Aula 17 Química 1 Leis ponderais da química

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Professor Edson Cruz 
Sabemos que as leis das reações químicas podem ser divididas em 
dois grupos: 
LEIS PONDERAIS 
LEIS VOLUMÉTRICAS 
 
NESTA AULA, TRATAREMOS DAS LEIS PONDERAIS DA QUÍMICA. 
 
 
LEIS PONDERAIS 
São as leis relativas às massas das substâncias 
que participam das reações químicas. 
 
 
As principais leis ponderais são: 
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS 
 
O químico francês Antoine Lavoisier (1743-1794) realizou muitas 
experiências que levaram à seguinte conclusão: “a massa antes e depois de 
qualquer reação é sempre a mesma.” 
 
Em toda reação química que ocorre em um sistema fechado a massa se 
conserva. 
 EXPERIÊNCIA CONCLUSÃO 
Carbono + Oxigênio  Gás Carbônico 
 3g 8g  11g 
 
Veja que: 3g + 8g = 11g 
“A soma das 
massas antes da 
reação é igual à 
soma das massas 
após a reação” 
 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS OU LEI DE LAVOISIER 
metano oxigênio água + 
4 g 16 g 9 g 
reagentes produto 
4 g 16 g 20 g + = 
gás carbônico + 
11 g 
11 g 9 g 20 g + = 
NUMA REAÇÃO QUÍMICA A MASSA TOTAL DOS REAGENTES 
É IGUAL À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS 
ou ainda 
NA NATUREZA, NADA SE PERDE, NADA SE CRIA; TUDO SE TRANSFORMA. 
EXERCÍCIO EXEMPLO 
A reação entre 23 g de álcool etílico e 48 g de oxigênio produziu 27g de água, ao lado de 
gás carbônico. A massa de gás carbônico obtida foi de: 
a) 44g. 
b) 22g. 
c) 61g. 
d) 88g. 
e) 18g. 
álcool etílico oxigênio gás carbônico água + + 
23g 48g 27g mg 
23 + 48 = m + 27 
m = 71 – 27 m = 44 g 
 Foi observado, porém, que a queima de algumas substâncias 
havia aumento da massa, enquanto na queima de outras havia 
diminuição. 
 
 O grande mérito de Lavoisier foi ter descoberto que essas 
diferenças de massa se davam por causa da absorção ou liberação 
de gases durante as reações. Por exemplo, a queima da palha de aço 
ocorre consumo de oxigênio do ar, o que produz uma substância 
composta de ferro e oxigênio com massa maior do que a massa da 
palha de aço. 
 LEI DAS PROPORÇÕES DE MASSA 
 “Uma substância pode ser proveniente de diferentes fontes naturais ou ser 
obtida por diversos processos. No entanto, seja qual for o método de obtenção, a 
substância terá sempre a mesma composição química fixa”. 
 Essa foi a conclusão que chegou o químico francês Joseph Louis Proust (1754-
1826). 
 Em 1797, Proust enunciou a lei das Proporções Definidas (ou Lei de Proust): 
 
 
“As substâncias reagem sempre na mesma proporção 
para formarem outra substância.” 
 LEI DE PROUST 
EXPERIÊNCIA CONCLUSÃO 
 Carbono + Oxigênio  Gás Carbônico 
 3g + 8g  11g 
 
ou 6g + 16g  22g 
ou 9g + 24g  33g 
“A proporção 
das massas que 
reagem 
permanece 
sempre 
constante” 
Obs: CONSEQUÊNCIAS DA LEI DE PROUST 
 
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
É o cálculo pelo qual prevemos as quantidades das substâncias que participarão de uma 
reação química 
 LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES OU LEI DE PROUST 
hidrogênio oxigênio água + 
4 g 32 g 36 g 
1ª experiência: 
2ª experiência: 
2 g 16 g 18 g 
1ª experiência: 2 g 
16 g 
1 g 
8 g 
= 
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
= 
2ª experiência: 4 g 
32 g 
1 g 
8 g 
= 
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
= 
QUALQUER QUE SEJA O MÉTODO DE OBTENÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA, 
ELA É SEMPRE FORMADA PELOS MESMOS 
ELEMENTOS QUÍMICOS COMBINADOS NUMA MESMA PROPORÇÃO 
EXERCÍCIO EXEMPLO 
Sabemos que 7 g de nitrogênio reagem todo com 1,5 g de hidrogênio, produzindo gás 
amônia. A massa de gás amoníaco que iremos obter nessa reação quando misturamos 2,1g 
de nitrogênio com uma quantidade suficiente de hidrogênio é: 
a) 8,1g. 
b) 10,2g. 
c) 2,55g. 
d) 4,00g. 
e) 3,60g. 
1,5 g 8,5 g 
2,1 g m g 
7 
2,1 
8,5 
m 
= 
7 x m = 2,1 x 8,5 
nitrogênio + hidrogênio gás amoníaco 
7 g 
7 x m = 17,85 
7 
17,85 
m = m = 2,55 g 
 LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS OU LEI DE DALTON 
Quando dois elementos reagem formando substâncias diferentes, se a massa de um dos 
dois permanecer constante, a massa do outro irá variar segundo valores múltiplos ou 
submúltiplos 
hidrogênio oxigênio água + 
4 g 64 g 68 g 
1ª experiência: 
4 g 32 g 36 g 
= 
hidrogênio oxigênio água oxigenada + 2ª experiência: 
32 g 
64 g 
32 g 
64 g 
: 
: 
32 
32 
= 
1 
2 
A proporção é de 1 : 2 
COMO CONSEQUÊNCIA DA LEI DE PROPORÇÕES MÚLTIPLAS, 
DALTON ENUNCIA O SEU MODELO ATÔMICO 
Em 1808, John Dalton publicou o livro Novo Sistema de Filosofia química, 
no qual apresentava sua teoria para a constituição da matéria; 
Dalton defendia que a matéria era formada por pequenas partículas que 
ele denominou átomo. 
A matéria é constituída por partículas denominadas átomos; 
As substâncias simples são constituídas por apenas um tipo de átomo (elemento 
químico) e as substâncias compostas por mais de um tipo de átomo (diferentes elementos 
químicos); 
As substâncias compostas são constituídas pela combinação de átomos de diferentes 
elementos químicos em proporções fixas. 
 TEORIA ATÔMICA DE DALTON