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Aula 29 
Estequiometria – 1ª Parte 
 
Nesta aula tomaremos como referência as equações químicas devidamente 
balanceadas. Entraremos em contato com as leis ponderais e volumétricas, que regem e 
dizem respeito às reações químicas que ocorrem e podem ser representadas pelas 
equações químicas, além da hipótese e o número de Avogadro. Posteriormente, 
investigaremos a referência de massa para um átomo e sua relação com a unidade 
grama. 
Ao final deste encontro você será capaz de relacionar a massa dos átomos e 
estendê-las a unidade de massa (o grama). Poderá reconhecer, interpretar e aplicar as 
leis ponderais e volumétricas e a hipótese e o número de Avogadro. 
 
29.1 Unidade de Massa Atômica 
 
Através de experimentos com o carbono, Avogadro relacionou o número de 
moléculas com sua massa em gramas. Utilizando como referência o isótopo 12 do 
carbono. Pegando-se 1/12 do C
12
 têm-se então uma unidade de massa atômica e 
pegando-se 1 mol de unidades de massa atômica têm-se 1 grama, é exatamente o que se 
refere o figura 9.1, que segue. O mol é uma quantidade de matéria sempre constante em 
número de entidades, segundo Avogadro (1 mol é equivalente a 6x10
23
 unidades de 
massa atômica). 
 
 6C
12 1/12 6C
12 
 
Figura 9.1 Esquema da massa atômica. 
Fonte: Elaborado pelo autor 
 
 
 
 
 
 
 
29.1.1 Exemplo 
 
 Os elementos apresentam suas massas atômicas, que podem ser consultadas na 
tabela periódica. Estes dados servem para definir a massa molar de uma espécie atômica 
ou molecular. Se o caso for para uma espécie atômica, o próprio átomo apresenta a 
massa da espécie, enquanto que para uma molécula, temos a soma das massas dos 
átomos que constituem a espécie. 
Massa atômica de um átomo: 
Fe
56
, O
16
. 
Fe: Isto implica em dizer que a massa de um mol de ferro apresenta um a massa de 56g. 
Pois, a espécie apresenta apenas um átomo. 
Fe2O3: Isto implica em dizer que a massa de um mol de trióxido de diferro apresenta um 
a massa de 160g. Pois, a espécie apresenta dois átomos de ferro, cada um pesando 56g, 
além de três átomos de oxigênio, cada um pesando 16g. 
Fazemos a soma: 
2 átomos de ferro (56g + 56g ) + 3 átomos de oxigênio (16g + 16g) = 160g. 
 
29.2 Leis Ponderais e Volumétricas 
 
 Lavoisier: nada se perde, nada se cria, tudo apenas se transforma. A massa em 
 uma reação é sempre conservada. 
 Proust: existem proporções constantes entre as massas dos reagentes e dos 
 produtos. 
 Gay-Lussac: existem relações de múltiplos entre os volumes dos reagentes e dos 
 produtos. 
 
29.3 Hipótese do Avogadro 
1 mol = 22,4 L 
Esta hipótese diz que gases condicionados sob a mesma pressão e temperatura 
apresentam o mesmo volume e a mesma quantidade de moléculas. Independentemente 
de sua massa. Desde que seja medido nas CNTP. 
n = 1 mol 
T = 0º C = 273 K 
P = 1atm = 760 mmHg 
V = 22,4 L 
Obs.: O número de Avogadro expressa a quantidade aproximada de átomos que 
constituem exatamente 1 mol de átomos condicionados em 0°C, 1atm e ocupando um 
volume de 22,4L. Este número equivale a 6,022x10
23
 entidades. Estas entidades podem 
ser átomos ou moléculas, podendo ainda ser estendido para qualquer partícula, atômica 
ou não. O número pode ser arredondado para 6,02x10
23
 entidades, ou 6,0x10
23
 
entidades = 6 x10
23
 entidades. 
<Glossário> 
CNTP: Condições normais de temperatura e pressão. T = 0°C e p = 1 atm. 
 
