Estequiometria

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

LEIS PONDERAIS

LEI DE LAVOISIER (CONSERVAÇÃO DAS MASSAS)

Numa reação química a massa que reage é igual a massa produzida.

Isto porque há uma conservação no número de átomos, aí surge o balanceamento das equações químicas.

Nº de átomos dos reagentes = Nº de átomos dos produtos.

Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.

A Lei de Lavoisier é a lei da conservação das massas: numa reação química, a massa permanece constante, ou seja, a massa dos reagentes é igual à massa dos produtos.

Exemplos:

Massas molares: H = 1, S = 32, O = 16.

Calculamos as massas molares das substâncias:


Temos H2SO4: 98g/mol (98 gramas por mol)
NaOH: 40g/mol (40 gramas por mol)
Na2 SO4: 142g/mol (142 gramas por mol)
H2O: 18g/mol (18 gramas por mol)

Na reação:

Massa dos reagentes

Massa dos produtos

98   +  80 = 178g

142  +  36 = 178g

Outro exemplo:

H2SO4: 98/mol
Ca(OH)2: 74g/mol 
Ca SO4: 136g/mol 
H2O: 18g/mol

Numa reação química, algumas ligações entre átomos são desfeitas enquanto outras são feitas, formando novas substâncias. Mas os mesmos átomos permanecem em quantidade igual; apenas a fórmula muda. Isto é o significado da Lei de Lavoisier de que na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.

É a conservação do número de átomos numa reação química que garante a conservação da massa.

Número de átomos dos reagentes  =  número de átomos dos produtos.

Baseado nesse fato, é possível determinar os números que aparecem à esquerda da fórmula numa reação. Estes números são chamados de coeficientes estequiométricos. Para obtê-los, basta igualar o número de átomos que reagiram com o número de átomos produzidos.

É a conservação do número de átomos numa reação química que garante a conservação da massa. Número de átomos dos reagentes  =  número de átomos dos produtos. Baseado nesse fato, é possível determinar os números que aparecem à esquerda da fórmula numa reação. Estes números são chamados de coeficientes estequiométricos. Para obtê-los, basta igualar o número de átomos que reagiram com o número de átomos produzidos.

Há vários métodos para determinar os coeficientes do balanceamento estequiométricos de uma reação. Um dos métodos é o método das tentativas. .

Outro dado importante para o balanceamento de equações químicas:

coeficiente do balanceamento multiplica todos os índices da fórmula. Veja nos exemplos abaixo:

Exemplos:

Toda equação química deve estar balanceada, ou seja, o número de átomos do reagente é sempre igual ao número de átomos do produto.

Para representar uma reação química corretamente, é necessário que sejam observados dois aspectos:

  • Qualitativo: representação correta das fórmulas.
  • Quantitativo: a equação devidamente balanceada.

LEI DE PROUST

Há uma proporção constante entre as massas de reagentes e produtos numa reação.

Isto significa que qualquer alteração que se faça em qualquer substância participante da reação, temos que promover a mesma alteração proporcional em todas as outras substâncias desta reação.

Exemplo 1    

 

Cálcio + Oxigênio Óxido de cálcio

Experimento 1

10 g

 

4g

 

14g

 

x2

 

x2

 

x2

Experimento 2

20 g

 

8 g

 

28 g

 

x2

 

x2

 

x2

Experimento 3

40 g

 

16 g

 

56 g

 Numa reação, os coeficientes do balanceamento representam o número de mol de cada participante de uma reação.

Vamos recordar: 

massa molar = massa de 1 mol = (massa da fórmula)

Exemplo 2

Da tabela periódica temos as massas atômicas:  H = 1, O = 16, N = 14, C = 12

Determinação das massas molares:

H2O
(água)
H      2 . 1 = 2  
N2
(nitrogênio)
N 2 . 14 = 28 g/mol

O   1 . 16

=
     +
16
18 g/mol
 
1 mol N2 = 28 g
   

1 mol H2O = 18 g

       

Exemplo 3

A massa de água produzida e a massa de oxigênio necessária para reagir com 4 kg (4000 g) de hidrogênio.

Na reação:

 

2H2

+

O2

2H2O

Receita

4g

 

32 g

 

36 g

 

x1000
 

x1000
 

x1000
 

4000 g

 

x = ?

 

y = ?

 
 
 

x = 32000 g
(32 kg)

 

y = 36000 g
(36 kg)

A massa de hidrogênio foi multiplicada por 1000. Logo as massas de oxigênio e água também são multiplicadas por 1000.

4000 (4 kg) de hidrogênio necessitam de 32 000 g (32 kg) de oxigênio para produzir 3 600 g (36 kg) de água.

Sumário

- Leis Ponderais
i. Lei de Lavoisier
ii. Lei de Proust
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