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:

CaCO_{3 (s)} + H₂O_(l)  =  CO_{2 (g)} + Ca(OH)_{2 (aq)}

Regra 2-) Equacionando corretamente:

2 CaCO_{3 (s)} + 2 H₂O_(l)  =  2 CO_{2 (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 NO_{2 (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.