Estequiometria Química e Gases

A estequiometria química descreve as rela??es quantitativas entre reagentes e produtos em rea??es químicas.

Além de medir as quantidades de reagentes e produtos usando massas para sólidos e volumes em conjunto com a molaridade para solu??es; agora, os volumes de gases também podem ser utilizados para indicar quantidades. Se o volume, a press?o e a temperatura de um gás forem conhecidos, ent?o a equa??o de gás ideal para calcular quantos moles do gás est?o presentes pode ser usada. Inversamente, se a quantidade de moles de gás for conhecida, o volume de um gás a qualquer temperatura e press?o pode ser determinado.

Por exemplo, calculemos o volume de hidrogénio a 27 °C e 723 torr obtido pela rea??o de 8,88 g de gálio com um excesso de ácido clorídrico.

Em primeiro lugar, converte-se a massa fornecida do reagente limitante, Ga, em moles de hidrogénio produzido:

Converte-se os valores de temperatura e press?o fornecidos em unidades adequadas (K e atm, respectivamente) e, em seguida, utiliza-se a quantidade molar de hidrogénio gasoso e a equa??o de gás ideal para calcular o volume de gás:

A Lei de Avogadro Revisitada

Pode-se também tirar proveito de uma simples característica da estequiometria de gases que sólidos e solu??es n?o apresentam: Todos os gases que apresentam comportamento ideal contêm o mesmo número de moléculas no mesmo volume (à mesma temperatura e press?o). Assim, as rela??es de volumes de gases envolvidos em uma rea??o química s?o dadas pelos coeficientes na equa??o para a rea??o, desde que os volumes de gases sejam medidos à mesma temperatura e press?o.

A lei de Avogadro (de que o volume de um gás é diretamente proporcional ao número de moles do gás) pode ser estendida às rea??es químicas com gases: Os gases combinam-se, ou reagem, em propor??es definidas e simples por volume, desde que todos os volumes de gases sejam medidos à mesma temperatura e press?o.

Por exemplo, uma vez que os gases de azoto e hidrogénio reagem para produzir gás de amoníaco de acordo com 

um determinado volume de gás de azoto reage com três vezes esse volume de hidrogénio para produzir duas vezes esse volume de gás de amoníaco se a press?o e a temperatura permanecerem constantes.

De acordo com a lei de Avogadro, volumes iguais de N₂, H₂, e NH₃ gasosos, à mesma temperatura e press?o, contêm o mesmo número de moléculas. Uma vez que uma molécula de N₂ reage com três moléculas de H₂ para produzir duas moléculas de NH₃, o volume de H₂ necessário é três vezes o volume de N₂, e o volume de NH₃ produzido é duas vezes o volume de N₂.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Chapter 9.3 Stoichiometry of Gaseous Substances, Mixtures, and Reactions.

Lembremo-nos que para uma rea??o química equilibrada, os cálculos que envolvem a massa dos reagentes e produtos e o número de mols s?o realizados seguindo um plano conceitual geral. Aqui, os coeficientes estequiométricos s?o utilizados como fatores de convers?o entre os mols do reagente e os mols do produto. Nas rea??es químicas que envolvem subst?ncias gasosas, a quantidade de gás é tipicamente especificada no que diz respeito ao seu volume a uma dada temperatura e press?o.

Isto acontece porque os gases s?o líquidos e expandem-se de forma a preencher qualquer volume disponível. Nas rea??es gasosas, a quantidade de mols e o volume de um gás est?o interrelacionados através da lei de gás ideal. Desta forma, o número de mols pode ser determinado a partir do volume do gás e vice versa.

Combinar os conceitos da lei de gás ideal, da massa molar, e da estequiometria permite a realiza??o dos cálculos relativos ao volume, ao número de mols e à massa de reagentes e produtos gasosos. Como exemplo, consideremos a rea??o entre o lítio e a água para produzir gás de hidrogênio. Assumindo que a rea??o ocorre a 291 Kelvin e 0, 977 Press?o atmosférica, que quantidade de lítio produzirá 35, 25 litros de hidrogênio.

Em primeiro lugar, a aplicar-se a lei de gás ideal e substituindo os valores dados relativos à press?o, volume, temperatura e constante de gás ideal, s?o calculados os mols do gás de hidrogênio. Depois, utilizando a propor??o estequiométrica, o número de mols do gás de hidrogênio é convertido em mols de lítio. Por fim, multiplica-se a massa molar dos resultados de lítio numa massa de 20, 0 gramas.

Assim, 20, 0 gramas de lítio produzir?o 35, 25 litros de hidrogênio. Para rea??es químicas gasosas que ocorram em STP temperatura e press?o padr?o o volume molar, de 22, 4 litros, é constante. O fator de convers?o é utilizado nos cálculos estequiométricos que envolvam gases em STP.

Consideremos, por exemplo, a forma??o de água em STP. Que volume de hidrogênio é necessário para produzir 2 gramas de água. Seguindo o plano conceitual geral, primeiro, a massa de água é dividida pela sua massa molar para dar os mols da água.

Depois é utilizada a propor??o estequiométrica para determinar os mols do hidrogênio. Por fim, é utilizado o mol para o fator de convers?o do volume em STP em STP para obter 2, 5 litros de gás de hidrogênio. Assim, 2, 5 litros de hidrogênio produzir?o 2 gramas de água em STP.