Estequiometria

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Estequiometria 저자: Mind Map: Estequiometria

1. Representação Química

1.1. A forma que representamos a reação química chama-se equação química. Equação Química - é a representação gráfica da reação química. Nela, colocamos os elementos que estão envolvidos na reação, de forma abreviada, e como ela aconteceu, através de símbolos já padronizados. As equações químicas representam a escrita usada pelos químicos e de forma universal, ou seja, é a mesma em qualquer país.

1.1.1. As substâncias que participam da reação química são chamadas de produtos ou reagentes na equação química. Reagentes (1° membro) – são as substâncias que estão no início da reação. São as que irão reagir, sofrer a transformação. Produtos (2° membro) – são as substâncias resultantes da reação química.

1.1.1.1. Para representar a reação química, utiliza-se uma seta apontando para o lado direito, indicando a transformação. Em cima da seta, são utilizados alguns símbolos indicando as condições nas quais a reação deve ocorrer. ∆ - calor aq – aquoso (em água) cat – catalisador λ – energia luminosa Em cada substância pode haver os seguintes símbolos: ↑ - desprendimento de gás ↓ - precipitação de um sólido Nas equações químicas, as substâncias podem aparecer com seus estados físicos: (s) – sólido (l) – líquido (g) – gasoso

2. Balanceamento

2.1. O balanceamento de equações químicas consiste em ajustar os coeficientes de modo que o número de átomos de cada elemento na equação química seja conservado. Isto é, o número de átomos de um determinado elemento é o mesmo no reagente e no produto.

2.2. Realizar o balanceamento químico da equação é um passo muito importante na estequiometria. Por isso, é essencial saber interpretar o que significa as letras, números e símbolos que as compõe, pois elas fornecem informações importantes sobre as reações químicas.

2.3. Métodos de balanceamento químico que podem ser utilizados, em diferentes situações:

2.4. Método das tentativas Esse é um método simples que consiste em escolher números aleatórios para os coeficientes estequiométricos. Algumas etapas devem ser seguidas: 1. Conferir um coeficiente ao elemento que aparece uma vez em cada lado da equação; 2. Se houver mais de um elemento, deve-se dar preferência ao que tiver o maior índice (para descobrir basta somar os números subscritos de cada elemento); 3. Para igualar o número de átomos, o índice de um é colocado como coeficiente do outro; 4. A transposição deve ser realizada com todos elementos até que o balanceamento seja concluído.

2.5. Método algébrico O balanceamento químico através desse método apropria-se de equações, cujos resultados serão os coeficientes estequiométricos da reação. Algumas etapas devem ser seguidas: 1. Conferir uma letra como coeficiente algébrico de cada átomo; 2. Escrever uma equação para cada elemento, igualando o número de átomos no reagente e no produto; 3. Conferir um valor aleatório para cada uma das letras e resolver as equações; 4. Substituir os coeficientes algébricos pelos valores encontrados.

2.6. Método oxirredução Esse método de balanceamento químico é realizado com base nas reações de oxirredução, as quais verifica-se do número de oxidação (nox) dos átomos envolvidos. Algumas etapas devem ser seguidas: 1. Determinar o nox de todos os elementos da reação e, posteriormente, verificar quais deles sofrem oxirredução para então calcular a variação; 2. Determinar a variação total (∆) do elemento que sofre oxidação ou redução. Para fazer isso, basta multiplicar o valor da variação pela sua atomicidade; 3. O número obtido deve ser colocado como coeficiente do elemento que sofreu o processo reverso. 4. O balanceamento químico do resto da equação deve ser realizado pelo método das tentativas.

3. O que é:

3.1. O termo "estequiométrico" é usado com frequência em Termodinâmica para referir-se à "mistura perfeita" de um combustível e o ar. Baseia-se na lei da conservação das massas, na lei das proporções constantes e na lei das proporções múltiplas.

3.1.1. Lei da Conservação das Massas (Lei de Lavoisier A Lei de Lavoisier é chamada de “Lei de Conservação das Massas” e foi introduzida pelo químico francês Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). Seu enunciado é: “A soma das massas das substâncias reagentes em um recipiente fechado é igual à soma das massas dos produtos da reação”. Note que a famosa frase “Na natureza nada se cria, nada se forma, tudo se transforma” está inspirada na Lei da Conservação das Massas de Lavoisier, posto que o químico descobriu que nas reações químicas, os elementos não desaparecem, ou seja, são eles rearranjados e transformados em outros. A experiência realizada por Lavoisier ocorreu na transformação do Mercúrio (Hg) em contato com o Oxigênio (O2) formando o Óxido de Mercúrio II (HgO). Assim, Lavoisier fez vários experimentos analisando as massas dos reagentes e dos produtos nas reações químicas, o que o levou a constatar que as massas dos elementos envolvidos, após reagirem são, constantes, ou seja, a reação possui a mesma massa inicial. Observe que a Lei de Lavoisier é aplicada para as reações químicas que ocorrem em recipientes fechados.

3.1.2. Lei das Proporções Constantes (Lei de Proust) A proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. Entre as leis ponderais, a das proporções constantes é uma das mais conhecidas. Definida pelo farmacêutico e químico francês Joseph Louis Proust, após a realização de experimentos em substâncias puras – formadas por apenas um tipo de molécula – diz que tanto as massas dos reagentes quanto dos produtos apresentam uma proporção constante, independente das quantidades usadas na reação. Isso significa que independente da maneira como a substância é produzida, a sua composição química será sempre a mesma.

3.1.3. Lei das Proporções Múltiplas (Lei de Dalton) Um dos fundadores da teoria atômica, o químico, físico e meteorologista inglês John Dalton, também estudou as massas dos reagentes e produtos. Para formular a teoria das proporções múltiplas, constatou que no momento que a massa fixa de um dos elementos se combina com massas diferentes de um segundo, acaba gerando compostos diferentes. Por isso, o enunciado de uma das leis ponderais explica que: Quando dois elementos químicos formam vários compostos, fixando-se a massa de um dos elementos, as massas do outro variam numa proporção de números inteiros e pequenos. Um dos exemplos que demonstram a aplicabilidade dessa lei é a formação de óxidos através da reação entre o nitrogênio e o oxigênio. Vejamos: nitrogênio + oxigênio = óxidos de nitrogênio 14g + 8g 22g N2O 14g + 16g 30g NO 14g + 24g 38g N2O3 14 g + 32g 48g NO2 Reparem que nas quatro reações o nitrogênio (reagente 1) possui a mesma massa. Sendo assim, se dividirmos as massas de oxigênio (reagente 2) vamos observar uma relação entre números inteiros e pequenos: 8/ 16 = ½ 8/24 = 1/3 8/32 = ¼