Curso Técnico – Metalurgia Química Aplicada à Metalurgia

Profa Dra Silvania Maria Netto FEV/11

EESSTTEEQQUUIIOOMMEETTRRIIAA INTRODUÇÃO

A estequiometria é a parte da química que envolve os cálculos das quantidades de reagentes e produtos nas reações químicas.

C2H6O(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(v)

O cálculo estequiométrico não pode ser dispensado por nenhum processo químico (laboratório ou

indústria), porque é através de sua aplicação envolvendo as leis ponderais e volumétricas que se obtém: Rendimento de processos industriais

Grau de pureza de uma amostra

Para resolvermos problemas de cálculo estequiométrico precisamos:

Equação representativa da reação química

Ajustar o coeficiente

Aplicar cálculos de proporções

Obs.: Lembrar que a proporção entre coeficientes é uma proporção entre moléculas, que é a que existe entre mol

das substâncias.

Exemplo 1: Combustão completa do álcool etílico (H=1u; C=12u; O=16u)

C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)

1 molécula 3 moléculas 2 moléculas 3 moléculas proporção molecular

6,02 x 1023 1,806 x 1024 1,204 x 1024 1,806 x 1024

1 mol 3 mol 2 mol 3 mol proporção molar

46 g 3 x 32 g 2 x 44g 3 x 18 g proporção ponderal

- 3 x 22,4 L CNTP 2 x 22,4 L 3 x 22,4 L proporção volumétrica

REAÇÕES QUÍMICAS

Uma fórmula representa a proporção na qual os átomos dos elementos estão quimicamente combinados em um composto, isto quer dizer que os compostos têm uma combinação definida. Já a equação química é a

representação gráfica abreviada de uma reação química ou fenômeno, ou transformação química. A relação molar,

expressa por uma equação química é muito útil na determinação das relações de massa inerentes à equação.

Balanceamento das Equações Químicas Acertar os coeficientes ou balancear uma equação química é igualar o número total de átomos de cada

elemento, no primeiro e no segundo membros da equação, ou seja, o número de átomos dos reagentes deverá ser

igual ao número de átomos dos produtos.

Método direto

Regras práticas:

1- Raciocinar com o elemento (ou radical) que aparece apenas uma vez no 1 e no 2 membro da

equação.

2- Preferir o elemento (ou radical) que possua índices maiores.

3- Escolhido o elemento (ou radical), transpor seus índices de um membro para outro, usando-os como coeficientes.

4- Prosseguir com os outros elementos (ou radicais), usando o mesmo raciocínio, até o final do balanceamento.

Exemplo 1.

Al + O2 Al2O3

R.1: indiferente por Al ou O. R.2: preferimos o O, que possui índices maiores (2 e 3).

R.3: Al + 3 O2 2 Al2O3

R.4: Agora só falta acertar o Al:

4 Al + 3 O2 2 Al2O3

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Profa Dra Silvania Maria Netto FEV/11

Exemplo 2.

CaO + P2O5 Ca3(PO4)2

R.1: devemos raciocinar com o Ca ou o P (o O já aparece duas vezes no 1 membro, no CaO e no P2O5).

R.2: Preferimos o Ca, que possui índices maiores (1 e 3).

R.3: 3 CaO + P2O5 Ca3(PO4)2

R.4: Por fim, acertamos o P.

3 CaO + P2O5 Ca3(PO4)2

Exemplo 3.

Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3

R.1: Devemos raciocinar com o Al ou com o S ou com o radical SO42- (e não H e O que aparecem várias

vezes). R.2: Preferimos o SO4

2-, que apresenta índices maiores (1 e 3).

R.3: Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3

R.4: Prosseguimos com o Al.

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

Finalmente, o coeficiente de água pode ser acertado pela contagem dos H ou dos O.

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O

Método de oxi-redução

Em uma reação de oxi-redução, o número de elétrons cedidos pelo redutor é igual ao número total de

elétrons recebidos pelo oxidante.

Regras práticas:

1- Procurar todos os elementos que sofrem oxi-redução e determinar seus ... antes e depois da reação.

2- Calcular a variação total () do Nox do oxidante e do redutor, da seguinte maneira:

= (Variação do Nox do elemento) x (número de átomos do elemento na molécula considerada)

* Esse cálculo pode ser feito no 1 ou no 2 membro da equação, de preferência onde o for maior, mas cuidado

para só calcular o onde os átomos realmente sofrem oxi-redução.

