LEIS DA ESTEQUIOMETRIA: DESCRIÇÃO, EXEMPLOS E EXERCÍCIOS - QUÍMICA - 2025

As leis da estequiometria descrevem 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 quantos desses reagentes são necessários para obter a quantidade de produtos esperada..

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

As 4 Leis da Estequiometria

Quando você deseja 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.

2H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (l)

Exercício:

P.- Mostre que a reação anterior obedece à lei da conservação da massa.

R.- Em primeiro lugar, temos as massas molares dos reagentes: H ₂ = 2 g, O ₂ = 32 g e H ₂ O = 18 g.

Em seguida, adicione a massa de cada elemento em cada lado da reação (balanceado), resultando em: 2H ₂ + O ₂ = (4 + 32) g = 36 g no lado do reagente e 2H ₂ O = 36 g no o 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 O ₂ (32g) e 2 moles de H ₂ (4g). Se o maior divisor comum for aplicado, verifica-se que um mol de H ₂ reage para cada 8 mol de O ₂ ou, o que é o mesmo, eles se combinam na proporção de 1: 8.

Exercício:

P.- Você tem um mol de ácido clorídrico (HCl) e quer saber em que porcentagem está cada um de seus componentes.

R.- Sabe-se que a relação 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, a massa molar do cloro é conhecida por ser de 35,45 ge a do hidrogênio é de 1 g.

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

Assim:% H = x 100 = 2,74%

y% Cl = 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 junta a uma 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.- Existem cinco óxidos diferentes que podem ser produzidos de forma estável pela combinação de oxigênio e nitrogênio (N ₂ O, NO, N ₂ O ₃, N ₂ O ₄ e N ₂ O ₅).

A.- 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.

Em outras palavras, 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 se unem em particular com uma massa fixa do elemento A.

Exercício:

P.- 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 produzir CO ₂ e finalmente 10g de S e 10g de O para produzir SO ₂. Como pode o princípio das proporções equivalentes 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. Assim, a proporção de enxofre e oxigênio é 10:10 na união direta ou, o que é o mesmo, 1: 1. Portanto, as duas relações são múltiplos simples de cada espécie.

Referências

1. Wikipedia. (sf). Estequiometria. Recuperado de en.wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Chemistry, Nona edição (McGraw-Hill).
3. Young, SM, Vining, WJ, Day, R. e Botch, B. (2017). (Química geral: primeiro os átomos. Recuperado de books.google.co.ve.
4. Szabadváry, F. (2016). History of Analytical Chemistry: International Series of Monographs in Analytical Chemistry. Recuperado de books.google.co.ve.
5. Khanna, SK, Verma, NK e Kapila, B. (2006). Excel com perguntas objetivas em química. Recuperado de books.google.co.ve.