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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 – 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 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) 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) 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) • Indica a massa de uma molécula. • É obtida pela soma das atômicas de todos os elementos que constituem a molécula. • Água H2O Massa do H = 1,0 x 2 = 2,0 Massa do O = 16 x 1 = 16,0 MM 18,0 u • 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 • 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) • Para substâncias que não são moleculares utilizamos o termo “massa fórmula”. • 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 • A palavra Mol quer dizer “quantidade” e foi introduzida na química por Wilhem Ostwald em 1896. • Sabemos que seu valor é aproximadamente = 602.000.000.000.000.000.000.000 Abreviadamente 6,02x1023 partículas/mol • 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) • É a massa, em gramas, de um Mol de substância (ou elemento, íon etc.). • Cálcio Ca Massa atômica = 40 u Massa Molar = 40 g/mol • 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 • 1 mol coincide com a constante de Avogadro. • 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 → 6,02x1023 átomos 60 g → x átomos X = 60 x 6,02x1023 x =9,03x1023 átomos 40 Ex: Quantas moléculas existem em 88 g de dióxido de carbono (CO2)? MM=44 u 1 mol = 44 g = 6,02x1023 moléculas 44 g → 6,02x1023 moléculas 88 g → x moléculas X = 88x6,02.1023 x = 12,04 . 1023 44 moléculas Ex: Qual é a massa correspondente de 5 mols de alumínio? (MA=27 u). n = m 5 = m MM 27 m = 5 x 27 m = 135 g Exercícios Calcule o número de mols (n) contidos: 1 - Em 20 g de Bromo. 2 – Em 80 g de hidróxido de sódio (NaOH). 3 – Em 45 g de Água (H2O). 4 – Em 56 g de nitrogênio (N2). LEIS VOLUMÉTRICAS São as leis relativas aos volumes das substâncias que participam de uma reação As relações entre os volumes dos gases que reagem foram determinada foram determinadas por GAY-LUSSAC “ Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes reagentes e dos produtos gasosos formam uma proporção constante, de números inteiros e pequenos “ Estas leis podem ser resumidas em um único enunciado Na reação entre os gases hidrogênio e cloro, foram medidos os seguintes volumes: hidrogênio cloro gás clorídrico + 15 L 15 L 30 L Simplificando-se esses valores teremos a seguintes relação 1 : 1 : 2 que é uma relação de números inteiros e pequenos Na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio foi medidos os seguintes volumes: hidrogênio oxigênio água + 6 L 3 L 6 L Simplificando-se esses valores teremos a seguintes relação 2 : 1 : 2 que é uma relação de números inteiros e pequenos HIPÓTESE DE AVOGADRO Volumes iguais de gases quaisquer, medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão encerram o mesmo número de moléculas 01)Um balão A contém 8,8g de CO 2 e um balão B contém N 2 . Sabendo que os dois balões têm igual capacidade e apresentam a mesma pressão e temperatura, calcule a massa de N 2 no balão B. Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; N = 14 g/mol. = n CO 2 n N 2 = 8,8 44 28 m CO 2 1 . 12 + 2 . 16 = 44g/mol N 2 2 . 14 = 28g/mol 44 . m = 8,8 . 28 246,4 44 = m = 5,6 g m CO 2 M CO 2 m M N 2 N 2 = 03) Para a reação 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g), quantos litros de trióxido de enxofre (SO 3 ) serão produzidos a partir de 10 L de O 2 , considerando que todos os volumes foram medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão? O 2 SO 2 1 + 2 SO 3 2 1 L 2 L 10 L V V = 20 L a) 5 L. b) 10 L. c) 20 L. d) 30 L. e) 40 L. