LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS

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Mauro Diegues Santarém
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2 LEIS QUÍMICAS LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS Antoine Lavoisier ( ) demonstrou, através de cuidadosas medidas, que, se uma reação é conduzida em um recipiente fechado, de tal modo que nenhum produto da reação escape, a massa total presente, após a reação ter ocorrido, é a mesma que antes da reação. Resumo: nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída em uma reação química.

3 LEIS QUÍMICAS LEI DAS PROPORÇÕES (COMPOSIÇÕES) DEFINIDAS : Joseph Louis Proust ( ) Estabelece que, em uma substância química pura, os elementos estão sempre presentes em proporções mássicas definidas. Exemplo: Água (H 2 O) a proporção mássica é 1/8 (hidrogênio/oxigênio) 1 g de hidrogênio + 8 g de oxigênio = 9 g de água 2 g de hidrogênio + 8 g de oxigênio = 9 g de água (sobra 1 g de hidrogênio)

4 OBSERVAÇÕES: TEORIA ATÔMICA DE DALTON: John Dalton ( ), o pai da Química moderna propôs: A matéria é composta de partículas indivisíveis chamadas átomo; Todos os átomos de um elemento possuem as mesmas propriedades, que diferem das propriedades de todos os outros elementos; Uma reação química consiste, simplesmente, num rearranjo dos átomos de um conjunto de combinações para outro.

5 stoicheion = elemento + metron = medida Estequiometria é o termo usado para se referir a todos os aspectos quantitativos de composição e reação química. A estequiometria ajuda a determinar as fórmulas químicas e como se utilizam as equações químicas no cálculo das quantidades exatas de reagentes que se devem misturar para que ocorra uma reação completa onde não há excesso de nenhum reagente.

6 O MOL: 1 átomo de C + 1 átomo de O 1 molécula de CO 1 dúzia de C + 1 dúzia de O 1 dúzia de CO 1 mol de C + 1 mol de O 1 mol de CO mol = 6,022 x átomos ou moléculas número de Avogrado 6,022x10 23 C + 6,022x10 23 O 6,022x10 23 CO

7 MASSA MOLAR: É a massa de um mol de uma substância. Exemplo: aspartame (C 14 H 18 O 5 N 2 ) 14 átomos (mols) de C: 14 x 12 = 168 g 18 átomos (mols) de H: 18 x 1 = 18 g 5 átomos (mols) de O: 5 x 16 = 80 g 2 átomos (mols) de N: 2 x 14 = 28 g Massa molecular do aspartame = 294 g

8 FÓRMULAS QUÍMICAS: Uma fórmula nos fornece informações: composição elementar, números relativos de cada elemento presente, o número efetivo de cada espécie de átomos em uma molécula da substância ou a estrutura do composto. Tipos: Fórmula mínima (ou empírica): fornece simplesmente o número relativo de átomos de cada elemento presente; Ex.: NaCl e H 2 O

9 FÓRMULAS QUÍMICAS: Fórmula molecular: fornece o número efetivo de cada espécie de átomo em uma fórmula unitária; Ex.: H 2 O e C 2 H 4 (etileno) Fórmula estrutural: fornece informações sobre a maneira pela qual os átomos estão ligados entre si, em uma molécula; Ex.: ácido acético C 2 H 4 O 2 molecular estrutural CH 2 O empírica

11 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS: Equação Química Exs.: produto Na 2 CO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 O + CO 2 reagentes reagem para formar CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) (l), (s), (aq),

12 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS: Balanceamento por tentativa: Exemplo 1: queima do butano C 4 H 10 + O 2 CO 2 + H 2 O C 4 H 10 + O 2 4CO 2 + 5H 2 O C 4 H ,5O 2 4CO 2 + 5H 2 O 2C 4 H O 2 8CO H 2 O

13 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS: Balanceamento por tentativa: Exemplo 2: queima do álcool CH 3 CH 2 OH(l) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(g) CH 3 CH 2 OH(l) + O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O(g) CH 3 CH 2 OH(l) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O(g)

14 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS: Balanceamento pelo método algébrico: Exemplo 3: oxidação do ferro Fe(s) + O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) afe + bo 2 cfe 2 O 3 Para o Fe Para o O a = 2c 2b = 3c

15 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS: Balanceamento pelo método algébrico: Exemplo 3: oxidação do ferro Adotando-se a = 1 = c = a/2 = c = ½ 2b = 3c = b = 3c/2 = b = 3/4 Logo, a = 4; b = 3 e c = 2 4Fe(s) + 3O 2 (g) 2Fe 2 O 3 (s)

16 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS: Balanceamento pelo método REDOX: Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos. Balanceamento pelo método íon-eletron: Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução em duas semi-equações.

