QUÍMICA MÓDULO 19 LEIS DA QUÍMICA. Professor Edson Cruz

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Júlio Palhares Bergler
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2 QUÍMICA Professor Edson Cruz MÓDULO 19 LEIS DA QUÍMICA

3 INTRODUÇÃO Um exame apurado das propriedades físicas de um material (como densidade, ponto de fusão e ebulição) permite dizer se o material é uma substância ou uma mistura. Inúmeros processos de separação permitem isolar as diferentes substâncias que formam uma mistura e diversas técnicas físicas e químicas permitem encontrar a composição de uma substância, isto é, descobrir de quais elementos ela é formada e em que porcentagem esses elementos aparecem. Há ainda experiências que permitem calcular a massa molecular da substância, mesmo que ela seja desconhecida (como o cálculo da densidade relativa para gases ou a medida da pressão osmótica para soluções líquidas). Com essas informações, sustentadas pelas leis ponderais, é possível encontrar as mais variadas fórmulas para uma substância, como, por exemplo: a fórmula mínima, a fórmula molecular ou a fórmula centesimal.

1. LEIS PONDERAIS Nos seus estudos experimentais, Lavoisier preocupou-se em determinar a massa total do sistema antes e depois de ocorrer a reação química.

4 1. LEIS PONDERAIS Nos seus estudos experimentais, Lavoisier preocupou-se em determinar a massa total do sistema antes e depois de ocorrer a reação química. Um dos experimentos realizados por ele, mostrou que: A massa total do sistema antes e depois da reação permaneceu a mesma. Para se formular uma lei, não basta fazer uma única experiência; é necessário realizar um número razoável delas e, então, enunciar as regularidades observadas. Assim, após vários experimentos, Lavoisier pôde enunciar a lei da conservação das massas: em um sistema fechado, a massa dos reagentes é igual à massa dos produtos.

5 Quase na mesma época de Lavoisier, Proust realizou inúmeros experimentos concluindo que: Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa. Com base nas regularidades observadas experimentalmente, como, por exemplo: 1ª experiência: 3 g de carbono (C) se unem a 8 g de oxigênio (O 2 ), produzindo 11 g de gás carbônico (CO 2 ) 2ª experiência: 6 g de carbono (C) se unem a 16 g de oxigênio (O 2 ), produzindo 22 g de gás carbônico (CO 2 ) Logo, concluímos que uma determinada substância pura, qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a mesma composição em massa.

6 OBSERVAÇÃO: Em decorrência desse fato, podemos estabelecer uma nova abordagem a respeito das substâncias puras e das misturas: uma substância pura, independentemente de sua origem, apresenta uma composição em massa sempre constante (ver exemplo da água); uma mistura apresenta composição variável.

7 No ano de 1808, surgiu uma teoria proposta por John Dalton ( ), denominada teoria atômica de Dalton: Toda espécie de matéria é formada de átomos. Átomos de um mesmo elemento são iguais em todas as suas propriedades. Átomos de elementos diferentes apresentam propriedades físicas e químicas diferentes. Um composto é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que se unem entre si em várias proporções simples. Cada átomo guarda sua identidade química.

8 Podemos também dizer que Dalton criou um modelo para o átomo, hoje chamado de modelo atômico de Dalton. Para Dalton, cada átomo seria uma partícula extremamente pequena, maciça, indivisível e eletricamente neutra.

9 OBSERVAÇÕES: A. Os átomos são tão pequenos que, em 1 g de ferro, por exemplo, existem aproximadamente átomos desse metal. Isso equivale a dizer que, se a cabeça de um alfinete tivesse o tamanho do nosso planeta, o átomo teria o tamanho de uma bola de futebol. Podemos então afirmar que nosso mundo visível (mundo macroscópico) pode ser explicado pela existência de partículas invisíveis (mundo microscópico). B. Hoje, sabemos que os átomos podem ser divididos. Mas esse fato só começou a ser observado, experimentado, medido e explicado praticamente um século depois de enunciada a teoria atômica de Dalton (detalhes sobre esse assunto aparecerão no próximo capítulo).

10 OBSERVAÇÕES: Veja a reação entre hidrogênio e oxigênio produzindo água: Os átomos se conservam, ou seja, o total de átomos no início é igual ao total de átomos no final; logo, a massa inicial é igual à massa final.

11 Veja novamente a reação entre hidrogênio e oxigênio produzindo água: A proporção se mantém constante mesmo que as quantidades de reagentes e produtos sejam alteradas.

