Lei de Lavoisier ( Lei da conservação das massas)

Num sistema fechado, quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total dos produtos é igual a soma das massas das substâncias reagentes.

“Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma”

Massa dos reagentes = Massa dos produtos

Exemplos:

1) Considerando um sistema fechado a reação química:

Temos 5g de A e 10g de B, a massa total dos reagente é 15g.

De acordo com a lei de Lavoisier a massa total dos produtos será 15g.

2) Se em uma reação:

Massa de A = 10g

Massa de B = 30g

Massa de D = 12g

Qual é a massa de C?

De acordo com a lei de Lavoisier:

“massa dos reagentes = massa dos produtos”

Massa dos reagentes = A + B = 10g + 30g =40g

Massa dos produtos = C + D = C + 12g

40g = C + 12g

C = 28g

Lei de Proust

As massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação obedecem sempre a uma proporção constante. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

Exemplo:

1) Para a reação entre o hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Observa-se que a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier.

As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação química podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes, Consequências da Lei de Proust, como pode ser conferido na tabela abaixo:

m_O/m_H = massa do oxigênio dividido pela massa do hidrogênio.

m_água/m_H = massa da água dividido pela massa do hidrogênio.

m_água/m_O = massa da água dividido pela massa do oxigênio.

Lei de G-Lussac

“Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas em um processo químico estão entre si em uma relação de números inteiros e simples, desde que medidos à mesma temperatura e pressão”.

1 L de H₂   +   1 L de Cl₂ =  2 L de HCl

Relação de números inteiros e simples: 1:1:2

Cabe aqui observar que nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos produtos. Isso quer dizer que não existe lei de conservação de volume, como ocorre com a massa.

10 L de H₂   +   5 L de O₂  =  10 L de H₂O

Relação de números inteiros e simples: 10:5:10,que pode ser simplificada por 2:1:2

Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol.

Exemplo:

1) A reação de síntese da amônia, considerando a temperatura e a pressão constante.

Nota-se que para a reação ocorrer é necessário 1L de N₂ e 3L de H₂ para formar 2L de NH₃ ( amônia).

Aula 8

Balanceamento por tentativa

No balanceamento, os coeficientes devem estar corretamente indicados, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Respeitando a Lei de Lavoisier que enuncia sobre as reações químicas realizadas em sistema fechado, onde as massas dos produtos é igual as massas dos reagentes. Se a equação não estiver balanceada, não estará respeitando o fato de os átomos se conservarem.

De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.

O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteiros, denominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:

Exemplo, para se formar uma molécula de água:

Os números em vermelhos,são os coeficientes, e indicam que para se forma uma molécula de água é necessário se ter 1 molécula de Hidrogênio (1 H₂) e meia molécula de Oxigênio (1/2 O₂ )

Quando escrevemos uma equação química, ela deve estar corretamente balanceada, ou seja, os coeficientes devem estar corretamente indicados. Caso contrário, não estará observando o fato de os átomos se conservarem e com a proporção errada a reação não ocorerá.

Uma forma de se balancear uma reação química é pelo método de tentativas, que constitui dar valores arbitrários aos coeficientes estequiométrico de modo a tentar igualar os números de átomos dos reagentes e dos produtos.

Exemplo:

A combustão do etanol (C₂H₆O), álcool combustível, produz gás carbônico e água. A reação está representada a seguir:

Vamos analisar o número  de átomos nos reagente e nos produtos:

Nota-se que os números dos átomos carbonos dos reagentes (CR) e dos carbonos dos produtos (CP) são diferentes, e o mesmo se nota nos hidrogênios dos produtos (HP) e dos reagentes (HR).

Para que a reação ocorra é necessário fazer o balanceamento ( obs: sempre deixe o Oxigênio para ser balanceado no final ).

– Vamos fazer por etapas;

1°) Balancear o Carbono

– Observe que nos reagentes temos 2 Carbonos e nos produtos temos 1 Carbono, como podemos igualar:

2 C = x 1C

– Qual valor multiplicado por 1 dará 2? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

x = 2

O valor de “X” será o coeficiente do carbono do produto

Agora vamos balancear o hidrogênio

2°) Balancear o Hidrogênio

– Observe que temos 6 Hidrogênios no reagentes e 2 Hidrogênios nos produtos

– Qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

6H = y2H

y = 3

O valor de “y” será o coeficiente do hidrogênio do produto.

