Leis de estequiometria descrição, exemplos e exercícios

O leis de estequiometria descrever a composição das diferentes substâncias, com base nas relações (em massa) entre cada espécie que intervém na reação.

Toda a matéria existente é formada pela combinação, em diferentes proporções, dos diferentes elementos químicos que compõem a tabela periódica. Essas uniões são governadas por certas leis de combinação conhecidas como "leis da estequiometria" ou "leis de peso da química".

Esses princípios são uma parte fundamental da química quantitativa, sendo essenciais para o balanceamento de equações e para operações importantes, como determinar quais reagentes são necessários para produzir uma reação específica ou calcular quanto desses reagentes são necessários para obter a quantidade esperada de produtos. .

São amplamente conhecidos no campo químico da ciência "as quatro leis": lei de conservação de massa, lei de proporções definidas, lei de múltiplas proporções e lei de proporções recíprocas.

As 4 leis da estequiometria

Quando se deseja determinar o modo pelo qual dois elementos são combinados através de uma reação química, as quatro leis descritas abaixo devem ser levadas em conta.

Lei de conservação de massa (ou "Lei de conservação de assunto")

Baseia-se no princípio de que a matéria não pode ser criada ou destruída, isto é, só pode ser transformada.

Isto significa que, para um sistema adiabático (onde não há transferência de massa ou energia de ou para os arredores), a quantidade de matéria presente deve permanecer constante ao longo do tempo.

Por exemplo, na formação de água a partir de oxigênio gasoso e hidrogênio, observa-se que há a mesma quantidade de mols de cada elemento antes e depois da reação, de modo que a quantidade total de matéria é conservada.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l)

Exercício:

P.- Mostre que a reação anterior está em conformidade com a lei de conservação da massa.

R.- Primeiro, temos as massas molares dos reagentes: H₂= 2 g, O₂= 32 ge H₂O = 18 g.

Em seguida, adicione a massa de cada elemento em cada lado da reação (equilibrada), resultando em: 2H₂+ O₂ = (4 + 32) g = 36 g no lado dos reagentes e 2H₂O = 36 g no lado dos produtos. Isso mostrou que a equação está em conformidade com a lei supracitada.

Lei das proporções definidas (ou "Lei de proporções constantes")

Baseia-se no fato de que cada substância química é formada a partir da combinação de seus elementos constituintes em relações de massa definidas ou fixas, que são únicas para cada composto.

O exemplo da água é dado, cuja composição em estado puro será invariavelmente 1 mol de O₂ (32g) e 2 moles de H₂ (4g) Se o divisor comum máximo é aplicado, verifica-se que uma mole de H reage₂ para cada 8 moles de O₂ ou, o que é o mesmo, combine na proporção 1: 8.

Exercício:

P.- Você tem uma mole de ácido clorídrico (HCl) e você quer saber em qual porcentagem cada um de seus componentes é encontrado.

R.- Sabe-se que a taxa de ligação desses elementos nesta espécie é de 1: 1. E a massa molar do composto é de aproximadamente 36,45 g. Do mesmo modo, sabe-se que a massa molar do cloro é de 35,45 g e a do hidrogênio é de 1 g.

Para calcular a composição percentual de cada elemento, divida a massa molar do elemento (multiplicada pelo seu número de mols em uma mole do composto) entre a massa do composto e multiplique este resultado por cem.

Assim:% H = [(1 × 1) g / 36,45g] x 100 = 2,74%

e% Cl = [(1 × 35,45) g / 36,45g] x 100 = 97,26%

A partir disso infere-se que, não importa de onde venha o HCl, em seu estado puro será sempre formado por 2,74% de hidrogênio e 97,26% de cloro.

Lei de múltiplas proporções

De acordo com essa lei, se houver uma combinação entre dois elementos para gerar mais de um composto, a massa de um dos elementos se unirá a uma massa invariável do outro, mantendo uma relação que se manifesta através de inteiros pequenos.

Dióxido de carbono e monóxido de carbono, que são duas substâncias formadas pelos mesmos elementos, são dados como exemplos, mas no dióxido eles são listados como O / C = 2: 1 (para cada átomo de C há dois de O) e no monóxido sua relação é de 1: 1.

Exercício:

P.- Existem cinco óxidos diferentes que podem ser originados de maneira estável combinando oxigênio e nitrogênio (N₂OU, NÃO, N₂O₃, N₂O₄ e N₂O₅).

R.- Observa-se que o oxigênio em cada composto está aumentando, e que com uma proporção fixa de nitrogênio (28g) há uma razão de 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 (16 × 4) ) e 80 (16 × 5) g de oxigénio, respectivamente; isto é, existe uma proporção simples de 1, 2, 3, 4 e 5 partes.

Lei de proporções recíprocas (ou "Lei de proporções equivalentes")

Baseia-se na relação entre as proporções em que um elemento é combinado em diferentes compostos com elementos diferentes.

Em outras palavras, se uma espécie A se une a uma espécie B, mas A também combina com C; é necessário que, se os elementos B e C forem unidos, a razão de massa destes corresponda às massas, cada uma delas quando unidas, em particular, com uma massa fixa do elemento A.

Exercício:

P.- Se você tem 12g de C e 64g de S para formar CS₂também tem 12g de C e 32g de O para originar CO₂ e finalmente 10g de S e 10g de O para produzir SO₂. Como o princípio de proporções equivalentes pode ser ilustrado?

R.- A proporção das massas de enxofre e oxigênio em combinação com uma massa definida de carbono é igual a 64:32, ou seja, 2: 1. Então, a proporção de enxofre e oxigênio é 10:10 quando se une diretamente ou, o que é o mesmo, 1: 1. Então as duas relações são múltiplos simples de cada espécie.

Referências

1. Wikipédia. (s.f.) Estequiometria Obtido em en.wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Química, nona edição (McGraw-Hill).
3. Young, S. M., Vining, W.J., Day, R. e Botch, B. (2017). (Química Geral: Atoms First. Retirado de books.google.co.ve.
4. Szabadváry, F. (2016). História da Química Analítica: Série Internacional de Monografias em Química Analítica. Retirado de books.google.co.ve.
5. Khanna, S.K., Verma, N.K. e Kapila, B. (2006). Excel Com Questões Objetivas Em Química. Retirado de books.google.co.ve.