3- Tomar o do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa.

4- Prosseguir o balanceamento com as regras aprendidas no método direto ou “por tentativas”.

Exemplo 1

P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO

R.1: P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO

Nox: 0 +5 +5 +2

R.2: (P) = 5 x 1 = 5 e (N) = 3 x 1 = 3

R.3: 3 P + 5 HNO3 + H2O H3PO4 + NO

* Poderíamos Ter efetuado esta etapa no 2 membro, com H3PO4 e o NO; no caso, isso seria indiferente.

R.4: 3 P + 5 HNO3 + H2O 3 H3PO4 + 5 NO

Por fim, falta acertar o coeficiente da H2O, o que pode ser feito pela contagem dos átomos de hidrogênio ou de oxigênio.

3 P + 5 HNO3 + 2 H2O 3 H3PO4 + 5 NO

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Unidades de Concentração A concentração é uma grandeza utilizada para indicar as quantidades relativas dos componentes de uma

mistura (solução).

Densidade (d): indica a relação entre a massa da solução (m) e o volume da solução (V). Embora não seja

propriamente uma unidade de concentração, para uma solução, esta fornece uma orientação sobre a concentração da mesma.

(mL)V

(g) md

m = m1 + m2 = massa do soluto + massa do solvente

Obs: Para o caso de gases e misturas gasosas a densidade é expressa em g/L e não g/mL.

Concentração (C): indica a relação entre a massa do soluto (m1) e o volume da solução (V).

(L)V

(g)mC

1

Concentração (M): indica a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n1) e o volume da solução (V).

V(L)(g/mol)MM

(g)m

(L)V

(mol)nM

1

1

1

Unidades especiais de concentração

Em certas situações é comum o uso de unidades especiais para indicar a concentração de um sistema. Na água que sai de uma estação de tratamento, por exemplo, são adicionados, aproximadamente, 0,6 g de flúor a

cada 1 000 L de água tratada. Considerando que a densidade da água é igual a 1 g/mL (o que equivale a 1 kg/L), tem-se 0,6 g de flúor em 1 000 kg de água (ou 1 000 000 g). Logo, há 0,6 g de flúor em 1 000 000 g de água, isto

é, 0,6 ppm de flúor.

1 ppm (número de partes em um milhão de partes) pode significar:

1 mg de soluto em 1 000 000 mg de solvente;

1 mg de soluto em 1 000 g de solvente;

1 mg de soluto em 1 kg de solvente

Quando a água é o solvente, admitindo-se que a sua densidade é de 1 g/mL, as seguintes

correspondências são válidas:

1 ppm = 1 mg/L = 1 g/m3 = 1 g/1 000 m3

Para certos contaminantes extremamente tóxicos, os limites de tolerância de concentração são baixos e,

são expressos em partes por bilhão (ppb). Seguindo o mesmo raciocínio anterior e, considerando a água como solvente, tem-se:

1 ppb = 1 mg/m3 = 1 g/1 000 m3 = 1 kg/1 000 000 m3

Embora tais unidades ainda sejam de uso corrente em algumas situações, elas devem ser evitadas e substituídas peo Sistema Internacional de Unidades (SI) sempre que possível. Porém, é de extrema importância

não só conhece-las como, também, ter domínio das mesmas, pois são muitas as publicações, normas e até mesmo

leis e decretos em que estas são citadas. No SI a expressão para números extremamente pequenos ou grandes é feita com o uso de prefixos,

conforme a tabela a seguir:

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Prefixos do Sistema Internacional de Unidades

Prefixo

Símbolo

Multiplique a unidade por:

Prefixo

Símbolo

Multiplique a unidade por:

exa E 1018 deci d 10-1

peta P 1015 centi c 10-2

tera T 1012 mili m 10-3

giga G 109 micro 10-6

mega M 106 nano n 10-9

quilo k 103 pico p 10-12

hecto h 102 fento f 10-15

deca da 101 atto a 10-18

Desta forma, são válidas as seguintes correspondências:

Em massa:

ppm = mg/kg = g/t e ppb = g/kg = mg/t

Em volume:

ppm = L/L = mL/m3 e ppb = nL/L= L/m3

Pode-se, então, expressar a concentração de flúor na água tratada do exemplo anterior como sendo igual a 0,6 mg/kg ou 0,6 g/t ou, ainda como visto anteriormente, 0,6 ppm.