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS As substâncias podem ser representadas pelas fórmulas CENTESIMAL MÍNIMA MOLECULAR e FÓRMULA CENTESIMAL É a fórmula que indica os elementos químicos e as porcentagens, em massa, de cada átomo que forma a substância Indica que: O metano é constituído por carbono e hidrogênio Em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio C H 75% 25% METANO Podemos calcular a FÓRMULA CENTESIMAL partindo da fórmula molecular, fórmula mínima ou das massas que participam da reação hidrogênio carbono metano + x g y g 100 g 2ª experiência: 1ª experiência: 12 g 4 g 16 g Determine a fórmula centesimal do metano sabendo que 12 g do carbono reagem com 4 g de hidrogênio para a produção de 16 g de metano. x 100 12 = 16 y 4 = x 12 = 100 16 x = 75 % de C y 4 = 100 16 y = 25 % de H FÓRMULA MOLECULAR É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a substância e o número de átomos de cada elemento na molécula C 6 H 12 O 6 GLICOSE Indica que: A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio Em uma molécula de glicose existem 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio FÓRMULA MÍNIMA É a fórmula que indica os elementos químicos que constituem a substância e a proporção em número de átomos desses elementos, expressa em números inteiros e os menores possíveis Indica que: A glicose é constituída por carbono, hidrogênio e oxigênio Em uma molécula de glicose existe uma proporção de 1 átomo de carbono, 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio C 6 H 12 O 6 GLICOSE fórmula molecular CH 2 O GLICOSE fórmula mínima Podemos calcular a fórmula mínima partindo da fórmula molecular, fórmula centesimal ou das massas que participam da reação 01) Uma substância pura foi analisada em laboratório e foram obtidos os seguintes resultados: Teor de H = 0,4 g, teor de C = 2,4 g e teor de O = 3,2 g. Sendo a fórmula mínima desta substância HℓCmOn, calcule a soma ℓ + m + n. Dados H (A = 1 u.), C (A = 12 u.), O (A = 16 u.). H: = 0,4 1 0,4 mol = C: 2,4 12 0,2 mol = O: 3,2 16 0,2 mol : 0,2 = 2 mol : 0,2 = 1 mol : 0,2 = 1 mol H 2 C 1 O 1 fórmula mínima soma: = 2 + 1 + 1 = 04 ℓ + m + n 02) Uma substância pura foi analisada em laboratório e foram obtidos os seguintes resultados: Teor de H = 0,4 g, teor de C = 2,4 g, teor de O = 3,2 g e massa molar 90 g/mol. A fórmula mínima desta substância é HℓCmOn, escreva a fórmula molecular da substância. Dados H (A = 1 u.), C (A = 12 u.), O (A = 16 u.). H 2 C 1 O 1 fórmula mínima (H 2 C 1 O 1 ) n fórmula molecular n = massa molar massa da fórmula mínima = 90 30 = 3 fórmula molecular: H 6 C 3 O 3 H: = 0,4 1 0,4 mol = C: 2,4 12 0,2 mol = O: 3,2 16 0,2 mol : 0,2 = 2 mol : 0,2 = 1 mol : 0,2 = 1 mol 03) A combustão realizada em altas temperaturas é um dos fatores da poluição do ar pelos óxidos de nitrogênio, causadores de afecções respiratórias. A análise de 0,5 mol de um desses óxidos apresentou 7,0g de nitrogênio e 16g de oxigênio. Qual a sua fórmula molecular? N: = 7,0 14 0,5 mol O: = 16 16 1,0 mol Em 0,5 mol do óxido temos... 1,0 mol de nitrogênio 2,0 mol de oxigênio Em 1,0 mol do óxido teremos... e A fórmula molecular será NO 2 04) Em 0,5 mol de quinina, substância utilizada no tratamento da malária há 120g de carbono, 12g de hidrogênio, 1 mol de átomos de nitrogênio e 1 mol de átomos de oxigênio. Determine a fórmula molecular da quinina. C: = 120 12 10 mol H: = 12 1 12 mol Em 0,5 mol de quinina temos... N: 1,0 mol O: 1,0 mol C: 20 mol H: 24 mol Em 1,0 mol de quinina teremos... N: 2,0 mol O: 2,0 mol A fórmula molecular será C 20 H 24 N 2 O 2 05) Determine a fórmula percentual das substâncias relacionadas nos itens a seguir a partir dos dados experimentais fornecidos. A decomposição de 1,3g de acetileno (gás utilizado em maçaricos para cortar chapas de aço) produziu: 1,2g de carbono, 0,1g de hidrogênio. acetileno carbono + hidrogênio 1,3g 1,2g 0,1 100g x y = = 1,3 1,2 0,1 100 x y = 1,3 1,2 100 x x= 92,30% 1,3 x = 120 = 1,3 0,1 100 y y = 7,70% 1,3 y = 120
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