Saiba mais 
Lavoisier: nasceu em Paris na França (1743-1794). Autor da Lei da conservação das 
massas. Considerado o Pai da Química e descobridor do oxigênio. 
 
Figura 9.2 Antoine Lavoisier 
Fonte: http://scienceworld.wolfram.com/biography/Lavoisier.html 
 
Joseph Louis Proust: nasceu em Angers na França (1754-1826). Autor da Lei das 
Proporções constantes. 
 
http://scienceworld.wolfram.com/biography/Lavoisier.html
http://pt.wikipedia.org/wiki/Joseph_Louis_Proust
Figura 9.3 Joseph Louis Proust 
Fonte: http://www.google.com.br/search?q=Joseph+Louis+Proust&hl=pt-BR&client=firefox-a&hs=BM4&rls=org.mozilla:pt-
BR:official&prmd=ivnso&tbm=isch&tbo=u&source=univ&sa=X&ei=JkSoTdjfKcHk0QHV4cn5CA&ved=0CDQQsAQ&biw=128
0&bih=590 
 
Joseph Louis Gay-Lussac: nasceu em Saint Leonard na França (1778-1850). Realizou 
o experimento da síntese da água, comprovando a formação de 2mol de H2O a partir de 
1mol de O2e 2mol de H2. 
 
Figura 9.4 Joseph Louis Gay-Lussac 
Fonte: http://www.dec.ufcg.edu.br/biografias/JophLouG.html 
 
Amedeo Avogadro: nasceu em Turim na Itália, (1776-1856). Publicou sua Hipótese em 
1811, sendo compreendida apenas em 1860. 
 
Figura 9.5 Amedeo Avogadro 
Fonte:http://www.google.com.br/search?q=amedeo+avogadro&hl=pt-BR&client=firefox-a&hs=MT4&rls=org.mozilla:pt-
BR:official&prmd=ivnso&tbm=isch&tbo=u&source=univ&sa=X&ei=40WoTbjdNpGG0QHgwp35CA&ved=0CDAQsAQ&biw=1
280&bih=590 
 
Resumo 
Nesta aula você aprendeu a: 
 Relacionar a massa de um átomo e o grama 
 Reconhecer, interpretar e aplicar as leis ponderais e volumétricas da matéria, 
além da Hipótese e o número de Avogadro. 
 
 
Exercício de aprendizagem 
1. Qual é a referência de massa atômica? 
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________ 
2. Quais são as Leis Ponderais e Volumétricas da matéria? 
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________ 
3. O que diz a Hipótese de Avogadro? Qual é o número de Avogadro? 
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________ 
4. Complete a seguinte cruzada, com base na aula de hoje: 
a) E 
b) S 
c) T 
d) E 
e) Q 
f) U 
g) I 
h) O 
i) M 
j) E 
k) T 
l) R 
m) I 
n) A 
a) Espécies químicas que compõe as fórmulas moleculares são os_____ químicos. 
b) Dado extraído da tabela periódica e utilizado para definir a massa molar dos 
compostos químicos. 
c) Espécies químicas que participam das equações químicas, são formados. 
d) Compostos químicos que participam das equações químicas, antes da seta, são 
consumidos. 
e) As _________ químicas representam o que acontece na natureza. 
f) A ________ de massa atômica relaciona a massa de um átomo com a unidade grama. 
g) A unidade de massa atômica tem como referência o ________ 12 do carbono. 
h) As leis que regem a estequiometria são as Leis ________ e volumétricas da matéria. 
i) As leis que regem a estequiometria são as Leis Ponderais e ___________ da matéria. 
j) O fato da proposta de que uma quantidade fixa de átomos de uma substância 
apresentar o mesmo volume e número de partículas chama-se _______ de Avogadro. 
k) Nas CNTP, temos 0°C sendo a ______ do sistema. 
l) 1atm representa a _____________. 
m) Autor da lei que diz que na natureza nada se perde e nada se cria, tudo apenas se 
transforma. 
n) Relacionado ao número 6x10
23
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