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Estequiometria: alguns conceitos básicos




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Número de massa | Isótopos |
Massa atômica | Mol | Constante de Avogadro |
Massa molecular | Equações químicas |
Exemplo I | Exemplo II |
Soluções | Concentração |

Pode-se definir estequiometria como a parte da química que estuda e analisa as relações quantitativas entre os elementos que se combinam para formar uma substância composta. Nesta página, algumas informações e exemplos.


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.

Princípio do espectrômetro de massa
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 (NA) 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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