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 – 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