Vamos recordar!
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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:
putz eu não consigo entender isso nem a pau
nao mesmo, mt dificil
Bem q tentei mas tambem não consegui entender :(
AMEI AINDA ESTOU APRENDENSO É MUITO DIFICIL
Gostei da explicação...
Deu pra entender consegui ate resolver o problema com as instruções
nao consegui entender nada
Eu bem q tentei + nao consegui enteder nada.
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.
muito bom!
Dificil mas ajuda a entender melhor
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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