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Show Por Camila Salgado de Paula Professora de Química do Colégio Qi No final do século XVIII, os cientistas Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust, através de estudos experimentais, concluíram que as reações químicas obedecem a determinadas leis. Essas leis são chamadas de leis ponderais e relacionam as massas das substâncias, reagentes e produtos participantes de uma reação química. Consulte a Tabela Periódica para resolver as questões de química A Lei da Conservação das Massas foi elaborada por Lavoisier após determinar a massa total de um sistema fechado, concluindo que a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos. Exemplo: 2 gramas de gás hidrogênio reagem com 16 gramas de gás oxigênio produzindo 18 gramas de água. m$$$_{reagentes}$$$ = m$$$_{produtos}$$$ Hidrogênio + Oxigênio = Água2g + 16g = 18g A lei, portanto, segue os enunciados: “Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”. “Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.” Lei de ProustA Lei das Proporções Constantes foi enunciada após o químico Joseph Louis Proust observar que em uma reação química as massas dos reagentes e as massas dos produtos estabelecem sempre uma proporção constante.
Quando a massa de um dos reagentes dobra, as massas dos demais, reagentes e produtos, dobram também. Ao triplicarmos a massa de alguma substância participante da reação, acontecerá o mesmo, a massa de todas as demais substâncias triplicará e assim sucessivamente. Podemos observar que:
As relações entre massa O$$$_2$$$/massa C, massa CO$$$_2$$$/massa C, massa CO$$$_2$$$/massa O$$$_2$$$, são sempre constantes. As leis ponderais de Lavoisier e Proust foram muito importantes para estudos posteriores como, por exemplo, com base nessas leis o cientista John Dalton elaborou sua teoria sobre a estrutura atômica, que ficou conhecida como a teoria atômica de Dalton. Os conceitos das leis ponderais auxiliam a prever as quantidades desconhecidas de reagentes ou produtos em uma reação química, através de um cálculo, conhecido como cálculo estequiométrico. ExemplosI) Considerando que 200g de mercúrio reagem completamente com 16g de oxigênio para formar óxido de mercúrio, qual seria a massa de oxigênio necessária para produzir135 g de óxido de mercúrio? Aplicando a lei de Lavoisier, sabemos que na reação completa de 200 g de mercúrio com 16 g de oxigênio resulta em 216 g de óxido de mercúrio, pois: Mercúrio + Oxigênio $$$\rightarrow$$$ Óxido de Mercúrio 200 g + 16 g = 216 g Para produzir 135 g de óxido de mercúrio, precisamos relacionar as proporções. Pela lei de Proust temos: Mercúrio + Oxigênio $$$\rightarrow$$$ Óxido de Mercúrio 200 g + 16 g $$$\rightarrow$$$ 216 g x 135 g Logo: II) Supondo que 80 g de mercúrio são colocados em contato com 6 g de oxigênio,qual seria o reagente em excesso e qual seria sua massa? Pela lei de Proust: Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio 200 g + 16 g = 216 g 80 g xLogo: 200/80 = 16/x $$$\rightarrow$$$ x = 6,4 80 g de mercúrio reagiriam completamente com 6,4 g de oxigênio. Porém, existem apenas 6 g de oxigênio, havendo excesso de mercúrio. Pela Lei de Proust: Mercúrio + Oxigênio $$$\rightarrow$$$ Óxido de Mercúrio 200 g + 16 g = 216 g y 6 g 200/y = 16/6 $$$\rightarrow$$$ y = 75 g A massa de mercúrio que reagiu foi 75 g, como a massa de mercúrio presente era de 80 g, existem 5 g em excesso. Composição CentesimalCom base nas Leis Ponderais, também podemos definir a percentagem, em massa, de cada elemento presente em uma substância, ou seja: a composição centesimal indica a massa (em gramas) de cada elemento presente em 100 g de substância. Exemplo: se 450 g de água foram originados pela reação de 50 g de hidrogênio com 400 g de oxigênio, qual será a sua composição centesimal? Hidrogênio + Oxigênio $$$\rightarrow$$$Água 50 g 400 g 450 g 100 g Calculando a quantidade de hidrogênio:50 g de hidrogênio/450 g de água = x g de hidrogênio/100 g de águax = (50 * 100)/450x = 11,1 g Repetindo o procedimento para o oxigênio:400 g de oxigênio/450 g de água = y g de oxigênio/100 g de águay = (400 * 100)/450y = 88,9 g A conclusão é que, em cada 100 gramas de água, é formada por 11,1 gramas de hidrogênio e 88,9 gramas deoxigênio. A composição percentual da água é de 11,1% de hidrogênio e 88,9% de oxigênio. Exercício(Mackenzie-SP) A tabela a seguir, com dados relativos à equação citada, refere-se a duas experiências realizadas. Então, podemos afirmar que:
a) X é menor que a soma dos valores das massas dos reagentes da 1ª experiência. b) X = Y c) Y é igual ao dobro do valor da massa de carbono que reage na 2ª experiência. d) 32/Y = X/132 e) Y = 168 Resolução Pela Lei de Lavoisier podemos calcular X: C + O2 CO2 Pela lei de Proust podemos calcular Y: a CO2 12 g + 32 g = 44 g36 g Y 12 g/36 g = 32g/YY = (36*32)/12Y = 96 A resposta correta é a alternativa D, pois 32/96 = 44/132. 3 Pages • 1,409 Words • PDF • 161.2 KB
Uploaded at 2021-10-17 09:10 This document was submitted by our user and they confirm that they have the consent to share it. Assuming that you are writer or own the copyright of this document, report to us by using this DMCA report button.
