Leis ponderais e volumétricas.
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Leis ponderais e volumétricas.


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LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
As leis das reações químicas podem ser divididas em dois grupos: 
LEIS PONDERAIS LEIS VOLUMÉTRICAS 
São as leis relativas às 
massas das substâncias que 
participam das reações 
químicas 
São as leis relativas aos 
volumes das substâncias 
que participam das reações 
químicas 
As principais leis ponderais são: 
Lei da conservação das massas 
ou 
Lei de Lavoisier 
Lei das proporções constantes 
ou 
Lei de Proust 
Lei das proporções múltiplas 
ou 
Lei de Dalton 
Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier 
reagentes 
4 g 16 g 20 g + = 
metano oxigênio água + gás carbônico + 
4 g 16 g 9 g 11 g 
produto 
11 g 9 g 20 g + = 
NUMA REAÇÃO QUÍMICA A MASSA TOTAL DOS REAGENTES 
É IGUAL À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS 
NA NATUREZA, NADA SE PERDE, NADA SE CRIA; 
TUDO SE TRANSFORMA 
ou ainda 
01) 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 m g 
23 + 48 = m + 27 
m = 71 \u2013 27 m = 44 g 
02) Acerca de uma reação química, considere as seguintes 
afirmações: 
I. A massa se conserva. 
II. As moléculas se conservam. 
III. Os átomos se conservam. 
São corretas as afirmações: 
a) I e II apenas. 
b) II e III apenas. 
c) I e III apenas. 
d) I apenas. 
e) III apenas. 
V 
F 
V 
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 
1 g 
8 g 
= 
2 g 
16 g 
= 1ª experiência: 
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
1 g 
8 g 
= 
4 g 
32 g 
= 2ª experiência: 
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 
CONSEQÜÊNCIAS DA LEI DE PROUST 
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
É o cálculo pelo qual prevemos 
as quantidades das substâncias que participarão 
de uma reação química 
01) Sabemos que 7g de nitrogênio reagem todo com 1,5g de 
hidrogênio, produzindo gás amônia. A massa de gás amoníaco que 
iremos obter nessa reação quando misturamos 2,1 g de nitrogênio 
com uma quantidade suficiente de hidrogênio é: 
a) 8,1g. 
b) 10,2g. 
c) 2,55g. 
d) 4,00g. 
e) 3,60g. 
8,5g 
2,1g mg 
7 x m = 2,1 x 8,5 
m = 2,55 g 
1,5g 
nitrogênio + hidrogênio \uf0e0 gás amoníaco 
7g 
7 
2,1 
8,5 
m 
= 
7 x m = 17,85 
7 
17,85 
m = 
03) O mármore (CaCO
3
) reage com o ácido sulfúrico formando o gesso 
 (CaSO
4
), de acordo com a equação balanceada: 
 H
2
SO
4(aq)
 + CaCO
3(s)
 \uf0e0 CaSO
4(s)
 + H
2
O
(l)
 + CO
2(g)
 
 A massa de gesso formada pela reação de 25 g de mármore 
 com H
2
SO
4 
 suficiente será: 
 Dados: CaCO
3
 = 100 u; CaSO
4
 = 136 u 
... + CaCO
3(s) 
 \uf0e0 CaSO
4(s)
 + ...
 
