Exemplo de princípio de estequiometria

O princípio da estequiometria é o princípio químico que estabelece que em toda reação química existe um equilíbrio entre os número de átomos nas moléculas reagentes e o número de átomos nas moléculas reagentes produzir.

Este princípio é baseado na lei da conservação da matéria, que afirma que o mesmo número de átomos em cada Os elementos das substâncias reativas serão conservados nos produtos da reação, embora combinados de maneiras diferentes.

Quando ocorre uma reação química, as ligações que formam as moléculas dos compostos reagentes (os reagentes) são rompidas e modificadas, dando origem a uma ou mais substâncias. Embora as moléculas sejam modificadas e não sejam mais as mesmas, os átomos que as formam se combinam em um diferente, mas o número total de átomos é conservado, então deve ser o mesmo antes e depois do reação.

Por exemplo, na seguinte reação química:

HCl + NaOH -> NaCl + H₂OU

De acordo com o princípio estequiométrico, deve haver o mesmo número de átomos em cada lado da equação. Vamos ver pela equação que vimos:

HCl + NaOH	-->	NaCl + H2OU
Hidrogênio = 2 Sódio = 1 Cloro = 1 Oxigênio = 1	= = = =	Hidrogênio = 2 Sódio = 1 Cloro = 1 Oxigênio = 1

Cálculos estequiométricos

Cálculos estequiométricos são as operações por meio das quais verificamos que o princípio estequiométrico é atendido nas equações, bem como suas aplicações práticas.

No exemplo anterior da combinação de ácido clorídrico e hidróxido de sódio, para produzir cloreto de sódio e água, fizemos um cálculo estequiométrico por contagem de átomos.

Outro método de verificação é o cálculo estequiométrico por unidades de massa atômica, Em que o cálculo é feito com base na soma das massas atômicas dos elementos que se combinam.

Este cálculo pode ser feito pelas massas absolutas ou por arredondamento. No exemplo acima:

Cálculo por Massa Absoluta com duas casas decimais:

HCl + Na O H -> Na Cl + H₂ OU

(1.00 + 35.45) + (22.98 + 15.99 + 1.00) --> (22.98 + 35.45) + (2.00 + 15.99)

(36.45) + (39.97) --> (58.43) + (17.99)

76.42 --> 76.42

Cálculo de arredondamento de massa atômica:

HCl + Na O H -> Na Cl + H₂ OU

(1 + 35) + (23 + 16 + 1) --> (23 + 35) + (2 + 16)

(36) + (40) --> (58) + (18)

76 --> 76

Aplicações de equações estequiométricas

Um dos usos das equações estequiométricas é o Equações de equilíbrio, que pode ser feito pelos métodos Redox ou de tentativa e erro, já que em ambos os casos o O objetivo é verificar se existe o mesmo número de átomos de cada elemento nos reagentes e no produtos.

No exemplo a seguir, temos tricloreto de ferro:

Fe + Cl2 = FeCl3

Fe + Cl2	-->	FeCl3
Ferro = 1 Cloro = 2	= ~	Ferro = 1 Cloro = 3

Neste caso conhecemos as fórmulas das moléculas reativas: Ferro (Fe) e Cloro (Cl₂), e seu produto: tricloreto de ferro (FeCl3₃) e, como vemos, o número de átomos de cloro não é o mesmo em ambas as equações.

Para cumprir o princípio estequiométrico, temos que encontrar o número total de átomos envolvidos na reação e no produto, de forma que sejam iguais.

Para fazer isso, usamos um dos métodos de balanceamento de equação (Redox, tentativa e erro). Neste exemplo, usaremos o método de tentativa e erro.

O mínimo múltiplo comum de 2 e 3 é 6. Se multiplicarmos de modo que haja 6 átomos de cloro em cada lado da equação, teremos o seguinte:

Fe + 3Cl2	-->	2FeCl3
Ferro = 1 Cloro = 6	~ =	Ferro = 2 Cloro = 6

Já equilibramos os átomos de cloro, mas agora falta um átomo de ferro. Como podemos descobrir, o átomo que falta está no lado do reagente. Então teremos:

2Fe + 3Cl2	-->	2FeCl3
Ferro = 2 Cloro = 6	= =	Ferro = 2 Cloro = 6

Como podemos ver, já temos 6 átomos de cloro localizados em 3 moléculas dos reagentes, e 6 átomos distribuídos em grupos de três átomos em cada molécula produto. Agora vemos que, para obter o mesmo número de átomos de ferro no produto, precisamos de duas moléculas de ferro nos reagentes. Nós equilibramos a equação.

Outro uso das equações estequiométricas é o cálculo de reagentes, tanto para evitar desperdício de qualquer uma das substâncias, como o cálculo da quantidade de substâncias para neutralizar um ácido ou um base.

Isso é feito por meio do cálculo molar: a soma das massas atômicas de cada um dos átomos que compõem uma molécula resulta em sua massa molar. Por exemplo:

Se olharmos para a massa molar do ácido bórico (ácido trioxobórico), cuja fórmula é: H₃BO₃, primeiro calculamos as massas moleculares de cada um de seus componentes, usando a tabela periódica:

H₃ = (3)(1.00) = 3.00

B = (1) (10,81) = 10,81

OU₃ = (3)(15.99) = 47.94

Massa molar = 61,78

O que significa que 1 mole de ácido bórico é igual a 61,78 gramas.

