E S T E Q U I O M E T R I A Relação de Massa em Solução
37 pág.

E S T E Q U I O M E T R I A Relação de Massa em Solução


DisciplinaPrincipios de Quimica23 materiais272 seguidores
Pré-visualização8 páginas
UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 
DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S 
 
E S T E Q U I O M E T R I A 
LEIS PONDERAIS 
No século XVIII, através de estudos meticulosos e experiências cuidadosas, foram 
introduzidas leis importantes que conseguiram explicar como as reações químicas 
ocorrem e como as substâncias se comportam com uma regularidade de modo geral. 
Leis Ponderais: São leis que estabelecem relações entre as massas das substancias que 
participam das reações quimicas. Entre essas leis estavam as leis ponderais, que eram 
aquelas que relacionavam as massas dos participantes de uma reação química. 
As leis ponderais mais importantes foram duas: 
1. Lei de Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier: 
Criada por Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) que disse: 
Em uma reação química feita em recipiente 
fechado, a soma das massas dos reagentes é 
igual à soma das massas dos produtos. 
Atualmente, essa lei é mais conhecida com o seguinte enunciado: 
\u201cNa natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.\u201d 
Lavoisier chegou a essa conclusão porque ele realizou várias reações químicas e pesou 
cuidadosamente as massas das substâncias envolvidas no início e no final de cada 
reação. Por exemplo, uma das reações que ele realizou foi a combustão do mercúrio 
metálico, produzindo óxido de mercúrio II: 
Mercúrio metálico + oxigênio \u2192 óxido de mercúrio II 
 
100,5 g 8,0 g 108,5 g 
 
Observe que a soma das massas dos dois reagentes é exatamente igual à massa do 
produto. Lavoisier verificou experimentalmente que esse fato acontecia com 
regularidade, sem restrições e, por isso, criou a lei de conservação das massas. 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 
DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S 
 
Outro experimento foi a reação abaixo: 
 
 
De um modo genérico temos: 
 
EXERCÍCIOS 
01. A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio produziu 27g de água, e gás 
carbônico. Calcule a massa de gás carbônico produzido na reação. 
 
RESOLUÇÃO: 
 
Etanol + Oxigênio Gás Carbonico + Água
23 g 48 g X 27 g
 
 
 
Aplicando a Lei de Lavoisier temos: 
 
 
 
 
02. Sabe-se que (6x)g de carbono reagem com (8 + x)g de água produzindo (15 - x)g de 
óxido de carbono e (x)g de hidrogênio. 
 
 
Calcule: 
 
a) O valor de "x\u201d. 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 
DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S 
 
RESOLUÇÃO: 
 
Carbono + Água Óxido de Carbono + Hidrogênio
6X 8 + X 15 - X X 
 
 
 
 
 
b) As massas de cada substância que participa da reação. 
 
RESOLUÇÃO: 
 
 CARBONO: 6x = 6 X 1 = 6 g 
 Água: 8 + X = 8 + 1 = 9 g 
 Oxido de Carbono: 15 \u2013 X = 15 \u2013 1 = 14 g 
 Hidrogênio: X = 1 g 
2. Lei das Proporções Constantes ou Lei de Proust: 
Essa lei foi criada por Joseph Louis Proust (1754-1826) assim enunciada: 
A proporção em massa das substâncias que reagem e que 
são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável. 
Por exemplo, ao se passar uma corrente contínua na água (eletrólise), ela é 
decomposta em seus constituintes: hidrogênio e oxigênio. Os dados experimentais 
mostram que as massas dessas duas substâncias sempre estarão na mesma proporção 
de 1 : 8, como mostram os exemplos abaixo: 
HIDROGENIO (g) OXIGÊNIO (g) ÁGUA 
2 16 18 
4 32 36 
1 8 9 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 
DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S 
 
Sempre que hidrogenio gasoso e oxighenio gasoso reagirem na proporção em massa de 1 : 8 o 
produto será água. 
Em um segundo experimento, ele fez a decomposição da agua oxigenada em seus 
constituintes: hidrogenio e oxigenio. Os dados experimentais mostram que as massas 
dessas duas substancias sempre estarao na mesma proporção de 1 : 16, conforme os 
dados abaixo: 
Hidrogênio (g) Oxigênio (g) Água Oxigenada 
2 32 34 
4 64 68 
1 16 17 
Assim, para cada grama de hidrogenio serão necessarios 16 g de oxigenio, fazendo 
uma proporção em massa de 1 : 16 na formação da água oxigenada. 
Genericamente, temos: 
 
 
MASSA ATÔMICA 
 
MASSA ATÔMICA é a massa de um átomo em unidades de massa atômica \u2013 u. 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 
DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S 
 
MASSAS RELATIVAS DOS ÁTOMOS: MASSA ATÔMICA 
MASSA ATÔMICA \u2013 massa média ponderada 
dos isótopos dos átomos de um elemento 
químico em unidade u. 
 
 
Exemplo: existem dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro-
37. O primeiro, com massa atômica de 34,9689 u tem uma ocorrência na natureza em 
torno de 75,77%, enquanto que o outro isótopo, de massa 36,96590 u, tem uma 
ocorrência de 24,23%. Sendo assim, a massa atômica do elemento Cloro é 
 
 
 
EXERCICIO 
O bromo (usado para fazer o brometo de prata, um importante componente dos 
filmes fotográficos) tem dois isótopos naturais, um com massa de 78,918336 uma e 
uma abundancia de 50,69%. O outro isótopo, de massa 80,916289 uma, tem uma 
abundancia de 49,31%. Calcule a massa atômica do bromo. 
RESOLUÇÃO 
 
 
 
 
 
MASSAS DOS ÁTOMOS: NÚMERO DE AVOGRADO; 
No sistema SI, o mol é a quantidade de substancia que contém tantas entidades 
elementares (átomos, moléculas, ou outras partículas) quantas existem em, 
exatamente, 12 g (ou 0,012 kg) do isótopo do 12C. 
O NÚMERO DE AVOGADRO (NA), determinado experimentalmente, 
corresponde ao número de átomos existente em 12 g de 12C. 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
CURSO: ZOOTECNIA 2014.1 
DISCIPLINA: CE 0891 A e B PROF. M A T O S 
 
O valor, atualmente aceito, para o número de Avogadro é: 
6, 0221367 x 1023 Unidades 
 
Portanto, 1mol de átomos de hidrogênio contém 6,022 x 1023 átomos de hidrogênio. 
Temos que 1 mol de átomos de 12C possui massa igual a exatamente 12 g e contém 
6,022x1023 átomos. Essa massa do 12C chama-se MASSA MOLAR. 
Massa Molar é a massa de um mol de 
substancia. 
Observe: 
\uf0b7 A massa atômica do sódio (Na) é 22,99 u 
\uf0b7 A massa molar do sódio é 22,99 g. 
Mol 6,022 x 10
23 Moléculas
Átomos
Massa Molar (g)
Massa Molar Atômica (g)
 
Usando a massa atômica molar e a massa molar, podemos calcular a massa em gramas 
de um único átomo do elemento, através do seguinte fator de conversão: 
 
 
 
Ou 
 
 
 
 
Conhecendo o numero de Avogadro e a massa molar podemos realizar conversões 
entre massa e o numero de mol de átomos e também entre numero de átomos