Cálculo Em Excesso

Na química, nem sempre as reações acontecem por completo e diversas circunstâncias podem ser “culpadas” pelo insucesso de uma reação química. Alguns dos exemplos mais comuns de obstáculos são: impureza dos reagentes; manuseio inadequado; a imprecisão nas medidas feitas por aparelhos de laboratório ou pelas máquinas industriais; variação na pressão e na temperatura durante a reação química; entre outros.

Assim, quando algum desses obstáculos entra em ação, não acontece o consumo total dos reagentes porque eles não estão na mesma proporção estequiométrica: um deles está em excesso, fazendo com que uma porção não seja capaz de reagir, e o outro é inteiramente consumido, limitando e finalizando a reação química. O primeiro é chamado de reagente em excesso, enquanto o segundo ganha o nome de reagente limitante.

É o caso da seguinte reação química: 2 CO (g) + O2 (g) → 2CO2(g), onde são precisa-se de duas moléculas de monóxido de carbono (CO) para reagir com uma de oxigênio (O2) e, assim, gerar outras duas de dióxido de carbono (CO2). Nela, a proporção então é de 2:1:2. Agora, se essa proporção sofrer uma alteração e um dos reagentes ficar em excesso, a reação se dará de outra forma e não estará mais na proporção estequiométrica: 2 CO (g) + 2 O2 (g) → 2 CO2(g) + O2 (g).

Determinando o cálculo em excesso numa reação química

Com base na regra de três, vamos considerar uma combustão de álcool para então “caçar” o reagente que está em excesso nessa reação química.

• Uma massa de 138 gramas de álcool etílico (C2H6O) foi colocada em combustão com 320 g de oxigênio (O2), em condições normais de pressão e temperatura. Qual, então, o valor da massa do gás carbônico (CO2) formado e, se existir, qual é o reagente que marca o cálculo em excesso?

1 C2H6O(V) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)
1 mol 3 mol 2 mol
46 g 96 g 88 g
138 g 320 g

Basta analisar a reação balanceada acima para notar que a massa de O2 é maior em proporções do que a de C2H6O. O oxigênio é, portanto, o reagente que está em excesso e o álcool etílico é que limita a reação.

Agora, vamos calcular a massa de CO2 que foi liberado:

46 g de C2H6O — 88 g de CO2
138 g de C2H6O — x

46x = 88.138

46x = 12144

x = 12144/46

x = 264 g de CO2

Com o uso da regra de três e depois tirando a diferença entre a massa colocada para reagir e a que reagiu de verdade, também se calcula a massa desse reagente em excesso (O2):

46 g de C2H6O — 96 g de O2
138 g de C2H6O — x

46x = 96.138
46x = 13248

x = 13248/46

x = 288 g de O2

320 g (massa colocada para reagir) – 288 g (massa que reagiu) = 32 g, que é a massa do oxigênio que caracteriza o cálculo em excesso.

A estequiometria e o cálculo das proporções dos reagentes

Tipo de investigação que determina quantitativamente as relações entre os reagentes e os produtos numa reação química, a estequiometria é capaz de calcular a quantidade exata de reagentes necessitados para se conseguir uma quantidade específica de produto.

Esse cálculo, que é baseado nas Leis das Reações, segue alguns critérios:

– Por no papel a equação que é mencionada no problema;

– Balancear essa mesma equação, acertando os seus coeficientes estequiométricos;

– Estabelecer as proporções das grandezas;

– Usar a regra de três entre o dado e a pergunta do problema, de acordo com os coeficientes da equação (massa, volume, número de moles, etc.).

Veja, abaixo, alguns exemplos de resolução de problemas com o cálculo estequiométrico:

• Dê o valor, em gramas, da massa de água (H2O) que será produzida com 8 g de gás hidrogênio (H)?

H2 + O2 → H2O

2 H2 + O2 → 2 H2O

2 H2 + O2 → 2 H2O

4 g — 32 g
8 g — x g

4x = 32.8
4x = 256

x = 256/4
x = 64 g

2 H2 + O2→ 2 H2O
8 g + 64 g = 72 g

Portanto, a massa de H2O a ser produzida é de 72 gramas.

• 7 mols de álcool etílico (C2H6O) têm uma reação com oxigênio (O2), entrando em combustão. Nela, qual é o número de moléculas de oxigênio que serão consumidas?

C2H6O + O2 → CO2 + H2O
1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

1 mol de C2H6O — 3 mols de O2(g)
7 mols de C2H6O — x

1x = 3.7
1x = 21

x = 21/1
x = 21 mols de O2

Tendo como base que há exatamente 6,02 * 1023 moléculas em 1 mol de moléculas, calcula-se:

1 mol ——– 6,02 * 1023
21 mols —— x

1x = 6,02.21

x = 1,26/1

x = 1,26 * 1025

Portanto, serão consumidas nessa reação 1,26 * 1025 moléculas de O2.