ATENÇÃO: Note que a quantidade de oxigênio foi alterada devido ao balanceamento dos produtos, agora temos:

Se colocarmos um coeficiente no C₂H₆O vai ser alterado toda a reação então o coeficiente é colocado no O₂

3°) – Então qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? ( lembrando que já se tem um Oxigênio no C2H6O)

2z = 6

Z = 3 coeficiente do O₂

Agora vamos ver se o balanceamento esta correto:

Os números dos átomos dos produtos e dos reagentes estão iguais, com isso a reação está balanceada.

Balanceamento resumido

Dicas para balanceamento de equações;

Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem. Todavia, algumas orientações podem ser úteis. 

1º Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos.

2º Escolher os elementos que aparecem uma única vez nos reagentes e uma única vez nos produtos

3º Escolher o elemento que as quantidades NÃO são iguais nos reagentes e produtos

4º Se no 2º passo ainda houver elementos bons para que se possa trabalhar o balanceamento, o ideal é dar prioridade para os elementos cujas quantidades NÃO SÃO NÚMEROS MÚLTIPLOS DOS REAGENTES e PRODUTOS

5º Dar sequência ao balanceamento por elementos que já estão definidos, ou seja balanceados, seja no reagente ou no produto

Vamos utilizar um bom exemplo com o Carbono e o  Ácido nítrico  que reagem para formar gás carbônico, óxido nítrico e água. Mesmo sendo uma reação de óxido-redução, é possível determinar seus coeficientes.

C + HNO ₃ à CO ₂ + NO ₂ + H ₂ O

Bem, seguindo as nossas dicas , iremos analisar o primeiro passo:

C + HNO ₃ à CO ₂ + NO ₂ + H ₂ O

Podemos descartar o Oxigênio de imediato, já que ele se repete várias vezes no produto.

Todos os outros C, H e N aparecem 1 única vez tanto nos reagentes como nos produtos porém temos que começar por apenas um deles.

Segundo passo:

Observando a quantidade de átomos de C no reagente, percebemos que é a mesma no produto, portanto não nos serve para começar e da mesma maneira o N com 1 átomo no reagente e 1 átomo no produto. Então percebemos o H que tem 1 átomo no reagente e 2 átomos no produto. Finalmente encontramos por quem iremos começar.

Se dois átomos de hidrogênio saem , dois átomos deverão entrar e portanto :

C + 2 HNO ₃ à CO ₂ + NO ₂ + H ₂ O

O terceiro e quarto passo serão definidos a seguir :

Quando adicionamos o número 2 como coeficiente, deve-se lembrar que acabou de ser alterada a quantidade de Nitrogênio (N)  e de Oxigênio (O). Então agora temos entrando como reagente 2 átomos de N e 2 átomos de O, que estabelecendo as proporções e Leis de Lavoisier, deverão sair também recombinados nos produtos. Então, já podemos adicionar o coeficiente 2 à molécula de óxido nítrico (NO ₂ )

C + 2 HNO ₃ à CO ₂ + 2 NO ₂ + H ₂ O

Agora pense um pouco. Como temos 6 átomos de Oxigênio entrando deverão sair em quantidade igual. Porém em nossos produtos temos 3 moléculas que tem o átomo de O, e quando completamos o óxido nítrico com o coeficiente 2, temos aí 4 átomos de Oxigênio só nessa molécula que somados a molécula de d’água, totalizam 5 átomos de Oxigênio. Pergunta-se o que será feito com o átomo que se encontra na molécula de gás carbônico que nos demonstra 2 átomos e que se somados aos outros átomos de oxigênio dos produtos, totalizam 7 átomos ?

C + 2 HNO ₃ à CO ₂ + 2 NO ₂ + H ₂ O

Fácil, adicionamos o coeficiente 1/2  na molécula que tem o CO ₂  onde temos o Carbono, para balanceá-lo. Se multiplicarmos 1/2 . 2 = 1.

