Leis de estequiometria: descrição, exemplos e exercícios
As leis da estequiometria descrevem 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. Estas uniões são governadas por certas leis de combinação conhecidas como "leis da estequiometria" ou "leis de peso da química".
Esses princípios são uma parte essencial da química quantitativa, sendo essenciais para balancear 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 da conservação da massa, lei das proporções definidas, lei das múltiplas proporções e lei das proporções recíprocas.
As 4 leis da estequiometria
Quando você quer determinar o modo pelo qual dois elementos se combinam através de uma reação química, as quatro leis descritas abaixo devem ser levadas em consideração.
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.
Isso significa que, para um sistema adiabático (onde não há transferência de massa ou energia de ou para o entorno), 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.- Prove que a reação anterior está em conformidade com a lei de conservação da massa.
R. - Primeiro, temos as massas molares dos reagentes: H 2 = 2 g, O 2 = 32 ge H 2 O = 18 g.
Em seguida, adicione a massa de cada elemento em cada lado da reação (balanceada), resultando em: 2H 2 + O 2 = (4 + 32) g = 36 g no lado dos reagentes e 2H 2 O = 36 g na o 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 exclusivas de cada composto.
O exemplo da água é dado, cuja composição pura será invariavelmente 1 mol de O 2 (32 g) e 2 moles de H 2 (4 g). Se o divisor comum mais alto for aplicado, uma mole de H 2 reage para cada 8 moles de O 2 ou, o que é o mesmo, combina em uma proporção de 1: 8.
Exercício:
P.- Você tem uma mole de ácido clorídrico (HCl) e quer saber em qual porcentagem cada um de seus componentes é encontrado.
R.- Sabe-se que a taxa de ligação destes elementos nesta espécie é de 1: 1. E a massa molar do composto é de cerca de 36, 45 g. Do mesmo modo, sabe-se que a massa molar de cloro é de 35, 45 g e a de hidrogênio é de 1 g.
Para calcular a composição percentual de cada elemento, divida a massa molar do elemento (multiplicada pelo seu número de moles 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, ele sempre será composto de 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 são dados como exemplos, que são duas substâncias formadas pelos mesmos elementos, mas no dióxido estão relacionadas 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 (N 2 O, NO, N 2 O 3, N 2 O 4 e N 2 O 5 ).
R.- Observa-se que o oxigênio em cada composto está aumentando, e que com uma proporção fixa de nitrogênio (28g) há uma relação de 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 ( 16 × 4) e 80 (16 × 5) g de oxigênio, respectivamente; isto é, há uma relação 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 relação de massa destes corresponda às massas, cada uma delas quando unidas, em particular, a uma massa fixa do elemento A.
Exercício:
Q. - Se você tem 12g de C e 64g de S para formar CS 2, você também tem 12g de C e 32g de O para originar CO 2 e finalmente 10g de S e 10g de O para produzir SO 2 . 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 juntam diretamente ou, o que é o mesmo, 1: 1. Então as duas relações são múltiplos simples de cada espécie.