Muitos dos objetos que utilizamos cotidianamente provêm de indústrias que transformam materiais em produtos. Isso com o objetivo básico de nos auxiliar nas mais variadas tarefas. Para tanto, as transformações químicas envolvidas nesses processos são controladas das mais variadas formas. Um dos controles básicos diz respeito às quantidades utilizadas e produzidas nas transformações químicas. Esse controle é baseado na Lei da Conservação de Massa, de Antoine Laurent de Lavoisier, e na Lei das Proporções Definidas, de Joseph Louis Proust. Lei de LavoisierA Lei de Conservação de Massa é resultante de estudos quantitativos sobre as transformações químicas. O trabalho de Lavoisier foi caracterizado pelo uso sistêmico de instrumentos de medição e controle rigoroso das quantidades dos materiais envolvidos nas transformações químicas. Entre seus experimentos, destaca-se o estudo com o aquecimento do mercúrio líquido. Ele aqueceu em sistema fechado uma amostra de mercúrio previamente mensurada e observou a formação de um sólido vermelho, o óxido de mercúrio, verificando que a massa do óxido formado era igual à massa inicial dos reagentes. Veja uma representação da reação utilizada por Lavoisier: Massa inicial = Massa final
Lavoisier registrou em seus trabalhos que existe ainda uma relação entre as massas dos reagentes envolvidas e os produtos, na qual não se podem usar quaisquer quantidades de reagentes para obter uma quantidade arbitrária de produto(s). Ele chegou a essa conclusão a partir de seu experimento envolvendo os gases oxigênio e hidrogênio, para obtenção da água em sistema fechado. A Tabela 1, a seguir, com dados similares aos adotados por Lavoisier em seus experimentos, pode ajudar no entendimento de sua postulação:
A relação entre reagentes e produtos é verificada nos dados apresentados nos quatro ensaios (a, b, c, d). Considerando a precisão da balança, pode-se afirmar que realmente ocorreu a conservação da massa. Vejamos o caso do experimento b: foram utilizados 0,033 g de gás oxigênio e 0,004 g de gás hidrogênio para produzir 0,037 g de água com nenhuma sobra de reagentes. Pode-se verificar que a massa de água formada é exatamente o somatório das massas dos dois gases envolvidos. Essa conclusão é reforçada ao observar a experiência c, na qual se utilizou 0,006 g de gás hidrogênio, ao invés dos 0,004 g adotados no experimento b, pois a diferença entre os dois valores, 0,002 g, é o exato valor que sobrou de hidrogênio nessa experiência. Considerando também o experimento d como referência de análise, verifica-se que para formar 0,095 g de água são necessários 0,085 g de gás oxigênio e 0,011 g de gás hidrogênio, ou seja, dos 0,015 g de hidrogênio utilizados restaram 0,004 g, demonstrando, assim, que existem quantidades especificas dos gases reagentes. Lei de ProustEm 1799, Joseph Louis Proust, com base no raciocínio da Lei da Conservação das Massas, estabeleceu a Lei das Proporções Definidas (Lei de Proust), segundo a qual um determinado composto químico sempre contém os seus elementos nas mesmas proporções em massa. Como exemplo pode-se analisar a reação de combustão entre o metal magnésio e o gás oxigênio. Veja a representação: Tabela 2 - Valores de três experiências envolvendo a combustão do magnésior
Segundo a Lei de Proust, existe uma proporção definida entre as massas de reagentes para a formação de produtos. Por exemplo, no caso específico da combustão do metal magnésio, representado na Tabela 2, a proporção é constante, mesmo tendo sido utilizadas massas diferentes dos materiais nas três experiências. Vejamos o raciocínio matemático:
A reação de formação do óxido de magnésio apresentará sempre a mesma relação entre magnésio e oxigênio, qualquer que seja a massa formada, ou seja, 1,52 partes de magnésio para 1 parte de oxigênio. É importante ressaltar que Lavoisier e Proust realizaram seus experimentos com quantidades de materiais possíveis de serem mensuradas nas balanças existentes em suas épocas - e que, atualmente, trabalhos dessa natureza, realizados com balanças de última geração, apontam para a confirmação das duas teorias. |
Qual a razão entre a massa de oxigênio e a de mercúrio que reagiram
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