C + 2 HNO ₃ à 1/2 CO ₂ + 2 NO ₂ + H ₂ O

Resolvido o problema do Oxigênio, vamos pensar no átomo de Carbono que ficou com 1/2 átomo no produto. Resolveremos introduzindo o mesmo coeficiente no reagente, balanceando por final o Carbono.

1/2 C + 2 HNO ₃ à 1/2 CO ₂ + 2 NO ₂ + H ₂ O

Se você necessitar que a resolução seja em números inteiros, transforme-os. Se o denominador é o número 2, multiplique tudo por 2 e pronto.

Em uma reação química os números colocados antes da fórmula de cada substância, seja reagente ou produto, são chamados de coeficientes estequiométricos ou simplesmente, coeficientes. Estes informam a proporção entre as quantidades em mols dos participantes de uma dada reação química.

Exercícios Balanceamento
1) As equações a seguir são de reações de deslocamento entre ametais, e não estão balanceadas, então forneça os coeficiente que tornem as equações
balanceadas.
a) Cl2 + HI → HCl + I2
b) F2 CaCl → CaF2 + Cl2
c) Br2 + H2S → HBr + S8

2) Forneça os coeficientes que torne a equações balanceadas.
a) Na2O + HCl  → NaCl + H2O
b) SO2 + NaOH  → Na2SO3 + H2O
c) N2O4 + H2O  → HNO2 + HNO3

3) complete as equações químicas com os coeficiente que faltam para balancear a equação.
a) 1 CaH2 + __ H2O  → __ Ca(OH)2 + 2 H2
b) __ CH2O + 1 O2  → __ CO2 + 1 H2O
c) __ C4H8O2 + __ O2  → 4 CO2 + __ H2O
d) ___ (NH4)3PO4 + 3 BaBr2  → 1 Ba3(PO4)2 + ___ NH4Br

Aula 21

Estequiometria

Se em uma reação química é conhecido a quantidade de reagente (ou reagentes) pode-se calcular a quantidade de produtos formados.

Se em uma reação química a quantidade de produto formado (ou produtos) é conhecida pode se calcular a quantidade de regentes consumidos.

Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação, ou seja, a quantidade de produtos tem que ser iguais às quantidades de reagentes. E  a estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações químicas.

Regra geral para a estequiometria

1° Escrever a equação química do processo.

2° Fazer o balanceamento da  equação química.

3° Montar as proporções baseando-se nos dados e nas perguntas do problema.

4°Utilizar regras de três para chegar à resposta.

Exemplos

1) A reação de formação da água é:

– Qual a quantidade em grama de oxigênio e de hidrogênio necessário para se ter 72g de H₂O?

1° Montar a reação química

2° Balancear a equação

3° montar as proporções

4° fazer regra de 3

Para se ter 72g de água será preciso reagir 8g de hidrogênio com 64g de Oxigênio.

Fonte: https://quimik.webnode.com.br

Balanceamento de equações químicas

Balanceamento de equações químicas

A maneira de representar uma reação química é denominada equação química.

Os números que indicam a proporção entre as quantidades de moléculas, numa equação química, são chamados de coeficientes ou coeficientes estequiométricos.

Observe a decomposição da água:

2H₂O à 2H₂ + O₂

Nesta equação, o coeficiente da água é 2, o do hidrogênio é 2 e o do oxigênio é 1 e não o vemos porque não há necessidade de ser escrito.

Essa equação pode ser lida da seguinte maneira: Duas moléculas de água reagem para formar duas moléculas de hidrogênio e uma de oxigênio.

Lembre-se  que o que vem antes da seta chama-se reagente e depois da seta os produtos:

     REAGENTES  à  PRODUTOS 

Os reagentes são como ingredientes em uma receita de bolo e é claro que o produto será o bolo quando estiver pronto.

No balanceamento, os coeficientes devem estar corretamente indicados, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Respeitando a Lei de Lavoisier que enuncia sobre as reações químicas realizadas em sistema fechado, onde as massas dos produtos é igual as massas dos reagentes. Se a equação não estiver balanceada, não estará respeitando o fato de os átomos se conservarem.

De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.

O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteiros, denominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:

Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem. Todavia, algumas orientações podem ser úteis. 

1º Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos.

