Resumos · Física e Química APT · Secundário

Aspetos quantitativos das reações químicas

Estudam-se as relações estequiométricas nas reações químicas, o reagente limitante e o reagente em excesso, o grau de pureza dos reagentes e o rendimento de uma reação, com uma referência à economia atómica (química verde). É a base do cálculo químico quantitativo do 11.º ano, avaliada no Exame Nacional (prova 715).

4 secções~9 min de leitura3 competênciasNível Padrão 2 · Aprofundamento 2

T·0999 / 17

Perfil de exame

Resolver problemas de estequiometria com relações molaresIdentificar o reagente limitante e calcular quantidades de produtoCalcular grau de pureza, rendimento e economia atómica

Operadores:calculadeterminarelacionaidentificajustificainterpreta

nível básico

Aplicar relações estequiométricas simples e reconhecer o reagente limitante.

nível avançado

Resolver problemas que combinem reagente limitante, grau de pureza e rendimento.

Profundidade

Texto

Conteúdo · 4 secções

Aspetos quantitativos das reações químicas

Relações estequiométricas#

PadrãoAE-fisica-e-quimica-a-11-aspetos-quantitativos

Numa equação química acertada, os coeficientes estequiométricos indicam a proporção, em quantidade de matéria, com que as substâncias reagem e se formam. Assim, «N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃» significa que 1 mol de «N₂» reage com 3 mol de «H₂» para dar 2 mol de «NH₃». Estas proporções são a base de todo o cálculo estequiométrico.

Como as balanças medem massas (e não quantidades de matéria), a estratégia é sempre a mesma: converter a massa (ou volume, ou concentração) de uma substância em quantidade de matéria; usar a proporção estequiométrica para obter a quantidade de matéria da substância pretendida; e converter de volta em massa (ou volume). A Fig. 1 representa este percurso «massa → mole → mole → massa».

Percurso do cálculo estequiométrico

Fig. 1Fig. 1 — O cálculo estequiométrico passa sempre pela quantidade de matéria.

As conversões usam «n = m / M» (massa), «n = V / Vm» (gases) e «n = c · V» (soluções). A razão estequiométrica — o quociente entre os coeficientes das duas substâncias — é o «coração» do cálculo: é ela que liga a quantidade de matéria de uma substância à de outra.

Dominar este percurso resolve a generalidade dos problemas quantitativos. A Fig. 1 organiza-o num esquema que convém interiorizar: qualquer que seja a grandeza de partida, passa-se sempre pela quantidade de matéria antes de aplicar a proporção da equação.

\dfrac{n_A}{a} = \dfrac{n_B}{b}

Relação estequiométrica

a e b são os coeficientes das substâncias A e B na equação acertada; a razão das quantidades de matéria iguala a razão dos coeficientes.

Exemplo resolvido

Massa de produto de uma reação

Que massa de amoníaco (NH₃, M = 17,0 g/mol) se forma a partir de 28,0 g de azoto (N₂, M = 28,0 g/mol), com hidrogénio em excesso? N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃.

Quantidade de matéria de N₂
n(N₂) = 28,0 / 28,0 = 1,00 mol.
Razão estequiométrica
1 mol N₂ → 2 mol NH₃, logo n(NH₃) = 2 × 1,00 = 2,00 mol.
Massa de NH₃
m = n · M = 2,00 × 17,0 = 34,0 g.

Resultado: Formam-se 34,0 g de amoníaco.

Erros frequentes

Aplicar a proporção estequiométrica diretamente às massas (a proporção é em quantidade de matéria, não em massa).
Usar uma equação não acertada, obtendo proporções erradas.

Revisão ativa

Na reação N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, quantas moles de amoníaco se formam a partir de 6,0 mol de hidrogénio (com azoto em excesso)?

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Reagente limitante e reagente em excesso#

AprofundamentoAE-fisica-e-quimica-a-11-aspetos-quantitativos

Quando os reagentes não estão nas proporções estequiométricas, um deles esgota-se primeiro e faz parar a reação: é o reagente limitante, que determina a quantidade máxima de produto. O outro sobra parcialmente — é o reagente em excesso. Identificar o limitante é o primeiro passo em qualquer problema com quantidades definidas de vários reagentes.

