Teoria e experimento reagente limitante

1 – Introdução

1.1. Estequiometria da reação

        A estequiometria é definida como a relação quantitativa existente entre as espécies químicas que reagem entre si. [1]

        A estequiometria de uma reação é a relação entre o número de mols de reagentes e produtos, especificada por uma reação química. [1]

Uma equação química balanceada fornece as razões de combinação, ou estequiometria – em números de mols – de reagentes e produtos. Assim a equação:

2NaI (aq) + Pb(NO3)2 (aq)  => PbI2 (s) + 2NaNO3 (aq)

Indica que 2 mols de iodeto de sódio se combinam com 1 mol de Nitrato de chumbo aquoso para produzir 1 mol de Iodeto de chumbo sólido e 2 mols de Nitrato de sódio aquoso. [1]

2 mols NaI ≅ 1 mol Pb(NO3)2

1 mol Pb(NO3)2 ≅ 2 mols de NaNO3

        O sinal (≅) é lido como “é quimicamente equivalente a” e essa expressão é chamada de relações estequiométricas. [2]

        O termo “quimicamente equivalente” refere-se apenas às quantidades relativas em uma reação química específica. Reações diferentes implicam em relações estequiométricas diferentes. [2]

1.2. Reagente limitante

        O reagente limitante é o que determina o rendimento máximo de uma reação. Um reagente limitante é como uma parte em uma fábrica de motocicletas. Imagine que só existem oito rodas e sete chassis de motos. O número de rodas limita o número máximo de rodas, só existem rodas suficientes para quatro motos. Em outras palavras, as rodas fazem o papel de reagente limitante. Quando todas as rodas tiverem sido usadas, três chassis permanecerão sem uso. Há chassis em excesso. [2]

        

        Em alguns casos, é preciso determinar qual é o reagente limitante. Por exemplo, na reação da síntese da amônia

N2 (g) + 3H2 (g) => 2NH3 (g)

        Têm-se 1 mol de N2 ≅ 3 mols H2 . Para decidir qual o reagente limitante, pode-se comparar o número de mols de cada reagente a ser usado como os respectivos coeficientes estequiométricos. Assim, supomos que estão disponíveis 1 mol de N2  mas somente 2 mols de H2.  Como a quantidade de hidrogênio é menor que o necessário, segundo a relação estequiométrica, o hidrogênio é o reagente limitante. Uma vez calculado a molaridade do reagente limitante, pode-se calcular a quantidade de produto que pode se formar. É possível calcular também a quantidade de reagente em excesso no final da reação subtraindo o número de mols que reagiram com o estequiométrico. [2]

        A ligação química é a junção de dois átomos. [2] Forma-se uma ligação química entre dois átomos se o rearranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia do que a energia total dos átomos separados. Se o abaixamento da energia pode ser obtido pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para o outro, formam-se íons e o composto se mantém pela atração eletrostática entre os íons. Este tipo de arranjo é chamado ligação iônica. O sódio e o cloro, por exemplo, ligam-se porque os íons Na+ e Cl- que se formam juntos tem energia menor que a dos átomos separados de sódio e cloro. Se a diminuição de energia pode ser atingida pelo compartilhamento de elétrons, os átomos ligam-se por uma ligação covalente para formar moléculas discretas. Átomos de hidrogênio e nitrogênio ligam-se para formar a amônia, NH3, porque um gás formado pelas moléculas de amônia tem energia mais baixa do que um gás formado pelo mesmo número de átomos de nitrogênio e hidrogênio, muito afastados. [2]

        As mudanças de energia que respondem pela formação de ligações ocorrem quando os elétrons da camada de valência do átomo, isto é, os elétrons da camada mais externa, mudam de posição. [2]

        A razão molar também é uma forma prática para identificar o reagente limitante. Ela pode ser representada da seguinte forma:

[pic 1]

1.3 Indicadores de pH

        O excesso de íons H+ em uma solução devido uma reação tem como reagente em excesso um ácido por ser verificado rapidamente com um indicador de pH, que muda de dor de acordo com os potenciais de H+ e OH- em solução. Há vários indicadores que podem ser utilizados com diferentes zonas de transição, entre pHs ácidos, neutros ou básicos. A figura a seguir mostra alguns indicadores e suas faixas de pH; [2]

[pic 2]

Figura 1 – Alguns indicadores e suas zonas de transição

        Uma das causas de erro no uso dos indicadores é o fato da viragem dos mesmos ser gradual e ser dar em certo intervalo de pH. Quanto mais a curva de titulação se afastar da perpendicularidade ao redor do ponto de equivalência, mais gradual será a mudança do indicador. Neste caso, mesmo que se use o indicador adequado, aparece um erro devido a dificuldade em se decidir quando exatamente a viragem ocorre. [3] O indicador é de grande importância para auxiliar na clareza de qual reagente será o limitante e qual está em excesso, onde o pH ácido indica que ainda há íons H+ provenientes da dissociação do ácido, logo, esse será o reagente em excesso.

        Outro aspecto que irá auxiliar na resposta de quem é o reagente limitante é a presença e formação de gás, geralmente oxigênio ou gás carbônico. O CO2 é proveniente da quebra da molécula de ácido carbônico (H2CO3); Realmente, a decomposição do ácido carbônico em gás carbônico e água é um processo energeticamente favorável que poderia acontecer espontaneamente. Isso porque os produtos da decomposição (CO2 e H2O) são mais estáveis que o reagente. [4]

1.4. Leis das transformações químicas

        A observação de muitas reações químicas revelou certo número de consistências chamadas leis das transformações químicas. A primeira delas é a lei da conservação das massas, enunciada por A. L. Lavoisier em 1774. Essa lei afirma que “durante uma transformação química não é mensurável o ganho ou perda de massa”, ou seja, a soma das massas dos produtos é igual à soma das massas dos reagentes. O enunciado é razoável, pois numa reação química não há destruição nem construção de matéria, apenas transformação. [5]