Os cálculos estequiométricos são usados para medir a quantidade de reagentes e produtos existentes em uma reação química como, por exemplo, a mistura do ar com um tipo de combustível. Esse processo recebe o nome de estequiometria.
Eles são feitos com base nas Leis Ponderais (Lei de Proust e Lei de Lavoisier), e executados com o auxílio de equações químicas correspondentes.
Como fazer os cálculos estequiométricos?
Antes de aprender a realizar um cálculo estequiométrico é necessário saber que, para as equações químicas, usa-se a unidade de media mol (quantidade de matéria), que é o mesmo constante de avogrado, sendo que 1 mol equivale a 6, 02.10 ²³.
Na química, o mol é usado para quantificar partículas minúsculas, a exemplo de átomos, moléculas, elétrons e íons. No caso dos cálculos estequiométricos, ele pode representar qualquer um desses.
Além disso, o mol também serve para indicar massa, que é a mesma encontrada na tabela periódica, só que em gramas (g). Assim, um mol de substância equivale à sua massa atômica.
Veja o passo a passo realizar um cálculo estequiométrico:
1º) Escrever a equação química citando todas as substâncias envolvidas;
2º) Balancear a reação química, de modo que os coeficientes fiquem ajustados de acordo com as Leis de reação (Leis Ponderais);
3º) Escrever os valores das substâncias, seguindo o que o enunciado da questão pede;
4º) Definir a relação existente entre os números de mols, massa e volume;
5º) Desenvolver uma Regra de três para calcular os valores que são pedidos na questão.
Exemplos
Para seguir o passo a passo dos cálculos estequiométricos corretamente é necessário conhecer as fórmulas que participam desse processo químico. São elas:
Fórmula molecular: representa a quantidade real de cada elemento na molécula.
Fórmula percentual: mostra, em massa, a porcentagem de cada elemento químico que consiste na substância.
Fórmula mínima ou empírica: indica, em números de mol, o menor número de átomos dos elementos químicos que constituem a substância.
Veja agora a aplicação do passo a passo no seguinte exemplo:
Informe o número de mols de moléculas de O2 necessário para reagir com 5 mols de átomos de Ferro.
Passo 1 – Escreva a equação química:
Fe + O2 –> Fe2O3
Passo 2 – Balanceie a reação química:
4 Fe+ 3O2 –> 2 Fe2O3
4 mol 3 mols 2 mols
Passo 3 – Calcule a Regra de Três:
4Fe 3O2
4 mol – 3 mols
5 mols – X mols
X= 3,75 mols de O2
Também é importante considerar alguns termos que podem aparecer nas questões de cálculos estequiométricos, como:
- Pureza:
refere-se a quantidade exata de reagente necessária para formar um determinado produto. Exemplo: se a massa de um reagente equivale a 100 g, e a informação diz que o mesmo é 90% puro é preciso levar em consideração que, para fins de cálculos, apenas 90 g dessa substância irão reagir, pois o resto é impureza. - Rendimento:
está relacionado principalmente com o produto. Sempre que uma reação alcança o rendimento total significa que toda a quantidade prevista em cálculos será obtida. Porém, na prática, isso pode não acontecer em razão dos resíduos que se formam nas reações.
Por outro lado, se os cálculos forem efetuados e for possível identificar que a reação formaria, em condições ideais, 180 gramas, mas na prática houve um rendimento de 50% aí vale considerar apenas 90 gramas do produto.
Aprenda mais sobre os cálculos estequiométricos no vídeo a seguir:
Estequiometria e as Leis Ponderais
Estequiometria, como já foi mencionado, é o nome que se dá aos cálculos realizados para descobrir a quantidade de reagentes e produtos que constam em uma determinada reação química.
Já as Leis Ponderais, também chamadas de Leis das Reações, regem a estequiometria. Logo, elas estão relacionadas com as massas dos elementos químicos encontradas nas reações, ajudando a compreender o processo de balanceamento e os cálculos estequiométricos.
As Leis Ponderais foram desenvolvidas por químicos que sentiram a necessidade de fundamentar os estudos acerca da estequiometria em um método científico. Assim, elas receberam o nome de seus respectivos criadores: Lei de Lavoisier, criada por Antoine Laurent Lavoisier, e Lei de Proust, desenvolvida por Joseph Louis Proust.
Lei de Lavoisier
Também denominada de Lei da conservação das Massas, ela diz que:
“Na natureza nada se cria, nada se forma, tudo se transforma.”
Essa frase foi dita pelo autor da lei, o químico francês Lavoisier. Em seus experimentos, ele observou que a soma das massas dos reagentes equivale à soma das massas dos produtos. O resultado foi alcançado através da combustão de mercúrio que produziu óxido de mercúrio II.
Lei de Proust
Também chamada de Lei das proporções Constantes, a Lei de Proust diz que dois ou mais elementos quando se combinam para formar substâncias preservam as mesmas proporções entre si. Tal afirmação está baseada na seguinte frase:
“Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”.