O método seguro: converter as massas em quantidades de matéria e, para cada reagente, calcular quanto produto poderia formar (ou dividir a quantidade de matéria pelo respetivo coeficiente). O reagente que dá menos produto — ou cujo quociente «n/coeficiente» é menor — é o limitante (ver Fig. 2).

Identificação do reagente limitante

Fig. 2Fig. 2 — O reagente que permite formar menos produto (aqui, o H₂) é o limitante.

A quantidade de produto calcula-se sempre a partir do reagente limitante, nunca do que está em excesso. A quantidade do reagente em excesso que reagiu obtém-se pela proporção com o limitante; a diferença para a quantidade inicial é o que sobra por reagir.

A Fig. 2 ilustra o critério: comparam-se as quantidades de produto que cada reagente permitiria formar, e o menor valor identifica o limitante. Este raciocínio é indispensável e muito frequente nos itens de cálculo do Exame.

Exemplo resolvido

Reagente limitante e produto formado

Fazem-se reagir 3,0 mol de H₂ com 2,0 mol de O₂: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Identifica o limitante e calcula a quantidade de água formada.

H₂O a partir do H₂
2 mol H₂ → 2 mol H₂O, logo 3,0 mol H₂ → 3,0 mol H₂O.
H₂O a partir do O₂
1 mol O₂ → 2 mol H₂O, logo 2,0 mol O₂ → 4,0 mol H₂O.
Escolher o menor
O H₂ só permite 3,0 mol de H₂O (< 4,0): o H₂ é o limitante; sobra O₂.

Resultado: O hidrogénio é o reagente limitante; formam-se 3,0 mol de água (sobra 0,5 mol de O₂).

Erros frequentes

Calcular o produto a partir do reagente em excesso em vez do limitante.
Comparar diretamente as massas dos reagentes, sem as converter em quantidade de matéria nem ter em conta os coeficientes.

Revisão ativa

Fazem-se reagir 3,0 mol de H₂ com 2,0 mol de O₂ (2 H₂ + O₂ → 2 H₂O). Identifica o reagente limitante e calcula a quantidade de água formada.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Grau de pureza dos reagentes#

PadrãoAE-fisica-e-quimica-a-11-aspetos-quantitativos

Os reagentes usados na prática raramente são puros: contêm impurezas que não participam na reação. O grau de pureza indica a fração da amostra que corresponde à substância pretendida: «grau de pureza = (massa da substância pura / massa da amostra) × 100 %» (ver Fig. 3). Um calcário «a 80 %» tem 80 g de carbonato de cálcio em cada 100 g de amostra.

Composição de uma amostra impura

Fig. 3Fig. 3 — Numa amostra a 80 % de pureza, só 80 % da massa é substância que reage.

Nos cálculos estequiométricos, só a parte pura reage. Por isso, dada a massa de uma amostra impura, calcula-se primeiro a massa de substância pura (multiplicando pelo grau de pureza) e só depois se converte em quantidade de matéria. Ignorar as impurezas sobrestima a quantidade de produto.

Inversamente, a partir da quantidade de produto obtida pode determinar-se o grau de pureza de uma amostra — uma aplicação analítica frequente (por exemplo, determinar a pureza de um minério). O grau de pureza é sempre um valor entre 0 e 100 %.

A Fig. 3 representa a composição de uma amostra impura, distinguindo a substância pura das impurezas. Ter presente que «só reage a parte pura» evita um dos erros mais comuns nestes problemas.

\text{grau de pureza} = \dfrac{m_{\text{pura}}}{m_{\text{amostra}}} \times 100\%

Grau de pureza

Fração, em massa, da amostra que corresponde à substância pretendida.

Exemplo resolvido

Grau de pureza de um calcário

Uma amostra de 250 g de calcário contém 210 g de carbonato de cálcio (CaCO₃). Calcula o grau de pureza.

