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Estequiometria - Introdução


Vamos recordar!

Como você deve se lembrar, as transformações às quais os elementos químicos e as substâncias estão sujeitos no nosso cotidiano podem ser classificadas em três tipos básicos de processos: físicos, nucleares e químicos.

As transformações físicas são aquelas nas quais uma substância ou elemento sofre mudança de estado, como é o caso da água que a partir da forma líquida pode sofrer condensação ou se solidificar; já nos processos nucleares podemos através da fissão ou fusão nuclear transformar o átomo da sua forma primitiva em dois outros átomos diferentes, ou transformá-lo em outro, obtendo a liberação de energia em ambos os processos. Há, ainda, um terceiro tipo de processo, as transformações químicas, nas quais apenas as substâncias sofrem variações.

Agora, vamos ao que nos interessa: as transformações químicas! Neste processo, devemos entender que os reagentes sofrem transformações, sendo convergidos, ao final da reação, em produtos. Neste contexto, 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 o volume de gás carbônico que será produzido na reação destas proporções de reagentes em condições padrão:

Em condições normais de temperatura e pressão:
1 mol = 22,41 litros


Contudo, caso tivéssemos uma condição diferente da CNTP (Condição Normal de Temperatura e Pressão), um mol de gás ocuparia um volume diferente de 22,4l litros e então necessitaríamos conhecer o estado termodinâmico caracterizado pelas propriedades (Temperatura e Pressão).

Neste caso, devemos proceder o cálculo do volume do gás valendo-nos da relação:

P . V = n . R . T

*para memorizar: Passei a Vara no Rosto (pra não dizer outras coisa...) do Tiago.

Na qual, “R” é a constante universal dos gases e “n” é a quantidade de mols da substância a determinarmos (V = volume; T = temperatura; P = pressão).

Mais exemplo:

A estequiometria também nos permite calcular a quantidade de moléculas que teremos. Por exemplo, a quantidade de moléculas de ácido nítrico ao final de uma reação onde reage a água H2O e 50 litros de dióxido de nitrogênio NO2:

3NO2 + H2O  =  2HNO3 + NO

Utilizando o raciocínio anterior: 
Regra 1-) A equação está representando corretamente a reação química do fenômeno
Regra 2-) Os coeficientes estequiométricos encontram-se balanceados na equação
Regra 3-) Relacionando as grandezas

Lembrando do número de Avogadro, no qual: 1 mol possui 6,023x1023 moléculas, podemos determinar:
1,49 x 6,022.1023

Portanto, ao reagirmos 50 litros de NO2 (g) com 1 mol de água, obtemos 8,97 . 1023 moléculas de HNO3 .


Aqui termina a nossa primeira etapa sobre a estequiometria. Veja em breve os outros tópicos relacionados.

12 comentários:

Rafael disse...

putz eu não consigo entender isso nem a pau

andressa disse...

nao mesmo, mt dificil

Anônimo disse...

Bem q tentei mas tambem não consegui entender :(

DENISE CRYSTINA disse...

AMEI AINDA ESTOU APRENDENSO É MUITO DIFICIL

Prof. Jonas disse...

Gostei da explicação...

Anônimo disse...

Deu pra entender consegui ate resolver o problema com as instruções

Anônimo disse...

nao consegui entender nada

Anônimo disse...

Eu bem q tentei + nao consegui enteder nada.

JBP disse...

No primeiro exemplo a quantidade de 1 Mol de CH4 não é iqual a 44g de CO2?. (12g C + 2 x 16g O2) = 44G. Logo X= 88g CO2.

Anônimo disse...

muito bom!

Anônimo disse...

Dificil mas ajuda a entender melhor

Anônimo disse...

Pessoal , vocês que não entenderam certamente já tem uma opinião formada sobre a química . E aposto que vocês não gostam nenhum pouco da matéria assim como eu. Acho que é uma questão de abrir a mente , não comece a estudar a química já pensando "que chatice , odeio química" , isso não ajuda . Abra um pouco a sua mente e pense que você é capaz de entender e que não deve ser tão difícil como dizem ou parece . Eu consegui entender FINALMENTE! Espero que vocês consigam também .

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