Estequiometria

I - Introdução

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 freqüência em Termodinâmica para referir-se ao cálculo das quantidades de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações químicas.
A estequiometria baseia-se na lei da conservação das massas, 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 quantidade de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantidade de um elemento A no reagente deve ser igual à quantidade do mesmo elemento no produto.
A estequiometria é usada freqüentemente 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 Eq. 1 não mostra a estequiometria correta da reação - isto é, não demonstra as proporções relativas dos reagentes e do produto.

[2]

A Eq. 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 átomos de hidrogênio no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois átomos de oxigênio também em ambos os lados da equação. Ou seja, a massa conserva-se.
O termo "estequiometria" também é usado com freqüência 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