12 Finalmente, é possível explicar por que. Do ponto de vista microscópico, as unidades moleculares iniciais são quebradas, formando os elementos com um novo arranjo dos átomos.

13 2. TIPOS DE FÓRMULAS Para que você aprenda os cálculos estequiométricos, é necessário conhecer primeiro as proporções existentes entre os elementos que formam as diferentes substâncias. Por isso, vamos estudar inicialmente os diferentes tipos de fórmulas. Encontrar a fórmula de uma substância é descobrir os tipos de elementos que a compõem e a proporção dos átomos desses elementos na fórmula, em massa e em quantidade de matéria (mol).

14 A fórmula mínima (ou empírica) de uma substância indica a proporção atômica de combinação dos elementos através de números inteiros mais simples possíveis (números primos entre si). A fórmula molecular (ou bruta) de uma substância indica o número de átomos de cada elemento que compõe a molécula. Conseqüentemente, a fórmula molecular é um múltiplo da fórmula mínima: FM = (fm) n Onde: FM : fórmula molecular fm : fórmula mínima n : número int eiro A fórmula percentual (centesimal) é a que indica os átomos de uma molécula através de suas percentagens em massa.

EXEMPLO: Assim que uma substância nova é descoberta, ela é submetida à análise, que determina seus elementos químicos constituintes e suas respectivas porcentagens.

15 EXEMPLO: Assim que uma substância nova é descoberta, ela é submetida à análise, que determina seus elementos químicos constituintes e suas respectivas porcentagens. Com base nessas porcentagens e nas massas atômicas dos elementos, chega-se à proporção atômica de combinação entre os elementos químicos, que é a fórmula mínima da substância.

16 EXEMPLOS RESOLVIDOS Vamos determinar a fórmula mínima da água oxigenada, sabendo que ela é constituída de 5,88% de hidrogênio e 94,12% de oxigênio, em massa. Pelo fato de a porcentagem não possuir unidade, fixamos, por exemplo, a quantidade de 100u (ou 100g) de água oxigenada, a qual possui 5,88u (ou 5,88g) de hidrogênio e 94,12u (ou 94,12g) de oxigênio, respectivamente. Essas quantidades correspondem aos seguintes números de átomos (ou de mols de átomos) de cada elemento: m 5,88 nh 5,88 átomos de hidrogênio M 1 m 94,12 no 5,88 átomos de oxigênio M 16 A proporção atômica de combinação é de 5,88 : 5,88, ou seja, 1 : 1. Assim, a fórmula mínima da água oxigenada é HO.

17 EXEMPLO 2: Na análise de certa massa de um composto, foram encontrados 8g de cálcio, 6,2g de fósforo e 11,2g de oxigênio. Vamos determinar sua fórmula mínima, sabendo que Ca = 40u, P = 31u e O = 16u. Temos: n n n Ca P O m 8g 0,2 mol de Ca M * 40g mol 6,2 0,2 mol de P 31 11,2 0,7 mol de O 16 (proporção em mols de átomos ou proporção em átomos) Para transformar os números decimais em números inteiros, podemos multiplicar todos por 10, resultando 2 : 2 : 7. Então, a fórmula mínima do composto é Ca 2 P 2 O 7 (pirofosfato de cálcio).

18 EXEMPLOS RESOLVIDOS: Qual a fórmula centesimal do composto H 2 SO 4? (Dados: H = 1; S = 32; O = 16)

19 RESOLUÇÃO Quando se deseja calcular a fórmula centesimal de um composto, deve-se calcular a porcentagem em massa de cada elemento químico na molécula. Para fazer isto de maneira rápida, basta utilizar o resultado obtido na regra de três a seguir: M M %X x 100% massa da molécula Mx %X.100% (1) M

20 Fazendo uso da equação (1), temos: Portanto, a fórmula centesimal de H 2 SO 4 é H 2,04% S 32,65% O 65,31%. Note que a soma das porcentagens é 100%. Se o resultado da soma das porcentagens for próximo de 100%, não significa que esteja errado. Apenas os arredondamentos não foram compatíveis com o número de casas decimais utilizadas. A experiência mostra que duas casas decimais são suficientes.

21 Qual a fórmula centesimal do composto NaOH? (Dados: Na = 23; O = 16; H = 1)

22 RESOLUÇÃO Procedendo como no exemplo anterior, temos: Portanto, a fórmula centesimal do composto NaOH é Na 57,5% O 40% H 2,5%.

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