1 - Estequiometria

Estequiometria: É o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Ao longo do tempo houveram inúmeras tentativas de explicar a constituição da matéria e suas transformações, até o ano de 1500 entre árabes e europeus desenvolvia-se a Alquimia, movidos pelo intuito de obter o elixir da longa vida e a Pedra Filosofal. Após, desenvolveu-se a Iatroquímica que tinha como principal nome Paracelso. A Química só obteve caráter científico a partir do século XVIII quando se aliaram teoria e prática. Nesta época surge Lavoisier com a Lei da conservação de massa ou lei da natureza.

Antoine Laurent Lavoisier, químico francês e considerado o pai da Química Moderna inferiu que dentro de um recipiente fechado, a massa total seria invariável mesmo ocorrendo quaisquer transformações.

Vindo a complementar a sua teoria surge Joseph Louis Proust que através de experimentos com substâncias puras concluiu que a composição em massa das substâncias era constante independente do seu processo de obtenção. Resumindo, a soma da massa dos reagentes sempre resultará no mesmo valor da soma da massa dos produtos.

As leis de Lavoisier e Proust são conhecidas como Leis Ponderais e marcam o início da Química como Ciência além de nortearem o estudo da estequiometria. Vejamos um exemplo que exemplifica bem as leis discutidas acima:

Se 3 gramas de carbono se combinam com 8 gramas de oxigênio para formar gás carbônico, 9 gramas de carbono irão se combinar com 24 gramas de oxigênio para formar esse mesmo composto. Neste caso podemos perceber que quando triplicamos o valor de um dos reagentes devemos triplicar também a quantidade do outro reagente (se houver) para que a reação produza proporcionalmente a quantidade de produto, isto enuncia bem a lei de Proust.

Quando analisamos que o carbono dos reagentes se combina com o oxigênio para formar gás carbônico percebemos que não há perda de átomos de carbono durante a reação apenas ele se apresenta de forma combinada nos produtos, mantendo assim a massa constante.

A estequiometria é dada por cálculos que relacionam a quantidade de reagentes e produtos existentes no meio reacional e pré-determinam a quantidade de produto formada. Para realizar os cálculos precisamos seguir algumas regras:

1. Primeiramente devemos ter clara a relação de grandezas abaixo:

1 mol – x g (massa da tabela da substância) – 6,02 x 10^-23 átomos/moléculas – 22,4 L (CNTP)

Obs: A constante de Avogadro 6,02 x 10^-23  Equivale á uma molécula da substância.

2. Escrever a reação de forma que reagentes e produtos encontrem-se com os coeficientes balanceados. O termo balanceado se refere à quantidade de átomos de determinado elemento químico que deve ser a mesma nos reagentes e nos produtos.

Após esses passos realiza-se geralmente uma “regra de três” para encontrar o valor buscado.

Devemos levar em conta alguns termos envolvidos em cálculos deste tipo que são:

Pureza: Se refere a quanto do reagente realmente é capaz de reagir para formar determinado produto. Por exemplo, se dizemos que a massa de um reagente é 100 g, porém temos a informação de que o mesmo é 90% puro, devemos considerar que apenas 90g irão reagir e consequentemente ser levadas em conta para fins de cálculo o restante é impureza.

Rendimento: O rendimento tem relação em especial com o produto. Quando uma reação tem rendimento total significa que toda a quantidade prevista em cálculos será obtida, porém isso na prática geralmente não ocorre devido a resíduos que se formam nas reações. Porém se efetuarmos os cálculos e percebermos que determinada reação formaria em condições ideais 180 gramas e houve na prática um rendimento de 50% devemos considerar que temos apenas 90 gramas de produto.

Cálculo da massa molecular (MM)

Sua unidade é em gramas (g).
Procura-se o valor da massa atômica do elemento químico na tabela períodica.

Ex.

He = 4,00g

Ne = 20,18g

Se na substância tiver mais de um elemento ou do mesmo elemento, calcula-se somando as massas atômicas destes elementos. Se tiver do mesmo, multiplica-se.

Ex.

