Estequiometria

A palavra estequiometria (ou equações químicas) vem do grego stoikheion (elemento) e metriā (medida, de metron). A obra Stoichiometria de Nicéforo rendeu muitas linhas nos livros canônicos do Novo Testamento e dos Apócrifos. 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 e 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.

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 na Equação [1].

  [1]

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

  [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 h no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois Os também em ambos os lados da equação. Ou seja, a massa conserva-se.

O termo "estequiometria" também é usado com frequência para as proporções molares de elementos em compostos estequiométricos. Por exemplo, a estequiometria do hidrogênio e do oxigênio na água (H2O) é 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.

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:

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

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:

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

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:

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

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

Resposta: 0,045 mol/L.