Para entendermos com bastante clareza esse assunto, precisamos ter dominado outros que estudamos no semestre passado, as Leis Ponderais, e neste post falaremos sobre elas e como elas servem de fundamento para este assunto. As Leis Ponderais são leis que norteiam as relações que faremos nos cálculos estequiométricos, são elas: Lei de Conservação das Massas, Proporções Fixas e Proporções Múltiplas.
Lei da Conservação das Massas
Descrita por Lavoisier, este conceito nós garante que em um sistema fechado ( sem perca de matéria) as massas dos reagentes será a mesma massa dos produtos de uma reação. Vemos isso no exemplo a seguir:
1 C + 1 O2 -> 1 CO2
O carbono (C) possui massa igual a 12g o oxigênio por sua vez 15,99g e o dióxido de Carbono ( CO2) possui massa igual a 43,99 g , que é exatamente a soma dos reagentes que o formaram .
Proporções Fixas
Proust foi quem colaborou para a química descobrindo que as proporções para um processo sempre se mantém
2 H2 + 1 O2 -> 2 H2O
Se multiplicarmos por 5 teremos o mesmo processo
10 H2 + 5 O2 -> 10 H2O
E mais uma vez multiplicamos por 8 e a reação continuará a mesma
80 H2 + 40 O2 -> 80 H2O
Para representarmos a proporção, utilizamos os menores múltiplos, nesta caso 2 : 1 : 2. A massa segue o mesmo raciocínio.
Proporções Múltiplas
E mais uma vez temos o nome de Dalton, e ele diz que os mesmos compostos se combinam formando produtos distintos. Como exemplo o S e o O2:
1 : 1 : 1 = S + O2 -> SO2
2 : 3 : 2 = 2 S + 3 O2 -> 2 SO3
Tendo essas leis em mente conseguiremos avançar sem peso na estequiometria.
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