A estequiometria corresponde ao cálculo das quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química. Para tal, são realizados cálculos matemáticos para conhecer a proporção ideal de substâncias que serão utilizadas.
Nas reações químicas, as substâncias envolvidas reagem e dão origem a produtos com proporções específicas. Sendo assim, é possível calcular a quantidade de produto que será gerada ou o rendimento da reação.
Os cálculos matemáticos da estequiometria são realizado com fundamento nas Leis Ponderais (Lei de Proust e a Lei de Lavoisier) e executados com auxílio de equações químicas, seguindo um passo a passo.
As Leis Ponderais aplicadas à estequiometria
As Leis Ponderais, desenvolvidas no século XVIII, são a base da estequiometria e estão relacionadas com as massas dos elementos químicos dentro das reações químicas.
Essas leis foram criadas em função da necessidade dos cientistas em organizarem seus estudos por meio de um método científico. Através de várias pesquisas, essas leis conseguiram explicar como as reações químicas acontecem e como as substâncias se comportam.
Lei de Lavoisier
Também chamada de Lei de Conservação das Massas, essa lei recebe o nome do seu autor: Antoine Laurent Lavoisier, que disse:
“Em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.”
Mais tarde, tal frase foi resumida no enunciado:
“Na natureza nada se cria, nada se forma, tudo se transforma.”
Através de experimentos, Lavoisier observou que a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos. Ele chegou a tal conclusão por meio da combustão do mercúrio, produzindo óxido de mercúrio II.
Mercúrio metálico + oxigênio → óxido de mercúrio II
100,5 g 8,0 g 108,5 g
Lei de Proust
A Lei de Proust, também chamada de Lei das Proporções Constantes, foi criada por Joseph Louis Proust e é baseada no seguinte enunciado:
“Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”.
De acordo com essa lei, dois ou mais elementos que se combinam para formar substâncias possuem entre si proporções definidas. Ou seja, certas substâncias sempre reagem com outras dada uma proporção definida das massas.
No experimento abaixo, podemos observar a molécula de água desagrupada em seus dois elementos constituintes: oxigênio e hidrogênio:
| Massa da água –> Massa do hidrogênio + Massa do oxigênio | Proporção | |||
| 1º experimento | 4,5 g | 0,5 g | 4 g | 0,5/4 = 1,8 |
| 2º experimento | 9 g | 1 g | 8 g | 1/8 = 1/8 |
| 3º experimento | 18 g | 2 g | 16 g | 2/1,6 = 1,8 |
| 4º experimento | 100 g | 11,11 g | 88,88 g | 11,11/88,88 = 1/8 |
Juntas, as duas leis ajudam a compreender o processo de balanceamento das reações químicas e os cálculos da estequiometria.
O cálculo estequiométrico
Em uma simples analogia, a estequiometria pode ser comparada à uma receita de bolo. Assim como os químicos utilizam os cálculos estequiométricos para determinar a quantidade de reagentes necessárias em reação química, uma confeiteira utiliza “medidas” de determinados ingredientes para produzir o bolo.
Na receita de bolo, as unidades de medida mais comuns são xícaras, litros e gramas. Na química, utiliza-se o mol, o qual equivale ao Número de Avogadro que É 6,02x10²³.
Passo a passo
1º) Escrever a equação química com todas as substâncias envolvidas;
2º) Balancear a reação química, ajustando os coeficientes de acordo com as Leis Ponderais;
3º) Escrever os valores das substâncias, seguindo o que o enunciado pede;
4º) Estabelecer a relação existente entre os números de mols, massa e volume;
5º) Elaborar uma regra de três para calcular os valores que são pedidos na questão.
Aplicação
Uma molécula de água é formada por uma átomo hidrogênio e dois átomos de oxigênio. Vamos calcular a massa de hidrogênio que reage com 10g de oxigênio, seguindo os passos descritos anteriormente:
1º) Escrever a equação:
2º) Balancear a equação, pois ela possui duas moléculas de oxigênio nos reagentes e uma molécula como produto:
A equação balanceada agora possui quatro moléculas de hidrogênio e duas de oxigênio nos reagentes e a mesma quantidade no produto.
3º) Indicar abaixo de cada substância a quantidade de matéria em mol, sabendo que os mols coincidem com o coeficiente estequiométrico:
4º) Estabelecer as relações, sabendo que: Se H = 1 e O = 16, então H2 = 2; O2 = 32 e H2O = 18:
5º) Calcular a massa proporcional de hidrogênio:
Fazendo a regra de três:
Logo, 1,25g de hidrogênio são necessários para reagir com 10g de oxigênio.