Estequiometria

Da equação à quantidade de produto

Estequiometria é o estudo quantitativo das relações entre reagentes e produtos. Uma equação balanceada fornece proporções em quantidade de matéria. A partir delas, podemos calcular massas consumidas, quantidade de produto, reagente em excesso e necessidades de uma preparação.

Antes de calcular, identifique a reação considerada e suas condições: completa ou parcial, reagentes puros ou misturas, disponibilidade de todos os reagentes e rendimento informado. O resultado teórico não é uma promessa de que uma experiência real produzirá exatamente aquele valor. Ele é a previsão do modelo com as hipóteses declaradas.

Três passos que preservam as unidades

O caminho básico liga massa do reagente a mols, mols do reagente a mols do produto e mols do produto à massa procurada. Primeiro use $n=m/M$. Depois aplique a razão entre os coeficientes da equação balanceada. Por fim, use $m=nM$ para a espécie de interesse.

É possível reunir esses passos em uma expressão única, desde que a origem de cada fator esteja clara. Para uma reação em que a mols de A formam b mols de B, a massa teórica de B é $m_B=(m_A/M_A)(b/a)M_B$, se A for o reagente que limita a quantidade de produto.

Os coeficientes não são proporções diretas de massa. Na combustão do metano, um mol de CH₄ consome dois mols de O₂, mas 16 g de metano consomem 64 g de oxigênio, não 32 g. As massas molares fazem a conversão entre as duas escalas.

Exemplo: massa de dióxido de carbono

Considere combustão completa de 8,0 g de metano com oxigênio em excesso: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O. Use massas molares CH₄=16 g/mol, O₂=32 g/mol, CO₂=44 g/mol e H₂O=18 g/mol.

A massa inicial representa $8/16=0{,}50$ mol de metano. A proporção CH₄:CO₂ é 1:1, portanto são previstos 0,50 mol de CO₂. Sua massa é $0{,}50\times44=22$ g.

Para conferir a conservação, calcule também o oxigênio consumido: 1,0 mol, ou 32 g. A água formada é 1,0 mol, ou 18 g. Assim, os reagentes consumidos totalizam $8+32=40$ g, e os produtos, $22+18=40$ g. O produto pode ter massa maior que a do combustível porque incorpora oxigênio que veio do outro reagente.

Comparar limites e trabalhar com toneladas

Às vezes, a pergunta pede uma comparação: a massa de CO₂ produzida pelos 8,0 g de metano é superior a 20 g? O resultado de 22 g permite responder que sim. O consumo de O₂ também é superior a 30 g, pois foi calculado em 32 g. Identifique qual espécie e qual desigualdade estão sendo avaliadas; “superior a” não inclui igualdade.

A relação entre massas permanece válida quando a escala muda. No mesmo modelo de combustão completa e oxigênio em excesso, 8,0 toneladas de metano correspondem a 22 toneladas de CO₂. A razão de massas $44/16$ foi deduzida das massas molares e da proporção 1:1; multiplicar por essa razão permite manter a unidade tonelada nas duas massas.

Se preferir calcular mols explicitamente, converta a massa para a unidade usada na massa molar: 8,0 t são $8{,}0\times10^6$ g. Dividindo por 16 g/mol, obtemos $5{,}0\times10^5$ mol de metano e a mesma quantidade de CO₂. A massa final é $2{,}2\times10^7$ g, ou 22 t. Não divida toneladas por g/mol e apresente o número como mols sem a conversão.

Reagente limitante: compare mols com coeficientes

Quando as quantidades de mais de um reagente são fornecidas, não basta escolher a menor massa. Converta cada quantidade em mols e compare $n_i/\nu_i$, em que o denominador é o coeficiente do reagente. O menor valor determina o avanço máximo da reação no modelo de consumo completo.

Na síntese N₂ + 3H₂ → 2NH₃, misture 1,0 mol de N₂ e 2,0 mol de H₂. As razões são 1/1 e 2/3. O hidrogênio limita a reação, permitindo formar $2\times(2/3)=4/3$ mol de amônia.

A quantidade de N₂ consumida é 2/3 mol, restando 1/3 mol. O excesso não deve ser incluído na massa do produto; ele permanece como reagente ao final do modelo. Reações reversíveis em equilíbrio podem parar antes do esgotamento ideal, e essa limitação precisa aparecer nas condições ou no rendimento.

Pureza corrige a entrada

Se uma amostra contém apenas uma fração de reagente ativo, a conta deve começar pela massa dessa fração. Uma amostra de 100 g com pureza de 80% contém 80 g do reagente, desde que a porcentagem seja em massa.

A suposição comum é que as impurezas sejam inertes na reação considerada. Se também reagirem ou consumirem outro reagente, será necessário incluí-las no modelo. Por isso, pureza não é apenas um número decorativo a ser multiplicado em qualquer ponto da resolução.

Rendimento corrige o produto obtido

O rendimento percentual compara quantidade real obtida com quantidade teórica, na mesma unidade. Se a previsão é 50 g e foram obtidos 40 g, o rendimento é $(40/50)\times100=80\%$. Conhecendo o rendimento de 80%, multiplicamos a previsão teórica por 0,80 para estimar a produção real.

Exemplo combinado: 100 g de calcário com 80% de CaCO₃, considerado único componente reativo, sofrem decomposição CaCO₃ → CaO + CO₂. Com massas molares 100 e 56 g/mol para carbonato e óxido, os 80 g puros permitem 44,8 g teóricos de CaO. Com rendimento de 75%, são obtidos 33,6 g. A pureza ajustou a entrada; o rendimento ajustou a saída.

Planejar o caminho inverso e conferir

Se o objetivo é obter certa massa real de produto, divida primeiro pelo rendimento em forma decimal para obter a produção teórica necessária. Depois retorne pelos coeficientes e massas molares. Se a matéria-prima for impura, divida sua massa pura necessária pela fração de pureza.

Retome balanceamento e leis ponderais sempre que a verificação final não conservar as quantidades previstas.