Fórmula
grau de pureza = (massa pura / massa amostra) × 100.
Substituir
grau de pureza = (210 / 250) × 100.
Calcular
= 0,84 × 100 = 84 %.

Resultado: A amostra de calcário tem 84 % de pureza em CaCO₃.

Erros frequentes

Usar a massa total da amostra (impura) como se fosse toda substância pura.
Confundir grau de pureza com rendimento (são conceitos distintos).

Revisão ativa

Uma amostra de 50 g de calcário contém 40 g de carbonato de cálcio. Calcula o grau de pureza da amostra.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Rendimento e economia atómica#

AprofundamentoAE-fisica-e-quimica-a-11-aspetos-quantitativos

Na prática, uma reação raramente produz a quantidade máxima prevista pela estequiometria: há reações incompletas, secundárias e perdas de manipulação. O rendimento compara a quantidade obtida (real) com a quantidade máxima teórica: «η = (quantidade real / quantidade teórica) × 100 %» (ver Fig. 4). É sempre inferior ou igual a 100 %.

Rendimento: quantidade teórica e real

Fig. 4Fig. 4 — O rendimento compara a quantidade obtida com a teórica (aqui, 17 g de 20 g ⇒ 85 %).

O cálculo faz-se em duas etapas: primeiro determina-se a quantidade teórica de produto pela estequiometria (a partir do reagente limitante e puro); depois compara-se com a quantidade efetivamente obtida. Rendimento, grau de pureza e reagente limitante combinam-se frequentemente num mesmo problema, exigindo organização.

A economia atómica avalia a «eficiência verde» de uma síntese: a fração da massa dos reagentes que fica no produto desejado, «economia atómica = (massa do produto desejado / massa total dos reagentes) × 100 %». Ao contrário do rendimento (que mede o que se conseguiu), a economia atómica é intrínseca à equação e mede quanto material se «desperdiça» em subprodutos.

Estes dois indicadores são complementares: uma reação pode ter rendimento elevado mas baixa economia atómica (muitos subprodutos), ou vice-versa. A química verde procura maximizar ambos. A Fig. 4 compara a quantidade teórica com a real, ilustrando o rendimento.

\eta = \dfrac{\text{quantidade real}}{\text{quantidade teórica}} \times 100\%

Rendimento de uma reação

Compara o que se obteve com o máximo previsto pela estequiometria.

\text{economia atómica} = \dfrac{m_{\text{produto desejado}}}{m_{\text{reagentes}}} \times 100\%

Economia atómica

Fração da massa dos reagentes que fica no produto pretendido (indicador de química verde).

Exemplo resolvido

Rendimento de uma reação

A decomposição de uma amostra deveria produzir 8,0 g de óxido de cálcio (quantidade teórica), mas obtiveram-se 6,8 g. Calcula o rendimento.

Fórmula
η = (quantidade real / quantidade teórica) × 100.
Substituir
η = (6,8 / 8,0) × 100.
Calcular
= 0,85 × 100 = 85 %.

Resultado: O rendimento da reação é 85 %.

Erros frequentes

Calcular a quantidade teórica sem ter em conta o reagente limitante ou o grau de pureza.
Confundir rendimento (real vs teórico) com economia atómica (produto vs total de reagentes).

Revisão ativa

Numa reação, a quantidade teórica de produto é 20 g e obtiveram-se 17 g. Calcula o rendimento da reação.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Referências e fontes

Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE)

Aspetos quantitativos das reações químicas

4 secções~9 min de leitura3 competênciasNível Padrão 2 · Aprofundamento 2

Aspetos quantitativos das reações químicas

Pontos-chave

Massa de produto de uma reação

Pontos-chave

Reagente limitante e produto formado

Pontos-chave

Grau de pureza de um calcário

Pontos-chave

Rendimento de uma reação

Fontes

Aspetos quantitativos das reações químicas

Pontos-chave

Massa de produto de uma reação

Pontos-chave

Reagente limitante e produto formado

Pontos-chave

Grau de pureza de um calcário

Pontos-chave

Rendimento de uma reação

Fontes