Estequiometria

1. Introdução

Para o uso da estequiometria, precisamos primeiro de uma transformação química. Neste processo, devemos entender que os reagentes sofrem transformações, sendo convergidos, ao final da reação, em produtos. 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.

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.

2. Desenvolvimento

A estequiometria permite calcular a quantidade exata de reagentes que é preciso para se obter uma determinada quantidade de produto em uma reação química. Ao realizar uma reação química é difícil obter no produto a mesma quantidade presente nos reagentes, ou seja, o rendimento teórico é maior que o rendimento real. Desse modo, é possível calcular quanto de produto será formado, ou o rendimento da reação. Se quisermos determinado rendimento, podemos também calcular quanto deverá ser utilizado de reagente.

Atualmente, o cálculo estequiométrico é utilizado em várias atividades, tais como: pela indústria que deseja saber quanto de matéria-prima (reagentes) deve utilizar para obter uma determinada quantidade de produtos, pelo médico que quer calcular quanto de determinada substância deve ministrar para cada paciente, entre inúmeras outras.

Além disso, a base dos coeficientes de qualquer reação são as leis ponderais:

 Lei da conservação da massa– Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos;

 Lei das proporções constantes– Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição.

Um mol de qualquer coisa possui 6,02.1023 unidades. É utilizado em química para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito grande. Pode ser usado para quantificar átomos, moléculas, íons, número de elétrons, etc.

A relação entre mol (Unidade de quantidade de matéria) e número de Avogadro é o número de entidades elementares contidas em um mol correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x 1023 mol-1. Esta comparação foi estipulada porque um mol coincide com o número de Avogadro. Sendo assim ficou definido que um mol de átomos é igual a 6,02 x 1023 , e um mol contém doze gramas (equivalente ao 12C).

Exemplos:

1 mol de átomos de H tem 6,02.1023 átomos.

2 mol de átomos de H tem 2 x 6,02.1023 átomos = 12,04.1023 átomos de H

O mol indica massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g).

Exemplo:

1 mol de água tem 18g

2 mol de água tem 2 x 18 = 36g

O mol indica volume. Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros).

CNTP:

T=0°C = 273K

P = 1atm = 760mmHg

Exemplos:

1 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 22,4L

2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x 22,4L = 44,8L

- Fórmula Mínima ou Empírica

Da mesma maneira que o conhecimento de uma fórmula permite-nos obter as porcentagens em massa dos elementos, o processo inverso também é possível: basta conhecer a composição percentual de um composto para encontrarmos a fórmula empírica (ou fórmula mínima, assim chamada porque a fórmula real do composto pode ser um múltiplo dela).

Em outras palavras, existem compostos com diferentes fórmulas que têm a mesma fórmula empírica; C2H2 e C6H6, por exemplo, cuja fórmula empírica é CH.

Dada a composição percentual em massa de um composto, podemos determinar a sua fórmula empírica (Figura 1). Como estamos trabalhando com porcentagens e a soma de todas as porcentagens é igual a 100%, torna-se conveniente, nesse caso, assumir que partimos de 100 g do composto.

O fato de podermos determinar a fórmula empírica de um composto partindo de sua composição percentual permite-nos identificar experimentalmente os compostos. Para isso, procede-se da seguinte maneira. Primeiro, por meio da análise química podemos saber quantos gramas de cada elemento estão presentes em determinada quantidade de composto. Em seguida, para cada elemento convertemos em número de mols as quantidades dadas em gramas. Finalmente, podemos determinar a fórmula empírica do composto.

Consideremos como exemplo o composto etanol. Quando o etanol é queimado em um aparato experimental, formam-se dióxido de carbono (CO2) e água (H2O). Como o gás de entrada não continha na sua composição nem carbono nem hidrogênio, podemos concluir que tanto o carbono (C) quanto o hidrogênio (H) provêm do etanol, bem como provavelmente o oxigênio (O). No processo de combustão, usa-se oxigênio molecular, mas parte do oxigênio pode também ser proveniente da amostra de etanol.

As massas de CO2 e H2O produzidas podem ser determinadas medindo-se os aumentos de massa ocorridos nos absorvedores de CO2 e de H2O, respectivamente.

Supondo que em determinado experimento a combustão de 11,5 g de etanol produziu 22,0 g de CO2 e 13,5g de H2O, podemos calcular as massas de carbono e de hidrogênio presentes na amostra de etanol de acordo com as conversões. Encontramos uma massa de 6,00 g de C, e de 1,51 g de H. A massa restante deve ser de oxigênio, ou seja, 4,00 g de O.

O número de mols de cada elemento, presente em 11,5 g de etanol é encontrado dividindo-se a massa do elemento na amostra por sua respectiva massa molar.

Logo, temos as quantidades aproximadas de 0,50 mol de C, 1,50 mol de H, e 0,25 mol de O.

Desse modo, a fórmula obtida é C0,50H1,5O0,25