Cálculos Estequiométricos

1. O que é estequiometria?

A estequiometria é a parte da Química que estuda as proporções entre os reagentes e produtos de uma reação.

Ela permite calcular com precisão as quantidades envolvidas, sendo essencial para diversas áreas, como na indústria de medicamentos, de combustíveis, etc.

Digamos que saber que o gás hidrogênio com o gás oxigênio forma água é a parte qualitativa das reações químicas.

Agora saber quantos gramas de cada um deles precisamos para formar exatamente um mol de água é a parte quantitativa. Isso é estequiometria.

(Inserir imagem de uma balança de pratos representando a proporção exata entre reagentes e produtos em uma reação química)

2. O que temos que lembrar para aprender estequiometria

Aqui, vamos precisar lembrar de muita coisa que já estudamos:

1️⃣ Grandezas utilizadas:

Para realizar cálculos estequiométricos, precisamos lembrar das grandezas que aprendemos no primeiro capítulo dessa parte:

• Massa (m);
• Massa molar (M);
• Mol (n = m/M);
• Número de moléculas (1 mol = 6,02 x 10²³);
• Como converter moléculas para átomos;
• Volume (em L normalmente): utilizado para gases, sabendo que 1 mol tem 22,4 L nas CNTP.

2️⃣ Leis ponderais:

Lei da Conservação da Massa (Lavoisier):

"Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma", ou seja, massa de todos os reagentes = massa de todos os produtos;

Lei das Proporções Definidas (Proust):

Uma substância sempre se forma pela combinação de elementos em proporções fixas;

Lei das Proporções Múltiplas (Dalton):

Quando dois elementos formam mais de um composto, você fixa a massa de um dos elementos e modifica a massa do outro em proporções de números inteiros e pequenos.

3️⃣ Balanceamento:

• Em 99,99...% das questões de estequiometria, apenas balanceamento por tentativa. 

3. Como ler e interpretar uma equação química balanceada

Uma equação química balanceada segue as leis ponderais e informa as quantidades exatas de cada substância envolvida. Por exemplo:

2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g)

Aqui podemos dizer que:

Em número de mol: 2 mols de $H_2$ reagem com 1 mol de $O_2$ para formar 2 mols de $H_2O$;

Em massa: 4 g de H₂ (M = 2 g/mol) reagem com 32 g de O₂ (M = 32 g/mol) para formar 36 g de H₂O (M = 18 g/mol);

Em volume, na CNTP: 44,8 L de H₂ reagem com 22,4 L de O₂ para formar 44,8 L de H₂O.

(Inserir diagrama visualizando os coeficientes estequiométricos como proporção entre massas e volumes)

Perceba que TUDO NO CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO É APENAS PROPORÇÃO, apenas regra de três!!!

Mas como saber a proporção entre os compostos?

Os coeficientes de uma equação representam as proporções em que as substâncias reagem, não importando se é reagente ou produto. 

Isso permite montar relações de conversão entre diferentes grandezas.

Por exemplo, se temos essa equação balanceada:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Podemos afirmar que:  1 mol de CH₄ reage com 2 mols de O₂.

Podemos afirmar também que, para cada mol de CH₄ queimado, formamos 1 mol de CO₂ e 2 mols de H₂O.

Sabendo que M(CH₄) = 16 g/mol e a M(O₂) = 32 g/mol, se tivermos 16 g de CH₄, precisaremos de 64 g de O₂.

Da mesma forma, se tivermos 32 g de CH₄ (16 x 2), precisaremos de 128 g de O₂ (64 x 2), e assim com qualquer múltiplo.

Essas proporções podem ser feitas entre reagentes, entre produtos ou entre um reagente com um produto. É simples assim!

4. Cuidados que precisamos ter com as unidades

Nunca confunda: a razão entre os compostos é SEMPRE EM NÚMERO DE MOLS!

Os coeficientes estequiométricos nos indicam a razão, em mols, entre esses compostos.

