O presente texto se destina a tratar de um assunto que provavelmente vai cair na UERJ e CEDERJ. Estequiometria!

O próprio nome do assunto já assusta, não é verdade? De fato, é um assunto complicado. Mas vamos ver que não existe tanto motivo para drama depois que entendemos os conceitos e os treinamos com exercícios.

Nosso primeiro passo é entender o que de fato é o mol. O mol é uma quantidade. Simples. Nada mais que isso. Por exemplo: o que é uma dúzia? 12. Mas 12 o quê? Qualquer coisa! Ovos, bananas, formigas. Uma dezena? 10. Uma centena? 100. Um milhar? 1000. Um mol? 602000000000000000000000.

É um número grande, como pode-se notar. Ele poderia ser usado para medir qualquer coisa (ovos, bananas, formigas!), mas o que se mede em mols na prática são coisas muito pequenas, tais como átomos e moléculas. Se fôssemos medir, por exemplo, o número de átomos contidos em 72 g de água, acharíamos 8000000000000000000000000000 átomos. Aposto que você não sabe nem ao menos pronunciar este número. Mas esta mesma quantidade é igual a simples 4 mols. Mais conveniente expressar desta maneira, não acha?

Outra coisa: como é um número muito grande, o mol é sempre escrito em notação científica. Desta maneira, temos que 1 mol = 6,02x10²³.

Pare, releia, e veja se entendeu.

Agora, o pulo do gato: lembre-se de que ‘massa’ também é uma medida de quantidade (de matéria). Portanto, podemos converter de mol para massa, e vice-versa. Por exemplo, em 1 mol de água, temos 18 g. Em 1 mol de ácido sulfúrico, temos 98 g. Em 16 g de hélio, temos 8 mols. Em 684 g de sacarose, temos 2 mols.

Mas como fazer esta conversão? Melhorando a pergunta: qual a relação entre a massa e o mol?

Está na tabela periódica! Pegue a sua. Procure, na legenda dela, a massa atômica. Achou? Então: esta massa atômica é também chamada massa molar, e seu significado é o seguinte: é a massa, em gramas, que está contida em 1 mol (6,02x10²³ átomos) de dado elemento.

Por exemplo, cate a massa molar do oxigênio. É 16, correto? O que isto significa? Que em 1 mol de oxigênio (ou seja, 6,02 X 10²³ átomos de oxigênio), temos 16 gramas. Simples! Faça isto para outros elementos. Quantas gramas temos em 1 mol de cloro? 35,5 g!! Porque a massa molar do cloro é 35,5.

A unidade de massa molar é g/mol. Dizemos que a massa molar do oxigênio é 16 g/mol. A massa molar do cloro é 35,5 g/mol.

É muito fácil perder o significado das coisas conforme avançamos nos estudos. Isto não pode acontecer. Enquanto estiver aprendendo este assunto, não esqueça nunca o que significa a massa molar: é a massa, em gramas, que está contida em 1 mol (6,02X10²³ átomos) de dado elemento.

O mesmo vale para as substâncias (união de elementos). Para encontrarmos a massa molar de uma substância, basta somarmos as massas molares dos átomos que a compõem. No caso da água, por exemplo: são dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Daí, sua massa molar será duas vezes a massa molar do hidrogênio (1X2) mais uma vez a do oxigênio (16). No total, 18 g/mol (lembra-se de que eu disse lá em cima que em 1 mol de água temos 18 g? É por isso.)

A massa molar da sacarose (C12H22O11, esta molécula adora cair no vestibular) é 12 vezes a massa molar do carbono (12X12=144), mais 22 vezes a do hidrogênio (22X1=22) mais 11 vezes a do oxigênio (11X16=176). Ao total temos 342 g/mol.

Para aplicar tudo isto na prática, podemos usar a boa e velha regra de três, sempre útil. Caso não tenha intimidade com ela, use fórmulas. Por exemplo, para converter de massa para mol, ou vice-versa, use a fórmula n=m/MM, onde n é o número de mols, m é a massa em gramas, e MM é a massa molar, em g/mol.

No entanto, lembre-se: fórmulas só devem ser usadas se você tem pleno entendimento conceitual do significado por trás delas! Você precisa entender o que quer dizer cada termo e em que situações você deve aplicá-las em seus cálculos.

Finalmente, tendo tudo isto em mente, fica bem mais fácil entender e resolver questões mais complicadas de estequiometria que envolvam soluções e reações químicas. Procurem exercícios resolvidos (nos sites de vestibular das universidades sempre tem; p. ex. http://www.revista.vestibular.uerj.br/) sobre este assunto e vejam se vocês compreendem melhor agora.

Em breve postarei uma rápida explicação de como se utilizam estes conceitos para resolver alguns problemas simples de estequiometria em reações químicas. Até!