Leis estequiométricas

O que são leis estequiométricas?

As leis estequiométricas descrevem a composição de diferentes substâncias, com base nas relações (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. Esses sindicatos são governados por certas leis de combinação conhecidas como leis de estequiometria ou pesos químicos.

Esses princípios são uma parte fundamental da química quantitativa, sendo indispensável para o equilíbrio de equações e para operações tão 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.

Eles são amplamente conhecidos no campo químico da ciência "as quatro leis": Direito da Conservação da Missa, Lei de Proporções Definidas, Lei de Múltiplas Proporções e Lei de Proporções Reciprocais.

As 4 leis estequiométricas

Quando é desejado determinar a maneira como dois elementos são combinados através de uma reação química, as quatro leis descritas abaixo devem ser levadas em consideração.

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

Esta lei é baseada 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 atual deve permanecer constantemente no tempo.

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

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2h₂(g) + ou₂(g) → 2h₂Ou (l)

• Exercício:

P.- Demonstrar que a reação anterior encontra a lei da conservação da massa.

R.- Primeiro, existem as massas molares dos reagentes: H₂= 2 g, ou₂= 32 g e h₂O = 18 g.

Em seguida, a massa de cada elemento é adicionada em cada lado da reação (equilibrada), resultante: 2h₂+QUALQUER₂ = (4+32) g = 36 g na lateral dos reagentes e 2h₂O = 36 g na lateral dos produtos. Assim, foi demonstrado que a equação está em conformidade com a lei acima mencionada.

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

Baseia -se no fato de que cada produto químico é formado 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, cuja composição em seu estado puro invariavelmente 1 mol de O₂ (32g) e 2 moles de H₂ (4G). Se o divisor comum máximo for aplicado, é constatado que um mol de h reaja₂ para cada 8 moles de ou₂ Ou, o que é o mesmo, eles se combinam pela razão 1: 8.

• Exercício:

P.- Há uma toupeira de ácido clorídrico (HCl) e você deseja saber qual porcentagem cada um de seus componentes é.

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

Para calcular a composição percentual de cada elemento, a massa molar do elemento é dividida (multiplicada por sua quantidade de toupeiras em uma toupeira do composto) entre a massa do composto e esse resultado se multiplica por cem.

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

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

A partir disso, é inferido que, independentemente de onde o HCL vem, em seu estado puro, sempre será formado por 2,74% de hidrogênio e 97,26% de cloro.

Lei de múltiplas proporções

De acordo com esta lei, se houver uma combinação entre dois elementos para gerar mais de um composto, a massa de um dos elementos se une a uma massa invariável do outro, mantendo um relacionamento que se manifesta através de pequenos números.

O dióxido e o monóxido de carbono são dados como um exemplo, que são duas substâncias constituídas pelos mesmos elementos, mas no dióxido eles estão relacionados como O/C = 2: 1 (para cada átomo de C existem dois de O) e no Monóxido seu relacionamento é 1: 1.

• Exercício:

P.- Você tem os cinco óxidos diferentes que podem ser estáveis ​​estáveis ​​combinando oxigênio e nitrogênio (n₂Ou não, n₂QUALQUER₃, N₂QUALQUER₄ e n₂QUALQUER₅).

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; isto é, há uma simples razão de 1, 2, 3, 4 e 5 partes.

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

É baseado 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 também é combinada com C; Deve ser que os elementos B e C sejam unidos, a relação em massa deles corresponde às massas cada uma quando se juntam em particular com uma massa fixa do elemento a.

• Exercício:

P.- Se você tem 12g de C e 64g de S para formar CS₂, Além 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?

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R.- A proporção de massas de enxofre e oxigênio em combinação com uma massa de carbono definida é igual a 64:32, ou seja, 2: 1. Então, a proporção de enxofre e oxigênio é 10:10 ao ingressar diretamente ou, o mesmo, 1: 1. Portanto, os dois relacionamentos são múltiplos simples de cada espécie.

Referências

1. Wikipedia. (s.F.). Estequiometria. Recuperado de.Wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Química, nona edição (McGraw-Hill).
3. Jovens. M., Vining, W. J., Dia, r., e mancha, B. (2017). (Química Geral: Átomos primeiro. Recuperado de livros.Google.co.ir.
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5. Khanna, s. K., Verma, n. K., E Kapila, B. (2006). Excel com perguntas objetivas na química. Recuperado de livros.Google.co.ir.