Fórmula – Estequiometria
A estequiometria é a parte da química responsável pelo estudo das proporções dos elementos de uma reação química. A palavra “estequiometria” tem origem grega e significa “medida dos elementos”. Um dos princípios fundamentais da estequiometria é a lei da conservação das massas, ou seja, a quantia de cada elemento presente numa reação química mantém-se constante depois de ter reagido com outros elementos, já que a matéria não pode ser criada ou destruída.
Tudo se transforma
Este fenômeno teve sua essência popularizada pelo químico francês Antoine Lavosier com a frase: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” Seguindo este princípio, se uma reação química acontece num sistema fechado (em que não haja a troca de matéria, nem energia com o ambiente), a massa dos reagentes será igual à massa dos produtos.
Um dos exemplos mais simples de estequiometria comum para ilustrar um cálculo estequiométrico é a reação entre hidrogênio e oxigênio. Se reagirmos 2 gramas de hidrogênio com 16 gramas de oxigênio, teremos formado 18 gramas de água. A proporção da massa de cada elemento mantém-se constante.
Para realizar os cálculos estequiométricos, é imprescindível que se converta a unidade de medida de grama para mol, que é utilizado para denominar as proporções fixas da massa de cada elemento. O número de mol de uma matéria é igual à massa (em gramas), dividida pela massa molar (grama por mol).
Realizando a Estequiometria de uma Equação Química
A estequiometria de uma reação química tem por objetivo encontrar a quantidade de matéria das substâncias envolvidas no processo de reação. Isso é possível a partir das informações já presentes acerca dos demais elementos envolvidos. A regra básica para realização do cálculo da estequiometria é a proporção, sempre se atentando aos coeficientes estequiométricos.
Cálculo da Massa Molecular (MM)
Antes de realizar a estequiometria, é importante saber calcular a massa atômica das substâncias. O valor da massa atômica do elemento químico é encontrado na tela periódica, e a sua unidade de medida é gramas (g).
Exemplo:
He = 4,00 g
Ne = 20,18 g
Se na substância tiver mais de um elemento ou do mesmo elemento, o cálculo é feito somando as massas atômicas destes elementos. Se tiver do mesmo, basta multiplicar:
Exemplo: H2O = 16 + 2. (1) = 18 g
MOL
O químico Wilhem Ostwald utilizou a palavra mol pela primeira vez em 1896. Em latim, mol significa mole, que significa” monte”, “quantidade”. A partir desta palavra também originou molécula, que quer dizer pequena quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,02.1023 unidades e 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 partir daí, determina-se que o número 6,02.1023 é a constante de Avogadro.
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
Quando o mol indica massa, um mol de um elemento é igual à sua massa molecular em gramas (g).
Exemplos:
1 mol de água tem 18, ou seja, 2 mol de água tem 2 x 18 = 36 g
O mol também pode indicar 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 22,4 L (litros).
CNTP:
T=0°C = 273K
P = 1atm = 760mmHg
Exemplos:
1 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP 22,4L, ou seja, 2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP 2 x 22,4L = 44,8L
Existem alguns passos básicos que nos ajudam a fazer os cálculos estequiométricos.
– Escrever a reação química do processo
Exemplo: Combustão do monóxido de carbono
CO + O2 → CO2
– Balancear a equação química e enumerar a quantidade de mol de cada substância presente na reação
Exemplo: 2CO + O2 → 2CO2
Dessa forma, você terá a proporção das quantidades em mols entre os participantes. Esses coeficientes dão a ideia da relação segundo a qual as substâncias se combinam.
2 mol de CO estão para 1 mol de O2 que está para 2 mol de CO2
2 : 1 : 2
– Relacionar a proporção entre as informações já obtidas e encontrar, a partir da efetuação da regra de 3, os dados ausentes na reação
Exemplo: 2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g)
Proporção: 2 mol : 1 mol : 2 mol ou 56 g de CO : 32 g O2 : 88 g CO2 ou 12.1023 moléculas : 6.1023 moléculas : 12.1023 moléculas ou
44,8 L de CO : 22,4 L de O2 : 44,8 L de CO2
Cálculo de pureza e rendimento
A pureza é o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra, que pode ser expressa em porcentagem. Já o rendimento, que também por ser expresso em porcentagem, é o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida, e a quantidade teoricamente calculada.
