- tica como CH, é válida para qualquer molécula que possua duas vezes mais átomos de hidrogênio que de carbono. Para distinguir entre todas as OPÇÕES possíveis, preci- samos conhecer o peso molecular do composto. A razão disto é porque o peso mole- cular é sempre um múltiplo inteiro do peso da fórmula empírica (veja Tab. 2.1). Para encontrar o número de vezes que a fórmula empírica está contida na fórmula molecular, simplesmente dividimos o peso molecular determinado experimental. mente? pelo peso da fórmula empírica. ? À determinação dos pesos moleculares será estudada nos Caps. 7 e 10. 48 / QUIMICA GERAL Tabela 2.1 Pesos Moleculares como múltiplos do peso da fórmula f emplrica Fórmula Peso Molecular CH, 140 =1x140 CH, 280=2x140 CH 42,0=3x14,0 Ce 56,0 =4 x 14,0 CH nx 14,0 EXEMPLO 2.15 SOLUÇÃO Um Líquido incolor usado em motores de foguete, cuja fórmula empírica é NO, , tem um peso molecular de 92,0. Qual a sua fórmula molecular? O peso-fórmula de NO, é 46,0. O número de vezes que a fórmula empírica, NO, , oconse no composto é 92,0 46,0 4 fórmula molecular é, portanto, (NO,), = NO, (tetróxido de dinitrogênio). Prefere-se a resposta N,0, porque (NO ,), implica um conhecimento da estrutuza da mo- lécula (isto é, que as duas unidades NO estejam, de alguma forma, ligadas). 27) BALANCEA- MENTO DE EQUAÇÕES OUIMICAS Adição de ácido cloríárico a uma solução de carbonuto de sódio. Recordemos que uma equação química é uma descrição abreviada das modi- ficações que ocorrem durante uma reação química - um tipo de descrição do que ocorre olhando-se para o que se tem antes e depois. Uma das propriedades mais úteis de uma equação química é que ela nos permite determinar as relações quantitativas existentes entre os reagentes e produtos. Todavia, para ser útil neste aspecto, a equa ção deve estar balanceada; isto é, deve obedecer à lei da conservação da massa, tendo 9 mesmo número de átomos de cada espécie em ambos as lados da seta. A fim de minimizar os erros ao escrever uma equação química balanceada, de- vemos considerar o processo em duas etapas. . 1. Escrevemos primeiro a equação não balanceada, com as fórmulas corretas para todos os reagentes e produtos. A esta altura não se espera que você seja capaz de escrever fórmulas para os compostos, de forma que elas serão dadas para você. Discutiremos mais adiante como escrever fórmulas. 2. Balanceamos a equação, ajustando os coeficientes que precedem as fórmu- las. Durante estu etapa, não podemos modificar os subscritos de quaisquer das fórmulas! Se o fizermos, modificaremos a natureza das substâncias. Não há justificativa para ter uma equação impropriamente balanceada. já que é sempre possível contar os átomos de cada lado da equação, para determinar se a equação está de fato balanceada. Podemos balancear as equações químicas mais simples por inspeção. Para isso. eXaminamos a equação e ajustamos os coeficientes até que números iguais de cada elemento estejam presentes nos Teagentes e produtos. Por exemplo. consideremos a reação de carbonato de sódio (Na, COs) com ácido clorídrico (HCI). produzindo cloreto de sódio (NaCI), dióxido de carbono (CO;) e água. Para obter uma equação química convenientemente balanceada, procedemos da seguinte forma: 50 / QUÍMICA GERAL 2.8 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUIMICAS Pode-se interpretar uma equação química de várias maneiras. Considere, por exemplo, a equação palanceada para a combustão do etanol, C,Hs 0H, O álcool usado para ser misturado com à gasolina. CoH;0H + 30, — 2CO, + 3H,0 No nível molecular, submicroscópico, podemos ver esta como uma reação entre as moléculas individuais. 