Estequiometria

Estequiometria (ou equações químicas) vem do grego stoikheion (elemento) e metriā (medida, de metron). O termo "estequiométrico" é usado com frequência em Termodinâmica para referir-se à "mistura perfeita" de um combustível e o ar.

A estequiometria baseia-se na lei da conservação das massas, na lei das proporções definidas (ou lei da composição constante) e na lei das proporções múltiplas. Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantia de um elemento A no reagente deve ser igual à quantia do mesmo elemento no produto.

Estequiometria e Balanceamento químico

A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por exemplo, os dois gases diatômicos hidrogênio e oxigênio podem combinar-se para formar um líquido, água, em uma reação exotérmica, como descrita nas equações abaixo.

<math>H_2 + O_2 \longrightarrow H_2O</math>  [1]

A Equação 1 não mostra a estequiometria correta da reação - isto é, não demonstra as proporções relativas dos reagentes e do produto.

<math>2 H_2 + O_2 \longrightarrow 2 H_2O</math>  [2]

A Equação 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada", que demonstra o mesmo número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Há quatro átomos de hidrogênio no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois átomos de oxigênio em ambos os lados da equação. Desta forma, a massa se conserva.

Estequiometria e proporções molares

O termo "estequiometria" também é usado com frequência para as proporções molares de elementos em compostos estequiométricos. Por exemplo, a estequiometria dos átomos na molécula de água (H₂O) é de dois átomos de hidrogênio para cada um de oxigênio (2:1). Em compostos estequiométricos, as proporções molares são números inteiros (e é aí que está a lei de proporções múltiplas). Compostos cujas proporções molares não são números inteiros são chamados de compostos não-estequiométricos.

Estequiometria e conversão de unidades

A estequiometria não é tão somente usada para balancear equações químicas, mas também para conversões de unidades - por exemplo, de gramas a mols, ou gramas a mililitros. Por exemplo, se temos 2,00 g de NaCl, para achar o número de mols, pode-se fazer o seguinte:

<math>\rm{} \frac{2.00 \ g \ NaCl}{58.44 \ g \ NaCl \ mol^{-1}} = 0.034 \ mol</math>

No exemplo acima, quanto escrito em forma de fração, a unidade grama cancela-se, deixando o valor convertido a mols (a unidade desejada)

<math>\rm{}(\frac{2.00 \ g \ NaCl}{1})(\frac{1 \ mol \ NaCl}{58.44 \ g \ NaCl}) = 0.034 \ mol</math>

Outro uso da estequiometria é achar a quantia certa de reagentes a ser usada em uma reação química. Um exemplo é mostrado abaixo usando uma reação termite:

<math>Fe_2O_3 + 2 Al \longrightarrow Al_2O_3 + 2 Fe</math>

Quantos gramas de alumínio são necessários para reagir completamente com 85 g de óxido de ferro III?

<math>\rm{} (\frac{85 \ g \ Fe_2 O_3}{1})(\frac{1 \ mol \ Fe_2 O_3}{160 \ g \ Fe_2 O_3})(\frac{2 \ mol \ Al}{1 \ mol \ Fe_2 O_3})(\frac{27 \ g \ Al}{1 \ mol \ Al}) = 28,6875 \ g \ Al</math>

Resposta: 28,6875 g de alumínio.

Outro exemplo:

Num laboratório de química há duas soluções, a primeira é de ácido sulfúrico (H₂SO₄) com concentração desconhecida, a segunda é de soda cáustica (NaOH) em concentração de 0,10 mol/L. Sabe-se que 25 mL da solução de ácido exigem 22,50 mL da solução de soda cáustica para ser neutralizada completamente. Com base nessas informações, pede-se que se calcule a concentração de ácido na solução.

Resolução

Começa-se montando uma regra de 3 simples com base nos dados da solução de soda cáustica:

<math>

\begin{matrix}

1000 \ mL & \longrightarrow & 0,10 \ mol \ NaOH & \ \\
22,50 \ mL & \longrightarrow & y & \Rightarrow y = 0,00225 \ mol \ NaOH

\end{matrix}</math>

A 2ª equação será feita com base na reação de neutralização entre o ácido e a base:

<math> H_2SO_4 + 2 NaOH \longrightarrow Na_2SO_4 + 2 H_2O</math>

<math>

\begin{matrix}

 1 \ mol \ H_2SO_4 & \longrightarrow & 2 \ mol \ NaOH & \ \\
 z & \longrightarrow & 0,00225 \ mol \ NaOH & \Rightarrow z = 0,001125 \ mol \ H_2SO_4

\end{matrix} </math>

Com estes dados monta-se uma 3ª equação, em relação à solução ácida:

<math>

\begin{matrix}

25 \ mL & \longrightarrow & 0,001125 \ mol \ H_2SO_4 & \ \\
1000 \ mL & \longrightarrow & x \ mol \ H_2SO_4 & \Rightarrow x = 0,045 \ mol/L \ H_2SO_4

\end{matrix} </math>

Resposta: 0,045 mol/L.

Ver também

• Mol

Ligações externas

• Estequiometria

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