2º Escolher os elementos que aparecem uma única vez nos reagentes e uma única vez nos produtos

3º Escolher o elemento que as quantidades NÃO são iguais nos reagentes e produtos

4º Se no 2º passo ainda houver elementos bons para que se possa trabalhar o balanceamento, o ideal é dar prioridade para os elementos cujas quantidades NÃO SÃO NÚMEROS MÚLTIPLOS DOS REAGENTES e PRODUTOS

5º Dar sequência ao balanceamento por elementos que já estão definidos, ou seja balanceados, seja no reagente ou no produto

Vamos utilizar um bom exemplo com o Carbono e o  Ácido nítrico  que reagem para formar gás carbônico, óxido nítrico e água. Mesmo sendo uma reação de óxido-redução, é possível determinar seus coeficientes.

C + HNO ₃ à CO ₂ + NO ₂ + H ₂ O

Bem, seguindo as nossas dicas , iremos analisar o primeiro passo:

C + HNO ₃ à CO ₂ + NO ₂ + H ₂ O

Podemos descartar o Oxigênio de imediato, já que ele se repete várias vezes no produto.

Todos os outros C, H e N aparecem 1 única vez tanto nos reagentes como nos produtos porém temos que começar por apenas um deles.

Segundo passo:

Observando a quantidade de átomos de C no reagente, percebemos que é a mesma no produto, portanto não nos serve para começar e da mesma maneira o N com 1 átomo no reagente e 1 átomo no produto. Então percebemos o H que tem 1 átomo no reagente e 2 átomos no produto. Finalmente encontramos por quem iremos começar.

Se dois átomos de hidrogênio saem , dois átomos deverão entrar e portanto :

C + 2 HNO ₃ à CO ₂ + NO ₂ + H ₂ O

O terceiro e quarto passo serão definidos a seguir :

Quando adicionamos o número 2 como coeficiente, deve-se lembrar que acabou de ser alterada a quantidade de Nitrogênio (N)  e de Oxigênio (O). Então agora temos entrando como reagente 2 átomos de N e 2 átomos de O, que estabelecendo as proporções e Leis de Lavoisier, deverão sair também recombinados nos produtos. Então, já podemos adicionar o coeficiente 2 à molécula de óxido nítrico (NO ₂ )

C + 2 HNO ₃ à CO ₂ + 2 NO ₂ + H ₂ O

Agora pense um pouco. Como temos 6 átomos de Oxigênio entrando deverão sair em quantidade igual. Porém em nossos produtos temos 3 moléculas que tem o átomo de O, e quando completamos o óxido nítrico com o coeficiente 2, temos aí 4 átomos de Oxigênio só nessa molécula que somados a molécula de d’água, totalizam 5 átomos de Oxigênio. Pergunta-se o que será feito com o átomo que se encontra na molécula de gás carbônico que nos demonstra 2 átomos e que se somados aos outros átomos de oxigênio dos produtos, totalizam 7 átomos ?

C + 2 HNO ₃ à CO ₂ + 2 NO ₂ + H ₂ O

Fácil, adicionamos o coeficiente 1/2  na molécula que tem o CO ₂  onde temos o Carbono, para balanceá-lo. Se multiplicarmos 1/2 . 2 = 1.

C + 2 HNO ₃ à 1/2 CO ₂ + 2 NO ₂ + H ₂ O

Resolvido o problema do Oxigênio, vamos pensar no átomo de Carbono que ficou com 1/2 átomo no produto. Resolveremos introduzindo o mesmo coeficiente no reagente, balanceando por final o Carbono.

1/2 C + 2 HNO ₃ à 1/2 CO ₂ + 2 NO ₂ + H ₂ O

Se você necessitar que a resolução seja em números inteiros, transforme-os. Se o denominador é o número 2, multiplique tudo por 2 e pronto.

2. 1/2 C + 2.2HNO ₃ à 2.1/2 CO ₂ + 2.2 NO ₂ + 2.1 H ₂ O                                                                                           Teremos o seguinte :
3. 1C + 4 HNO ₃ à  1 CO ₂ + 4 NO ₂ + 2  H ₂ O , como o coeficiente 1 não tem necessidade de ser escrito:    C + 4 HNO ₃ à  CO ₂ + 4 NO ₂ + 2  H ₂ O