Isso não significa que você não possa fazer razões em massa, em volume, em moléculas, ou em qualquer outra coisa.

Mas você precisa entender que todas essas razões são novas regras de três que partem da razão entre os números de mols.

Se ficou confuso, olha um exemplo:

2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g)

A razão entre o gás hidrogênio e o gás oxigênio é de 2 para 1 (em mols).

Eu posso fazer uma razão em massa? Posso, mas eu primeiro precisarei transformar o número de mols de cada um em suas respectivas massas.

A massa molar do gás hidrogênio é 2 g/mol e a do gás oxigênio é 32 g/mol.

Sendo assim, a razão EM MOL é de 2 para 1, mas a razão EM MASSA não é!!! Em massa, a razão é de (2 x 2) para (1 x 32) = 4 para 32 (4 g de H₂ para 32 g de O₂).

DIZER QUE A RAZÃO EM MASSA É DE 2 PARA 1, SENDO IGUAL À RAZÃO EM MOL, É COMPLETAMENTE ERRADO!

E isso é um erro que muitos alunos cometem quando começam a ver esse assunto.

Portanto, meu conselho é: no início, trabalhe sempre com mol. 

Se você receber informações da questão em outras unidades, transforme tudo para mol e faça só com mol. 

Isso deixará algumas questões mais demoradas, mas te ajudará a entender o processo das conversões.

De tanto você treinar as conversões, vai chegar uma hora que ficará claro para você e você conseguirá trabalhar com proporções em massa e em volume,

sem precisar transformar sempre para mol para entender.

5. Exemplos resolvidos passo a passo

Vamos seguir o seguinte passo a passo sempre:

1️ Balanceamos a equação

2️ Calculamos a massa molar (M) de todas as substâncias

3️ Fazemos as proporções de acordo com as informações fornecidas

EXEMPLO 1:

Qual a massa de CO₂ produzida na combustão de 10 g de metano (CH₄)? Dados: M(H) = 1 u; M(C) = 12 u; M(O) = 16 u.

Equação não balanceada: CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

Balanceando por tentativa: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

M(CH₄) = 16 g/mol; M(O₂) = 32 g/mol; M(CO₂) = 44 g/mol; M(H₂O) = 18 g/mol.

Se m(CH₄) = 10 g, então n(CH₄) = m/M = 10/16 → n(CH₄) = 5/8 mol

Pelo balanceamento, a proporção é de 1 mol de CH₄ para 1 mol de CO₂.

Sendo assim, se 1 mol CH₄ → 1 mol CO₂, então 5/8 mol CH₄ → 5/8 mol CO₂.

(Sugestão de recurso visual: regra de três do número de mol entre CH4 e CO2)

Se n(CO₂) = 5/8 mol e M(CO₂) = 44 g/mol, então m(CO₂) = n(CO₂) . M(CO₂)

m(CO₂) = 44 . 5 / 8 = 27,5 g de CO₂ produzida na combustão. 

EXEMPLO 2:

Qual o volume de O₂ necessário, na CNTP, para reagir com 5 mols de CH₄?

Pelo balanceamento, se 1 mol CH₄ → 2 mol O₂, então 5 mol CH₄ → 10 mol O₂.

Na CNTP, 1 mol gasoso possui 22,4 L.

Se 1 mol O₂ → 22,4 L, então 10 mol O₂ → 224,0 L.

(Sugestão de recurso visual: representação das regras de três).

6. Exercícios propostos para fixação

1️⃣ Calcule a massa de H₂O formada na combustão de 20 g de CH₄.

2️⃣ Determine o volume de CO₂ produzido na combustão completa de 3 mols de propano (C₃H₈) em CNTP. (Dica: combustão completa é reagir com gás oxigênio e formar gás carbônico e água).

3️⃣ Quantas moléculas de O₂ são necessárias para reagir com 50 g de H₂, formando água?

Gabarito

1️⃣ 45 g 

2️⃣ 201,6 L

3️⃣ 75 x 10²³ moléculas