A estequiometria é uma ferramenta fundamental na química, assim como é um tópico frequente no Exame Nacional do Ensino Médio (ENEM).
Neste artigo, você vai descobrir o conceito dessa área, as suas leis primordiais e as formas de produzir um cálculo estequiométrico. Logo, continue com a leitura para conferir.
Estequiometria: conceito
Primeiramente, a área estequiométrica é o ramo que estuda as relações quantitativas entre os reagentes e produtos de uma reação química. Desse modo, ela permite calcular as quantidades de substâncias envolvidas em uma transformação química. Além disso, ela fornece importantes informações sobre as proporções de massa, número de moléculas ou número de átomos.
Nesse segmento, é fundamental entender a importância dos coeficientes estequiométricos presentes nas equações químicas balanceadas. Assim, eles representam as proporções molar ou numérica entre os reagentes e produtos e indicam a quantidade relativa de cada substância envolvida na reação.
Lei de Lavoisier
De antemão, a primeira regra teórica consolidada (também chamada de Lei Ponderal) da estequiometria é a Lei da Conservação da Massa proposta por Antoine Lavoisier (1743-1794). Dessa maneira, esse postulado afirma que a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos em uma reação química.
Em outras palavras, as substâncias químicas não se perdem após uma reação, pois se transformam em outras com átomos rearranjados. Por exemplo: a combinação do carbono (C) com o oxigênio (O) gera o gás carbônico (CO2). A saber, essa lei fundamenta o famoso enunciado do autor: “na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Lei de Proust
Ademais, outra Lei Ponderal decisiva para a compreensão da estequiometria é a Lei das Proporções Constantes de Proust.
Esse postulado criado por Joseph Proust (1754-1826) determina que uma substância composta é constituída por substâncias mais simples e agregadas na mesma proporção em massa.
Dessa forma, os átomos não se destroem em uma reação química e preservam a mesma quantidade nos reagentes e nos produtos. Vejamos um exemplo: 3 gramas de carbono em conjunto com 8 gramas de oxigênio formam 11 gramas de gás carbônico (CO2).
Caso uma medida se eleve, as outras necessariamente terão de acompanhá-la na mesma proporção. Então, 9 gramas de carbono em conjunto com 24 gramas de oxigênio formam 33 gramas de gás carbônico.
Lei Volumétrica de Gay-Lussac
Por outro lado, embora não seja uma Lei Ponderal, a Lei Volumétrica de Gay-Lussac também pode nos ajudar a fazer o cálculo estequiométrico.
Segundo esse postulado proposto por Joseph Gay-Lussac (1778-1850), em um cenário de pressão e de temperatura invariáveis, os volumes dos gases de uma reação química terão entre si a relação de números inteiros e pequenos.
Lei de Avogadro
O conceito de mol é obrigatório para bem realizar os cálculos na estequiometria. Logo, é importante relembrar a Constante de Avogadro, no qual um mol corresponde a 6,02×10²³ partículas. Ademais, também devemos considerar que a massa molar é a massa de 1 mol de moléculas, o que equivale à massa molecular da substância. Enfim, cabe ainda mencionar que em condições normais de temperatura e pressão (CNTP: 0°C e 1 atm), 1 mol corresponde ao volume de 22,4 litros.
Cálculo Estequiométrico
Sobretudo, como dissemos anteriormente, a estequiometria abarca os cálculos de massa, volume e quantidade de substâncias (mol) na química. Neste último caso, é necessário conhecer a massa molar das substâncias envolvidas. Então, ao utilizarmos as informações disponíveis, é possível determinar as quantidades de substâncias necessárias para uma reação ocorrer ou calcular a quantidade de produto formado.
Além disso, ela pode determinar rendimentos teóricos e rendimentos reais de reações químicas por meio da comparação da quantidade de produto obtida experimentalmente com a quantidade que seria teoricamente esperada.
Etapas do cálculo
Em suma, o cálculo na estequiometria precisa seguir alguns passos consolidados para ser cientificamente preciso, os quais você pode conferir adiante:
1) Escrita da equação química com as substâncias.
2) Balanceamento da equação química (ajuste dos coeficientes a fim de que os reagentes e produtos tenham a mesma quantidade de átomos).
3) Escrita dos valores das substâncias.
4) Estabelecimento dos números de mol, massa e volume.
5) Regra de três simples para finalizar o cálculo.
Exemplo
Por fim, vejamos agora um exemplo prático, com base em uma questão presente na edição de 2015 do ENEM (Reaplicação): “O cobre presente nos fios elétricos e instrumentos musicais é obtido a partir da ustulação do minério calcosita (Cu₂S). Durante esse processo, ocorre o aquecimento desse sulfeto na presença de oxigênio, de forma que o cobre “fique” e o enxofre se combine com o O₂ produzindo SO₂, conforme a equação química: Cu₂S (s) + O₂ (g) → Δ 2 Cu (l) + SO₂ (g). As massas molares dos elementos Cobre e Enxofre são, respectivamente, iguais a 63,5 g/mol e 32 g/mol. Considerando que se queira obter 16 mols do metal em uma reação cujo rendimento é de 80%, a massa, em gramas, do minério necessária para obtenção do cobre é igual a?”.
A) 955.
B) 1018.
C) 1590.
D) 2035.
E) 3180.
Façamos agora o cálculo estequiométrico. Com a equação química colocada e os dados apresentados, a soma das massas molares do Cu₂S corresponde a 159 g/mol. Ao realizarmos uma regra de três em que 159g representa 2 mols (como exposto na equação) e X corresponde a 16 mols, chegamos ao resultado de 1272g. Como deseja-se verificar a massa em um rendimento de 80%, basta aplicarmos outra regra de três: se 80% representa 1272g, 100% representará 1590g (alternativa C).
Gostou deste resumo sobre estequiometria? Então, confira também o nosso material sobre as funções orgânicas na seção de química.