100g
 
136g
 
25g
 
m g
 
100
 
136
 
25
 
m
 
=
 
100
 
25 x 136
 
m =
 
100
 
3400
 
m =
 m = 34g
 
COMPOSIÇÃO CENTESIMAL 
São as porcentagens, em massa, dos elementos 
formadores de uma substância 
hidrogênio carbono metano + 
x g y g 100 g 2ª experiência: 
1ª experiência: 12 g 4 g 16 g 
x 100 
12 
= 
16 
y 
4 
= 
16 . x = 12 . 100 
x = 75 % de C 
16 
1200 
x = 
16 . y = 4 . 100 
16 
400 
y = y = 25 % de H 
x 100 
12 
= 
16 
100 
16 
y 
4 
= 
01) O carbonato de cálcio é formado por 40% de cálcio, 12% de 
 carbono e x% de oxigênio, em massa. Em 50 g do referido sal 
 à quantidade de oxigênio é igual a: 
a) 8g. 
b) 16g. 
c) 24g. 
d) 32g. 
e) 48g. 
100 g 
m g 50 g 
100 . m = 48 . 50 
carbono carbonato de cálcio + 
12% 
cálcio 
40% 
oxigênio + 
x % 48 g 
48 
m 
100 
50 
= 
100 
2400 
m = m = 48 g 
02) A porcentagem em massa do carbono no CHCl
3
 (clorofórmio) é: 
Dados: H = 1 u; C = 12 u; Cl = 35,5 u 
119,5 . x = 12 . 100 
12 
x 
119,5 
100 
= 
hidrogênio clorofórmio + carbono cloro + 
12 g 1 g 106,5 g 119,5 g 
x g 100 g 
= 10% 
1200 
119,5 
= x 
4 g 64 g 68 g 
hidrogênio oxigênio água + 1ª experiência: 
4 g 32 g 36 g 
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 oxigenada + 2ª experiência: 
32 g 
64 g 
= 
32 g 
64 g 
: 
: 
32 
32 
= 
1 
2 
A proporção é de 1 : 2 
MASSA ATÔMICA (MA) 
É aquela massa constante na tabela periódica. 
Na maioria das vezes não é um número inteiro. 
MASSA MOLECULAR (MM) 
\u2022 Indica a massa de uma molécula. 
 
\u2022 É obtida pela soma das atômicas de todos os 
elementos que constituem a molécula. 
 
\u2022 Água H2O 
Massa do H = 1,0 x 2 = 2,0 
Massa do O = 16 x 1 = 16,0 
 MM 18,0 u 
\u2022 Ácido pirofosfórico H4P2O7 
Massa do H = 1 x 4 = 4 
Massa do P = 31 x 2 = 62 
Massa do O = 16 x 7 = 112 
 MM = 178 u 
\u2022 Ferrocianeto de bismuto Bi4[Fe(CN)6]3 
Massa do Bi = 209 x 4 = 836 
Massa do Fe = 56 x 3 = 168 
Massa do C = 12 x18 = 216 
Massa do N = 14 x18 = 252 
 MM = 1472 u 
MASSA FÓRMULA (FM) 
\u2022 Para substâncias que não são moleculares utilizamos 
o termo \u201cmassa fórmula\u201d. 
 
\u2022 É o mesmo método da MM. 
 cloreto de sódio NaCl 
Massa do Na = 23,0 x 1 = 23,0 
Massa do Cl = 35,5 x 1 = 35,5 
 MM = 58,5 u 
MOL 
\u2022 A palavra Mol quer dizer \u201cquantidade\u201d e foi 
introduzida na química por Wilhem Ostwald em 
1896. 
 
\u2022 Sabemos que seu valor é aproximadamente = 
 602.000.000.000.000.000.000.000 
Abreviadamente 6,02x1023 partículas/mol 
 
\u2022 É a quantidade de matéria de um sistema. que 
contém tantas entidades elementares quantos 
átomos existem em 0,012 kg de carbono-12. 
 
 
 n = m 
 MM 
 
Pode-se calcular mol utilizando essa fórmula. 
 
n = número de mols 
m = massa em gramas 
MM = massa molecular 
MASSA MOLAR (M) 
\u2022 É a massa, em gramas, de um Mol de 
substância (ou elemento, íon etc.). 
 
\u2022 Cálcio Ca 
Massa atômica = 40 u 
Massa Molar = 40 g/mol 
\u2022 Dióxido de carbono CO2 
 
Massa molecular = 44 u 
Massa molar = 44 g/mol 
 
EX: Quantos mols correspondem 88 g de dióxido 
de carbono (CO2)? 
n=m/MM n = 88 n = 2 mols 
 44 
NÚMERO DE AVOGADRO & CONCEITO DE MOL 
6,02x1023 
\u2022 1 mol coincide com a constante de Avogadro. 
 
\u2022 Pode-se calcular a quantidade de entidades 
presentes em 1 mol de substância. 
EX: Calcule quantos átomos temos em 60 g de cálcio. 
Ca = 40 u 
 
M = 1 mol = 40 g = 6,02x1023 átomos 
 
 40 g \u2192 6,02x1023 átomos 
 60 g \u2192 x átomos 
 
X = 60 x 6,02x1023 x =