Estequiometria

Base Teórica

A estequiometria nada mais é do que a ciência responsável por equacionar e quantificar estas transformações, permitindo assim, determinar quase que com exatidão o que ocorre experimentalmente.

O termo Estequiometria vem da junção dos termos gregos stoicheion (constituintes elementares) e metron (medida), o que define bem a lei das proporções elaborada por Proust:

“Uma determinada substância apresenta sempre uma proporção fixa de

massa entre seus elementos constituintes”

Ou seja: A SOMA DAS MASSAS DOS REAGENTES É IGUAL À SOMA DAS MASSA DOS PRODUTOS.

A estequiometria consiste em estudar e determinar as relações quantitativas que são participativas de uma reação química, ou seja, permite determinar as proporções (quantidade de mols, átomos, moléculas, a massa e o volume – no caso de substâncias no estado gasoso) entre os elementos e substâncias que estão reagindo para obtenção dos produtos.

Contudo, para se ter esse poder de fato, a estequiometria, como todas as outras ciências, exige que utilizemos determinado raciocínio, ou regras, para entender e tratar os fenômenos observados experimentalmente. A sequência de raciocínio que você deverá seguir está exposta e exemplificada logo abaixo:

1.º Conhecer com exatidão e representar a equação que descreve o fato (experimental);

2.º Ajustar os coeficientes (número de mols de cada substância – reagentes e produtos);

3.º Estabelecer uma proporção (regra de três simples) entre as grandezas envolvidas.

Exemplificando, a combustão do gás metano na presença de oxigênio, originando gás carbônico e água:

Note que do lado esquerdo da equação (reagentes) temos 4 átomos de hidrogênio, mas que do lado direito (produtos) há apenas 2. Neste caso, teremos que balancear a equação de forma que a quantidade de mols dos reagentes seja igual à dos produtos. Feito isso, teremos:

A partir de então estabelecemos a regra de três para determinar a quantidade na qual estamos interessados.

Sabemos, a partir da tabela periódica, que cada elemento possui a sua massa molecular. No caso em questão, temos: Carbono – 12g, Hidrogênio – 1g, Oxigênio – 16g. Portanto, seguindo a equação balanceada exposta acima, temos que 1 mol de CH4 produz 48g de CO2 (12g C + 2 x 16g O). Logo, se quisermos saber a quantidade de massa de gás carbônico liberado na reação de combustão de, por exemplo, 2 mol de metano, montamos a regra de três simples conforme abaixo:

NÃO SE ESQUEÇA!

A segunda etapa é realizada com base na Lei de Lavoisier, segundo a qual:

“Desde que uma reação química seja realizada dentro de um sistema fechado,

não se observa variação de massa no processo”

Levando-se em consideração a conservação de massa no processo, caso seja utilizado algum reagente em excesso, teremos uma reação que se dará de forma incompleta e então, nos produtos, certa quantidade de um dos reagentes surgirá como resíduo. Assim, a quantidade do produto em que estamos interessados não será calculada a partir do número exato de mols indicado na equação balanceada, conforme o exemplo dado anteriormente. Neste caso, ao efetuarmos o cálculo através das regras da estequiometria devemos atentar para as quantidades consideradas no problema e prosseguirmos pela regra de três simples.

Seguindo o exemplo anterior, a quantidade exata de metano que se queima, levando em conta a equação balanceada, é de 16g, mas, se tivermos apenas 10g de metano reagindo com a mesma quantidade de oxigênio, teremos uma combustão incompleta, pois sobrará parte do oxigênio na composição dos produtos. Por meio da regra de três vamos encontrar qual seria a massa de CO2 formada:

Se quisermos determinar o resíduo de O2 devemos elaborar uma outra regra de três:

Portanto, para realizar a combustão de 10g de metano precisamos de 40g de oxigênio. Como tínhamos 64g de oxigênio, sobraram 24g. Esta sobra será o resíduo da reação, pois se trata do oxigênio que não reagiu.

Outro exemplo:

Através da estequiometria, pode-se, por exemplo, determinar quantos litros de dióxido de carbono (CO2) será liberado quando da deposição de 2 mol de carbonato de cálcio (CaCO3) em 23g de água (H2O) . Neste caso, podemos aplicar diretamente as regras expostas acima.

Regra 1-) Temos a reação química que descreve corretamente o fenômeno:

CaCO3 (s) + H2O(l) = CO2 (g) + Ca(OH)2 (aq)

Regra 2-) Equacionando corretamente:

2 CaCO3 (s) + 2 H2O(l) = 2 CO2 (g) + 2 Ca(OH)2 (aq)

Regra 3-) Relacionando as grandezas na forma de regra de três:

2 mol de carbonato reagem com 36g de água e produzem 2 moles de gás carbônico.

2 mol de carbonato reagindo com 23g de água produzirá ? Mols de gás carbônico.

Note que a quantidade de água é insuficiente para a produção de gás carbônico, ou seja, os 2 mol de CaCO3 não serão totalmente utilizados, pois temos uma quantidade menor de massa de água do que na condição exata das proporções dos reagentes e produtos. Assim, devemos relacionar a proporção de gás carbônico que se formará apenas com a quantidade de água presente, logo:

Portanto, para apenas 23g de água teremos a formação de aproximadamente 1,28 mol de dióxido de carbono.

Pela Lei de Avogrado temos que:

“O volume ocupado por um gás, sob pressão e temperatura constantes,

é diretamente proporcional ao seu número de moléculas”

Sendo assim, podemos determinar com exatidão