17 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS: 1) Na reação a seguir, 46 kg de álcool reagem com 96 kg de oxigênio, produzindo 54 kg de água. Qual a massa de gás carbônico lançada na atmosfera? Equação química: CH 3 CH 2 OH + 3O 2 2CO 2 + 3H 2 O 46 kg + 96 kg = m CO2 + 54kg m CO2 = m CO2 = 88 kg

18 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS: 2) Qual a massa de gás carbônico produzida na queima de 5 kg de carvão? Equação química: C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) 12 g + 32 g = 44 g Utilizando as proporções definidas: 12g 32g 44g 5kg X Y <=> Y = 18,33 kg

19 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS: 3) Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar 1,8 mol de álcool? Equação química: CH 3 CH 2 OH + 3O 2 2CO 2 + 3H 2 O 1 mol de CH 3 CH 2 OH ~ 3 mol O 2 1,8 mol de CH 3 CH 2 OH ~ X mol O 2 X = 5,4 mol O 2

20 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS: 4) Na oxidação de superfícies de alumínio recém preparadas, quantos gramas de oxigênio são necessários para reagir com 0,3 mol de alumínio? Equação química: 4Al + 3O 2 2Al 2 O 3 4 mol de Al ~ 3 mol O 2 0,3 mol de Al ~ X mol O 2 X = 0,225 mol O 2 0,225 mol x 32 g/mol = 7,2 g de O 2

21 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS: 4) A partir do último exemplo, calcule o número de gramas de óxido de alumínio que podem ser produzidos se 12,5 g de oxigênio reagirem completamente com o alumínio. Equação química: 4Al + 3O 2 2Al 2 O 3 3 mol O 2 ~ 2 mol de Al 2 O 3 1 mol de O 2 = 32 g 3 mol de O 2 = 96 g 1 mol de Al 2 O 3 = 102 g 2 mol de Al 2 O 3 = 204 g

22 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS: 4) Continuação. 96 g de O 2 ~ 204 g de Al 2 O 3 12,5 g de O 2 ~ X g de Al 2 O 3 X = 26,6 g de Al 2 O 3

23 REAGENTE LIMITANTE: Se, numa reação, são escolhidas quantidades arbitrárias de reagentes, é muito comum que um dos reagentes seja completamente consumido antes dos outros. O reagente completamente consumido é denominado reagente limitante, e o(s) outro (s) são denominados reagente(s) em excesso. Nesses casos, é preciso encontrar o reagente limitante pois ele limitará a quantidade de produto(s) que se formará.

24 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS (com reagentes limitantes): 5) Na fabricação de sulfeto de zinco, quantos gramas de sulfeto podem ser formados quando 12 g de zinco reagem com 6,5 g de enxofre? Equação química: Zn + S ZnS 1 mol Zn ~ 1 mol de S 1 mol de Zn = 65,4 g 12 g = 0,183 mol de Zn 1 mol de S = 32,1 g 6,5 g = 0,202 mol de S

25 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS (com reagentes limitantes): 5) Continuação. Zn + S ZnS 0,183 mol Zn + 0,183 mol de S 0,183 mol de ZnS 1 mol de ZnS = 97,5 g 0,183 mol de ZnS = X g X = 17,8 g O reagente limitante é o Zn; sobrará 0,019 mol (0,202-0,183) ou 0,61 g de S.

26 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS (com reagentes limitantes): 6) Quantos gramas de gás carbônico serão formados ao se inflamar uma mistura contendo 1,93 g de C 2 H 4 (etileno) e 5,92 g de oxigênio? Equação química: C 2 H 4 + 3O 2 2CO 2 + 2H 2 O 1 mol C 2 H 4 ~ 3 mol de O 2 1 mol de C 2 H 4 = 28 g 1,93 g = 0,0689 mol de C 2 H 4 1 mol de O 2 = 32 g 5,92 g = 0,185 mol de O 2 (0,207 mol)

27 CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS (com reagentes limitantes): 6) Continuação. C 2 H 4 + 3O 2 2CO 2 + 2H 2 O 0,0617 mol C 2 H 4 + 0,185 mol de O 2 0,123 mol de CO 2 + 0,123 mol de H 2 O 1 mol de CO 2 = 44 g 0,123 mol de CO 2 = X g X = 5,41 g O reagente limitante é o O 2.

28 FIM

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