O cálculo dos moles de cada composto nos servirá para calcular a quantidade exata de substâncias reativas, ambos para que não se esgote ou seja necessário durante a reação, bem como para calcular quanto obter uma determinada quantidade de produto.

Exemplo:

Se usarmos nosso exemplo anterior de cloreto de ferro e quisermos saber quanto cloro existe combinar com 100 gramas de ferro, e saber quanta quantidade de tricloreto de ferro é vai produzir.

A equação que expressa a reação é a seguinte:

2Fe + 3Cl₂ -> 2FeCl₃

Agora fazemos o cálculo molar arredondando as massas atômicas:

Fe = 56

Cl₂ = 70

FeCl₃ = 161

Até agora temos o valor de 1 mol de cada substância. Agora vemos que o número que indica o número de moléculas reativas e de produto também é chamado coeficiente estequiométrico, e nos diz quantos moles dessa substância estão interagindo. No caso em que o coeficiente é 1, ele não é escrito.

Então, substituindo os valores que teremos:

2 Fe = 2 (56) = 112

3Cl₂ = 3(70) = 210

2FeCl₃ = 2(161) = 322

Aplicamos a regra de três para calcular a massa de cloro:

100/112 = x / 210

21000/112=187.5

Portanto, serão necessários 187,5 gramas de cloro para reagir totalmente com o ferro.

Agora aplicamos a regra de 3 para calcular o produto resultante:

100/112 = x / 322

32200/112=287.5

Assim, serão produzidos 287,5 gramas de tricloreto de ferro.

Se somarmos os gramas obtidos com a relação, temos como resultado:

100 + 187.5 = 287.5

Com o qual verificamos se os valores estão corretos.

Notação estequiométrica

Para evitar ambigüidades e confusões ao expressar o nome e a composição dos compostos, nos diferentes tipos de notação química dos compostos inorgânicos, o A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) promoveu o uso da notação estequiométrica, usada principalmente em campos acadêmicos e de pesquisa, com o qual se altera o uso de sufixos ou algarismos romanos, pelo uso de prefixos numéricos gregos que indicam a quantidade de átomos de cada elemento que compõe o moléculas. No caso de átomos unitários, o prefixo é omitido.

Na notação estequiométrica, o elemento eletropositivo ou íon é mencionado primeiro, seguido pelo eletronegativo.

Fórmula Antiga Notação Estequiométrica

FeO óxido ferroso, óxido de ferro Óxido de ferro

Fé₂OU₃: Óxido férrico, óxido de ferro III Di-trióxido de ferro

Fé₃OU₄: Óxido de ferro IV Tri-tetraóxido de ferro

Exemplos de aplicações do princípio estequiométrico

Exemplo 1: Equilibre a seguinte equação:

HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

Aplicando o método de redução de óxido (REDOX):

HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

(+1-1)+(+4-4) --> (+2-2) + (+4-4)+ (-0)

Como podemos ver, o manganês foi reduzido de +4 para +2.

Se revisarmos os valores de cada elemento, excluindo o manganês, que foi reduzido, vemos os seguintes valores

Produtos reativos de elemento

Hidrogênio +1 +4

Cloro -1 -4

Oxigênio -4 -4

Portanto, agora devemos equilibrar os números, para que tenham os mesmos valores em ambos os lados da equação. Como o cloro e o hidrogênio estão na mesma molécula, isso significa que 4 moléculas de ácido clorídrico são necessárias para equilibrar os valores:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

(+4-4)+(+4-4) --> (+2-2) + (+4-4)+ (-0)

Exemplo 2: Na equação acima:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

Calcule quantos gramas de dióxido de manganês são necessários para produzir 80 gramas de dicloreto de manganês.

Primeiro calculamos o peso molar de cada molécula (vamos arredondar com números inteiros):

HCl = 1 + 35 = 36 X 4 = 144

MnO₂ = 55 + 16 + 16 = 87

MnCl₂ = 55 + 35 + 35 = 125

H₂O = 1 + 1 + 16 = 18 X 2 = 36

Cl₂ = 35 + 35 = 70

Aplicamos a regra de três:

x / 87 = 80/125 = 6960/125 = 55,58

Portanto, você precisará de 55,58 gramas de dióxido de magnésio.

Exemplo 3: Na equação acima:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

Calcule quantos gramas de ácido clorídrico são necessários para produzir os 80 gramas de dicloreto de manganês.

Como já conhecemos os valores, aplicamos a regra de três:

x / 144 = 80/125 = 11520/125 = 92,16

Vai demorar 92,16 gramas de ácido clorídrico.

Exemplo 4: Na mesma equação:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

Calcule quantos gramas de água são produzidos pela produção de 125 gramas de dicloreto de manganês.

Substituímos os valores e aplicamos a regra de três:

x / 36 = 125/125 = 4500/125 = 36

Serão produzidos 36 gramas de água.