Estequiometria - Alguns conceitos básicos

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Estequiometria: alguns conceitos básicos

Número de massa

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A característica fundamental que define um elemento químico é o número de prótons (Z) no núcleo. Se N é o número de nêutrons no núcleo, o número de massa A é dado por:

A = Z + N

Ou seja, a soma do número de prótons com o de nêutrons.

Isótopos

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São átomos do mesmo elemento (isto é, com os mesmos números de prótons), mas com diferentes números de nêutrons. Assim, têm diferentes números de massa. Para a sua notação, escreve-se o número de massa como expoente antes do símbolo do elemento. Exemplos:

¹²C é o isótopo do elemento carbono com 6 prótons e 6 nêutrons.

¹³C é o isótopo do carbono com 6 prótons e 7 nêutrons.

Alguns isótopos são estáveis. Outros são radioativos e emitem partículas e energia para se transformarem em uma forma mais estável.

Elemento	Isótopo	Proporção (%)
Hidrogênio	¹H	99,985
	²H	0,015
Carbono	¹²C	98,89
	¹³C	1,11
Nitrogênio	¹⁴N	99,63
	¹⁵N	0,37
Oxigênio	¹⁶O	99,759
	¹⁷O	0,037
	¹⁸O	0,204
Enxofre	³²S	95,00
	³³S	0,76
	³⁴S	4,22
	³⁶S	0,014

Em geral, os elementos têm um isótopo principal, ou seja, o de maior proporção na forma como são encontrados na natureza. A tabela acima dá as proporções dos isótopos mais comuns para alguns elementos químicos.

Na simbologia, é usual a omissão do número de massa para o isótopo principal. Por exemplo, no lugar de ¹²C, usa-se apenas C.

Como medir a proporção de isótopos em uma amostra de um elemento? Um meio usado é o espectrômetro de massa, cujo princípio básico é ilustrado na Figura 01 abaixo.

Fig 01

Íons do elemento são acelerados a partir da amostra e, desde que isótopos diferentes têm diferentes massas, eles serão desviados em direções distintas pelo campo magnético. E um conjunto de detectores apropriados permite a determinação das proporções de cada isótopo.

Massa atômica

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Em química, no lugar das unidades convencionais, a massa de um átomo é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo ¹²C (carbono 12). Na unidade comum, corresponde a

1,6605402 x 10^-27 kg

Portanto, conforme exemplos, massa atômica do carbono = 12 u, do hidrogênio = 1 u, etc.

Algumas vezes é usada a designação peso atômico, que conceitualmente é incorreta. Afinal, em física, peso é uma força e não deve ser confundido com massa. Mas o uso é disseminado e deve ser entendido com essa ressalva. Ocorre também que a massa atômica é muitas vezes dada pela média ponderada das massas atômicas dos diferentes isótopos nas proporções que o elemento apresenta na natureza. Nesse critério, por exemplo, a massa atômica do carbono é 12,011 u.

Mol

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Por definição, mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém um número de partículas elementares igual ao número de átomos contidos em 12 g de ¹²C.

Nota-se, pela definição, que o conceito de mol se aplica de forma genérica a partículas, que podem outras além de átomos (moléculas, íons, elétrons, etc).

Constante de Avogadro

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Pela definição, pode-se concluir que 1 mol de qualquer coisa terá sempre o mesmo número de partículas. Esse número é denominado constante de Avogadro (N_A) que, com aproximação de 4 dígitos, é igual a

6,022 10²³ partículas por mol.

Pode-se deduzir que um mol de átomos de qualquer elemento é dado pela sua massa atômica expressa em gramas. Exemplo:

1 mol de ³⁵Cl = 35 g.

Massa molecular

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É dada pela soma das massas atômicas de todos os átomos de uma molécula. Exemplo: para a molécula C₁₂H₂₂O₁₁ (açúcar), a massa molecular é calculada por

12 átomos de carbono = 12 x 12,0111 u = 144,133 u.

22 átomos de hidrogênio = 22 x 1,0079 u = 22,174 u.

11 átomos de oxigênio = 11 x 15,9994 = 175,993 u.

O resultado da soma é 342,3 u.

Equações químicas

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As reações que os elementos têm entre si para formar um composto são representadas por equações químicas. Exemplo da reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água:

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g)

As substâncias no lado esquerdo são chamadas reagentes e, no lado direito, produtos.

Os números antes dos símbolos (omitido se for 1) indicam a quantidade de moléculas.

Os símbolos entre parênteses indicam o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso e (aq) solução aquosa (muitas substâncias só reagem em solução aquosa).

A equação química indica a possibilidade de uma reação. Isso significa que a reação nem sempre ocorrerá com o simples contato físico das substâncias. Algumas precisam de aquecimento, outras, de meio aquoso, de ignição (é o caso do exemplo), etc.

Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo número de átomos em ambos os lados da equação. No exemplo dado, essa condição está satisfeita. O balanceamento significa a necessária igualdade de massas entre os dois lados da equação, uma vez que não pode haver perda ou ganho de massa. Considerando apenas os isótopos principais tem-se:

Massa atômica do hidrogênio = 1 u.

Massa atômica do oxigênio = 16 u.

Massa molecular da água = 2x1 + 1x16 = 18 u.

Ver tabela no tópico seguinte.

Exemplo I

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Reação	2H₂	+	O₂	→	2H₂O
Massas moleculares	2 x 2 u		32 u		2 x 18 u
Mols	2		1		2
Massa	4 g		32 g		36 g

A tabela acima mostra as relações para a reação da água. Assim, a proporção estequiométrica será: 2 mols de hidrogênio se combinam com 1 mol de oxigênio para produzir 2 mols de água.

Exemplo II

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Na tabela, a reação do enxofre, oxigênio e água para formar ácido sulfúrico, usando o mesmo método do anterior.

Reação	2S	+	3O₂	+	2H₂O	→	2H₂SO₄
Massas molec	2 x 32 u		3 x 32 u		2 x 18 u		2 x 98 u
Mols	2		3		2		2
Massa	64 g		96 g		36 g		196 g

Pode-se concluir que as proporções estequiométricas permitem calcular, por simples regra de três, as quantidades de quaisquer reagentes para formar uma dada quantidade de produto ou a operação inversa.

Soluções

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Pode-se definir solução como uma quantidade de matéria formada por duas ou mais substâncias diferentes que, no aspecto macroscópico, parece uma só. Não é uma substância composta pois, no aspecto molecular, os componentes continuam existindo como moléculas distintas embora seus átomos possam estar dissociados.

Os componentes de uma solução são classificados em:

Soluto: é aquele de menor proporção ou que muda de estado físico para formar a solução.

Solvente: é aquele de maior proporção ou que não muda de estado físico.

Exemplo: em uma solução de sal de cozinha (NaCl) com água, o primeiro é o soluto porque passa de sólido a líquido e a água é o solvente pois não muda de estado.

Na maioria dos casos o solvente é líquido. Mas pode também ser sólido. Exemplos: hidrogênio gasoso com platina sólida, mercúrio líquido com sódio sólido.

Concentração

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Concentração de um soluto é a relação, percentual ou unitária, entre a quantidade deste e a quantidade de solvente ou de solução.

Desde que o conceito de mol é bastante usado, é comum expressar a concentração de um soluto em termos de molaridade, que é dada por:

molaridade =	mols de soluto
	litros de solução

A concentração de um soluto pode ser medida pelo método da titulação: um reagente que reage com o soluto é adicionado aos poucos até que alguma coisa indica uma relação entre a quantidade de reagente adicionado e a quantidade de soluto.

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