Leis da estequiometria: descrição, exemplos e exercícios - Ciência - 2023

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As leis da estequiometria descrever a composição das diferentes substâncias, com base nas relações (por massa) entre cada espécie envolvida 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 regidas por certas leis de combinação conhecidas como leis da estequiometria ou leis de peso da química.

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

As "quatro leis" são amplamente conhecidas no campo da ciência química: lei da conservação da massa, lei das proporções definidas, lei das proporções múltiplas e lei das proporções recíprocas.

As 4 Leis da Estequiometria

Quando você quiser determinar como dois elementos se combinam por meio de uma reação química, as quatro leis descritas a seguir devem ser levadas em consideração.

Lei de Conservação da Massa (ou "Lei da Conservação da Matéria")

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

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

Por exemplo, na formação da água a partir do oxigênio gasoso e do hidrogênio, observa-se que existe o mesmo número de moles de cada elemento antes e depois da reação, portanto a quantidade total de matéria é conservada.

2h₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l)

Exercício:

P.- Mostre que a reação acima está de acordo 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. Assim, ficou demonstrado que a equação está em conformidade com a referida lei.

Lei das proporções definidas (ou "Lei das 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.

É dado o exemplo da água, cuja composição em seu estado puro será invariavelmente 1 mol de O₂(32g) e 2 moles de H₂ (4g). Se o maior divisor comum for aplicado, verifica-se que um mol de H reage₂ para cada 8 moles de O₂ ou, o que é o mesmo, eles são combinados na proporção de 1: 8.

Exercício:

P.- Você tem um mol de ácido clorídrico (HCl) e deseja saber a porcentagem de cada um de seus componentes.

R.- Sabe-se que a razão de união desses elementos nesta espécie é de 1: 1. E a massa molar do composto é de cerca de 36,45 g. Da mesma forma, sabe-se que a massa molar do cloro é de 35,45 ge do hidrogênio é de 1 g.

Para calcular a composição percentual de cada elemento, a massa molar do elemento (multiplicada por seu número de moles em um mol do composto) é dividida pela massa do composto e esse resultado é multiplicado por cem.

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

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

Disto se segue que, independente de onde venha o HCl, em seu estado puro será sempre constituído por 2,74% de hidrogênio e 97,26% de cloro.

Lei de múltiplas proporções

De acordo com essa lei, se houver uma combinação de dois elementos para gerar mais de um composto, então a massa de um dos elementos se une à massa invariável do outro, preservando uma relação que se manifesta por meio de pequenos inteiros.

O dióxido de carbono e o monóxido de carbono são dados como exemplos, que são duas substâncias compostas dos mesmos elementos, mas no dióxido eles estão relacionados como O / C = 2: 1 (para cada átomo de C há dois O's) e no monóxido, sua proporção é de 1: 1.

Exercício:

P.- Temos os cinco óxidos diferentes que podem ser produzidos de forma estável pela combinação de oxigênio e nitrogênio (N₂O, NÃO, N₂OU₃, N₂OU₄ e n₂OU₅).

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

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

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

Dito de outra forma, se uma espécie A se junta a uma espécie B, mas A também se combina com C; Segue-se que se os elementos B e C são unidos, sua relação de massa corresponde às massas de cada um quando são unidos em particular com uma massa fixa do elemento A.

Exercício:

P.- Se você tem 12g de C e 64g de S para formar CS₂Além disso, existem 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 das 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. Portanto, a proporção de enxofre e oxigênio é de 10:10 na junção direta ou, o que é o mesmo, 1: 1. Portanto, as duas relações são múltiplos simples de cada espécie.

Referências

Wikipedia. (s.f.). Estequiometria. Recuperado de en.wikipedia.org.
Chang, R. (2007). Chemistry, Nona edição (McGraw-Hill).
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