H2O = 16 + 2. (1) = 18g

C12H22O11 = 11. (16) + 22. (1) + 12. (12) = 342g

Ca(NO3)2  = 2.3.(16) + 2. (14) + 40 = 164g

MOL

O mol sempre indica:
- quantidade
- massa
- volume

A quantidade é um número muito grande que foi determinado experimentalmente, o Número de Avogadro: 6,02 x 10^-23
Assim como existe a dúzia, existe o Número de Avogadro.
Se a dúzia indica 12 unidades de qualquer coisa, o Número de Avogadro indica  6,02.1023 unidades de qualquer coisa. Neste caso, é usado para quantificar átomos, moléculas, íons e tantas outras partículas subatômicas, muito pequenas.

O mol também indica massa. É a mesma massa que encontramos na Tabela Periódica, porém em gramas (g). portanto um mol de uma substância é igual à sua massa atômica.

O mol indica volume nas CNTP, que quer dizer condições normais de temperatura e pressão. A temperatura deve ser 0°C ou 273K e a pressão 1 atm. Se estas condições forem satisfeitas, um mol de um gás será 22,4L.
Esta constante é para gases. Se o gás não estiver nas CNTP, pode se calcular através da seguinte fórmula para gases ideiais:

P.V = n. R. T

Onde:
P = pressão (atm)
V = volume (L)
n = número de mols
R = constante de Clapeyron = 0,082 atm.L/mol.K
T = temperatura (K)

Estequiometria Comum ou da Fórmula

Estes cálculos são relações de grandezas. Utiliza-se regras de três simples.

Colocar sempre na primeira linha os dados que já sabemos e na segunda linha os dados que devem ser calculados.

Veja o exemplo:

- Quantas gramas de água há em 3 mol de água?

Se 1 mol há 18 gramas (calcular a massa molecular com a ajuda da tabela periódica) então 3 mol tem quantas gramas?
Na primeira linha, coloca-se os dados conhecidos, ou seja, que um mol tem 18 gramas:
Na segunda linha, coloca-se os dados que queremos calcular, ou seja, que 3 mols terá x gramas. Sempre colocando unidade embaixo da mesma unidade.

Assim temos:

1 mol   –   18g
3 mol   –    x(g)

x = 54g de H2O

Estequiometria da Equação Química

Para estes cálculos, pode-se seguir alguns passos:

1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);
2. fazer contagem de mol de cada substância;
3. ler no problema o que pede;
4. relacionar as grandezas;
5. calcular com regra de três (proporção).

É sempre importante relacionar as substâncias que tem dados e a substância que se deseja calcular alguma grandeza.

Cálculo de Pureza

Este cálculo é muito utilizado nos laboratórios químicos, já que nenhuma substância é 100% pura. Sempre há alguma impureza. Por este motivo, alguns problemas já indicam a quantidade de impureza ou o quanto a substância é pura.

Se uma amostra de 40g de NaCl é 70% pura, quanto de NaCl há na amostra?

40g    –   100%
x (g)   –   70%

x = 28g de NaCl

Este é o primeiro passo para os cálculos estequiométricos que envolvem reações químicas com cálculo de pureza.

Cálculo de Rendimento

Nenhuma reação química tem 100% de aproveitamento. Geralmente a quantidade de produto pode ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc.

O cálculo de rendimento é feito relacionando o valor esperado pelo valor obtido de produto.

- Numa determinada reação química deve-se obter 500g. Porém, a reação só teve 60% de rendimento. Qual o valor da massa obtida de produto?

 100 %    –   500g
60%     –   x (g)

x = 300g

Constantes e conversões úteis:

Constante de Clapeyron:
R= 0,082atm.L/mol.K
R= 8,314/mol.K
R= 1,987cal/mol.K

Número de Avogadro: 6,02.1023

Pressão:
1atm = 760mmHg = 101325Pa
1Torr = 1mmHg

Volume:
1mL = 1cm³
1dm³ = 1L = 1000mL

Massa:
1000Kg = 1ton
1Kg = 1000g
1g = 1000mg

Comprimento:
1nm = 1.10-9m

Fórmula para cálculo do número de mols (n):

m/MM

Onde:

n = número de mols

m = massa (g)

MM = massa molar (g/mol)

Obrigado caro leitor
Deixe seu comentário E siga Quimicwizard também no Facebook.