Calimero0000: Criou a página com "'''Estequiometria''' (ou equações químicas) vem do grego ''stoikheion'' (elemento) e ''metriā'' (medida, de ''metron''). O termo "estequiométrico" é usado com frequên..."

2018-06-16T01:17:39Z

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'''Estequiometria''' (ou equações químicas) vem do grego ''stoikheion'' (elemento) e ''metriā'' (medida, de ''metron''). O termo "estequiométrico" é usado com frequência em [[Termodinâmica]] para referir-se à "mistura perfeita" de um [[combustível]] e o [[ar]].<ref>[http://www.brasilescola.com/quimica/estequiometria-reacoes.htm Estequiometria de reações]</ref>

A estequiometria baseia-se na [[Conservação da massa|lei da conservação das massas]], na [[lei das proporções definidas]] (ou [[lei da composição constante]]) e na [[lei das proporções múltiplas]]. Em geral, as [[reação química|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. Por exemplo, a quantia de um elemento A no reagente deve ser igual à quantia do mesmo elemento no produto.<ref>[http://www.tecnicodepetroleo.ufpr.br/apostilas/engenheiro_do_petroleo/estequiometria.pdf Estequiometria - Cálculo Estequiométrico]</ref>

== Estequiometria e Balanceamento químico ==

A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por exemplo, os dois gases diatômicos [[hidrogênio]] e [[oxigênio]] podem combinar-se para formar um líquido, [[água]], em uma [[reação exotérmica]], como descrita nas equações abaixo.

<center><math>H_2 + O_2 \longrightarrow H_2O</math>  [1]</center>

A Equação 1 não mostra a estequiometria correta da reação - isto é, não demonstra as proporções relativas dos reagentes e do produto.

<center><math>2 H_2 + O_2 \longrightarrow 2 H_2O</math>  [2]</center>

A Equação 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada", que demonstra o mesmo número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Há quatro átomos de hidrogênio no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois átomos de oxigênio em ambos os lados da equação. Desta forma, a massa se conserva.

== Estequiometria e proporções molares ==
O termo "estequiometria" também é usado com frequência para as proporções molares de elementos em compostos estequiométricos. Por exemplo, a estequiometria dos átomos na molécula de água (H2O) é de dois átomos de hidrogênio para cada um de oxigênio (2:1). Em compostos estequiométricos, as proporções molares são números inteiros (e é aí que está a lei de proporções múltiplas). Compostos cujas proporções molares não são números inteiros são chamados de compostos não-estequiométricos.

== Estequiometria e conversão de unidades ==
A estequiometria não é tão somente usada para balancear equações químicas, mas também para conversões de unidades - por exemplo, de gramas a mols, ou gramas a mililitros. Por exemplo, se temos 2,00 g de NaCl, para achar o número de mols, pode-se fazer o seguinte:<ref>[http://www.infoescola.com/quimica/estequiometria/ Estequiometria]</ref>

<center><math>\rm{} \frac{2.00 \ g \ NaCl}{58.44 \ g \ NaCl \ mol^{-1}} = 0.034 \ mol</math></center>

No exemplo acima, quanto escrito em forma de fração, a unidade grama cancela-se, deixando o valor convertido a mols (a unidade desejada)

<center><math>\rm{}(\frac{2.00 \ g \ NaCl}{1})(\frac{1 \ mol \ NaCl}{58.44 \ g \ NaCl}) = 0.034 \ mol</math></center>

Outro uso da estequiometria é achar a quantia certa de reagentes a ser usada em uma reação química. Um exemplo é mostrado abaixo usando uma reação [[termite]]:

::<math>Fe_2O_3 + 2 Al \longrightarrow Al_2O_3 + 2 Fe</math>

:''Quantos gramas de alumínio são necessários para reagir completamente com 85 g de óxido de ferro III''?

::<math>\rm{} (\frac{85 \ g \ Fe_2 O_3}{1})(\frac{1 \ mol \ Fe_2 O_3}{160 \ g \ Fe_2 O_3})(\frac{2 \ mol \ Al}{1 \ mol \ Fe_2 O_3})(\frac{27 \ g \ Al}{1 \ mol \ Al}) = 28,6875 \ g \ Al</math>

:''Resposta: 28,6875 g de alumínio''.

Outro exemplo:

:''Num laboratório de química há duas soluções, a primeira é de [[ácido sulfúrico]] (H2SO4) com concentração desconhecida, a segunda é de [[soda cáustica]] (NaOH) em concentração de 0,10 mol/L. Sabe-se que 25 mL da solução de ácido exigem 22,50 mL da solução de soda cáustica para ser neutralizada completamente. Com base nessas informações, pede-se que se calcule a concentração de ácido na solução.''

:''Resolução''
::''Começa-se montando uma regra de 3 simples com base nos dados da solução de soda cáustica:''

:::<math>
\begin{matrix}
1000 \ mL & \longrightarrow & 0,10 \ mol \ NaOH & \ \\
22,50 \ mL & \longrightarrow & y & \Rightarrow y = 0,00225 \ mol \ NaOH
\end{matrix}</math>



:: ''A 2ª equação será feita com base na [[reação de neutralização]] entre o [[ácido]] e a [[base (química)|base]]:''

:::<math> H_2SO_4 + 2 NaOH \longrightarrow Na_2SO_4 + 2 H_2O</math>


:::<math>
\begin{matrix}
1 \ mol \ H_2SO_4 & \longrightarrow & 2 \ mol \ NaOH & \ \\
z & \longrightarrow & 0,00225 \ mol \ NaOH & \Rightarrow z = 0,001125 \ mol \ H_2SO_4
\end{matrix}
</math>

:: ''Com estes dados monta-se uma 3ª equação, em relação à solução ácida:''

:::<math>
\begin{matrix}
25 \ mL & \longrightarrow & 0,001125 \ mol \ H_2SO_4 & \ \\
1000 \ mL & \longrightarrow & x \ mol \ H_2SO_4 & \Rightarrow x = 0,045 \ mol/L \ H_2SO_4
\end{matrix}
</math>
::''Resposta: 0,045 mol/L.''

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{{Referências}}

== {{Ver também}} ==

* [[Mol]]

== {{Ligações externas}} ==

* [http://wikiciencias.casadasciencias.org/wiki/index.php/Estequiometria Estequiometria]

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[[Categoria:Química analítica]]

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