1 molécula de C> H,0H+3 moléculas de O, > 2 moléculas de CO, + + 3 moléculas de H,O Podemos, porém, facilmente redimensionar estas quantidades para uma escala de la- boratório, uma vez que moles reagem nas mesmas razões que as moléculas individuais 1 mol de C, Hs 0H + 3mol de O, > 2 molde Co, + 3 mol de HO O ponto chave é que os coeficientes numa reação química fornecem as razões nas quais os moles de uma substância reagem com ou formum os moles de outra. Os coeficientes nos fornecem uma quantidade de equivalências químicas diferentes que podem ser usadas para construirmos fatores de conversão. Neste exemplo, po- demos escrever seis destas equivalências: 1moldeC,H:OH — 3 mol de O; | ImoldeGH;0H —2 mol de CO, imoldeC,H50H — 3 mol de HO 3moldeO, — 2molde Cos amoldeO, — 3 mol de HO 2moldeCO, = 3 mol de H,0 Assim, q equação balanceada fornece us relações quantitativas entre todos os reugen- tes e produtos. Observemos alguns cálculos simples baseados nas reações para à combustão do etanol. EXEMPLO 2.17 SOLUÇÃO Quantos moles de oxigênio são necessários para queimar 1,80 mol de C,H,OH, de acordo com « seguinte equação balanceada? C,1,0E + 30, — 200, + 38,0 Os coeficientes da equação fornecem a relação 1 molde C,H,0H - 3molde O,, pode ser usada para um fator de conversão. Montamos à nossa aritmética de forma que as que idades mol de C,H;OH se cancelem. 3 molde O. ao ) -ssomotdeo, Hs ESTEQUIOMETRIA: ARITMÉTICA QUÍMICA / 51 A EXEMPLO 2.18 Quantos moles de CO, serão formados ao se queimar 0,274 mol de c,n,0H? SOLUÇÃO - Olhando-se agora para os coeficientes do C,H;OH e do CO, temos 1mol de C,H,0H — 2 molde CO, Montamos então à aritmética de forma a obtem 0,214 molde E GH ;0H X ( EXEMPLO 2.19 Quantos moles de combustão do C,H,0H? SOLUÇÃO Os coeficientes na equação de 2 molde CO, — 3 molde H,O $ Portanto, 3,66 moLés-CO; x( Na prática, quando fazemos urna reação química nO laboratório, geralmente, estamos interessados gramas. Nós podemos sempre transformar gramas moles ou grmulas químicas das substâncias envolvidas. Nós aprendemos nas unidades de laboratório - moles em gramas, se tivermos às isto ma Seção 2.2. EXEMPLO 2.20 Dire 2molde CO; Tmolds€ HO água serão formados quando combustão do C,HOH nos dizem que 3 molde H,O 2 molécCos As superfícies de alumínio recéra-preparadas reste mos as unidades desejadas na resposta. ) = 0,548 molde CO, forem produzidos 3,66 mol de CO, durante a ) = 548 mot de R,O Fi es com o oxigênio para formar uma camada dura de óxido, que protege O metal de posterior corrosão . A reação é 4A1+30, Quantos gramas de O, SOLUÇÃO — 241,0, «ão necessários para reagir com 0,300 mol de AI? Nosso problema pode ser simplesmente descrito come 0,300 mol de Al — (NgdeO, Para resolvermos isto, primeiro convertemos aransformar moles de O , em gramas de O.» moles de Al em moles de Oy. Depois, podemos De acorão com 2 equação balanceada, 4 molde Al - 3molde O, Poxtanto, o número de moles de 0,300 molde ATX ( 3 molde O, A morde AT O, necessário será ) — 0,225 molde O, Para converter os moles de O, em gramas de O, podemos ne8e a relação imolde O, 0,225 moléc O, X ( 320gde 0, dias, Imoldc0; =32,0gde O, )eronde o, 0,202 mol de S necessita de SOLUÇÃO 0,202 moi de Zn. Uma vez que só temos 0,183 mol de Zn, tado o Zn será consumido, de forma que oZn £0 reagente limitante. ESTEQUIOMETRIA: ARITMÉTICA QUÍMICA / 53 A equação nos dá a relação de moles, ImoldeZn - ImoldeS Para determinarmos o reagente limitante, devemos. primeiro, converter as quantidades de rea- gentes em moles: 12,0gdoZ7x sea) 0,183 mol de Z; Osdozrx( 2 | 0183 mo - Agdedr, Eu EES) Imolde S rapa pe Ide S 6,50, gde es) 0,202 mol de Em virtude de estes elementos se combinarem cm uma relação de moles de 1 para 1, 0,183 mol de Zn requer 0,183 mol de S. Como podemos ver, existe mais S do que o necessário e todo o Zn pode reagir. O Zn é, portanto, o reagente limitante. A quantidade de produto formado depende apenas da quantidade de reagente limitante. Após o Zn ter-se consumido, mais nenhum ZnS poderá sc formar, de forma que podemos usar a quantidade de Zn (0,183 mol) como a quantidade de ZnS que será produzida. Pela equação, podemos escrever: 1molZn — 1 molde ZnS. Portanto, 0,183 mol de Zn formará 0,183 mol de ZnS. A massa do produto é 974 gde Zn$ 0,183 Zsx( "= |= de Zi 183 molée- ms (5 ) W8gde ZnS Para calcular a massa de enxofre que não resgiu, vamos, primeiro, subtrair o múmero de moles de enxofre que reagiram do número de moles de enxofre inicialmente disponíveis: moles de S que não reagiram = (0,202 — 0,183) = 0,019 mol de S Agora, convertemos para gramas: ) = 0,61 g de S que restaram EXEMPLO 2.23 SOLUÇÃO O etileno, C,H,, queima zo ar para formar CO, e H,O, de acordo com a equação €,H, +30, — 200, + 28,0 Quantos gramas de CO, serão formados ao se inflamar uma mistura contendo 1,93 g de C,H, esB2gdeO,? A rolação entre C,H, e O,, mostrada pela equação química, é, em moles, ImoldeC,H, - 3molde O, Para resolver o problema, devemos primeiro converter as quantidades dadas para moles: 195 gde ca, *( 1 molde C,H, MOEdcCHS ) =0,0689 molde C,H, disponíveis Imolde O, 5,92g do 07x [DT E ( 320gde 6; ) =0,185 mol de O, disponíveis. 54 | QUÍMICA GERAL 0,185 mol de O, necessita de 0,0617 mol de C,Hy- Uma vez qua há excesso de C,H,, 0 reagente limitante 60 0,. Vesificaremos, agora, se existe O, suficiente para reagir com todo o CH, (altcnativamente, podemos ver se existe suficiente C,H, para reagir com todo o O): 3 mol de O 0,0689 mol de-GsH; x me o CH, ) = 0,207 mol de O, necessário para consumir todo O cálculo mostra que é necessário 0.207 mol de O,, mas que se dispõe de apenas 0,185 mol de O,. Portanto, O, é o reagento limitante. Você, agora, use o reagente limitante para calcular a quantidade de produto formado: 2molde€O, ) a (eo 0,185 molde-O7 EEB a | 5 43gde CO. e el 3molde 6; or) ERA Ae Mad 2.10 RENDIMENTO TEÓRICO E RENDIMENTO CENTESIMAL O rendimento teórico é uma quantidade calculada; O rendimento real é obtido medindo-se a quantidade de produto realmente formada na experiência. Há ainda uma observação interessante para este último problema. Embora não declarado explicitamente, considerou-se que, mesmo sem oxigênio suficiente para consumir todo o C,H4, este, ao reagir, converteu-se completamente em CO, e H,0. Se isso ocorresse, um dos fatores da poluição automotiva do ar seria remo- vido. O que realmente ocorre quando um hidrocarboneto (neste caso, C,H,) está presente em excesso é que parte dele se converte em CO. No motor de combustão interna, a gasolina (que é composta de uma mistura de hidrocarbonetos) é queimada com um suprimento limitado de oxigênio, resultando em combustão incompleta, que produz uma mistura de co, co, eH,0. Algumas vezes, um conjunto de reagentes é capaz de produzir mais do que um conjunto de produtos, dependendo das condições de reação. No último parágrafo, por exemplo, ressaltou-se que à combustão de hidrocarbonetos com uma quanti- dade limitada de oxigênio fornece uma mistura de produtos. Geralmente, não sc quer à formação de subprodutos (produtos diferentes dos descjados), e duas quanti- dades que interessam aos químicos, sob estas circunstâncias, são o rendimento teórico e o rendimento real. O rendimento teórico de um produto é o rendimento máximo que se pode obter, caso os reagentes dêem somente aquele produto. No Ex. 2.23, calculamos O rendimento teórico de CO,. considerando que todo o C,Ha queimado converteu-se inteiramente em CO, e H,0. O rendimento centesimal é uma medida da eficiência da reação, podendo-se definir como p á diment v rendimento centesimal = — Jendimento real x 100 rendimento teórico onde O rendimento real é a quantidade de produto formado em uma dada experiên- cia. Suponhamos, por exemplo, que, na reação do Ex. 2.23, obtivemos apenas 3,48g de CO», ficando o restante do carbono como CO ou como carbono elementar. O rendimento real foi de 3,48g de CO». O rendimento teórico foi de 5,43 g de CO,, de forma que o rendimento centesimal de CO; deverá ser de rendimento centesimal de CO, = = o x 100 á 2 rendimento centesimal de CO, = 64,1% 
