ATIVIDADE DE QUÍMICA PARA TURMA 204 E TOT 8 ( PROFª JOSSANE ) 04/06

ATIVIDADE DE QUÍMICA PARA  TURMA: 204  E  TOT 8            PROFª JOSSANE 04/06

VÍDEO AULA: https://youtu.be/yVPIJHIKX6I

 

 

Leis das reações químicas (Leis ponderais)

As Leis Ponderais são as leis experimentais que regem as reações químicas em geral e são relativas às massas dos componentes dessas reações. São basicamente leis que relacionam as massas dos reagentes e produtos em uma reação química qualquer.

As leis das reações químicas são divididas em dois grupos: Leis Ponderais e Leis Volumétricas, portanto a Lei de Gay Lussac não participa das Leis Ponderais.

As Leis Ponderais surgiram no final do Século XVIII, e vários químicos e estudiosos da época possuem participação ativa na elaboração das mesmas. A seguir veremos mais especificamente cada uma delas.

Lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier)

“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” (Antoine Lavoisier)

Por volta de 1774, o químico francês Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794) contou com a colaboração de sua esposa Marie Anne Lavoisier para realizar experiências sobre combustão e calcinação de substâncias químicas, a fim de quantificar e verificar a variação de massa nessas reações químicas. A base para os experimentos realizados pelo Sr. e Sra. Lavoisier foi um experimento de 1760 do químico russo Mikhail Lomonosov.

Com o experimento, Lavoisier pôde notar que ao calcinar metais expostos ao ar, havia a formação de óxidos metálicos que tinham peso maior que o metal de partida, contudo, ao realizar a combustão de matéria orgânica como o carvão, também exposto ao ar, a massa final era menor que a massa de partida. Lavoisier então adquiriu maiores informações sobre as reações que aconteciam ao calcinar e realizar a combustão de diferentes compostos químicos e observou que o gás que ativava as reações de queima era o oxigênio (nome dado ao gás pelo próprio Lavoisier algum tempo depois), e que após realizar mais experimentos pôde deduzir que as reações de combustão e de calcinação são resultado da reação química da combinação do oxigênio com outros componentes. Realizando experimentos em sistemas fechados, que possibilitaram medir com maior precisão a massa dos reagentes e produtos das reações de calcinação e combustão, inclusive os reagentes e produtos gasosos que participam ativamente de tais reações, Lavoisier concluiu que as variações observadas nos experimentos realizados em sistema aberto se somadas as massas dos reagentes e produtos gasosos era constante no início e fim das reações de combustão e calcinação as quais os materiais eram submetidos.

Com a Lei de Lavoisier, podemos concluir então que numa reação química realizada em sistema fechado, a massa permanece constante do início ao fim da reação, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos obtidos.

m_(reagentes) = m_(produtos)

A Lei de Lavoisier em sua forma originalmente proposta atualmente não se aplica apenas às reações nucleares, devido ao fato de que estas reações envolvem transmutações nucleares, onde há mutação dos núcleos dos reagentes, além da alteração da massa inicial dos núcleos dos reagentes que é sempre maior que a massa final dos núcleos dos produtos deste tipo de reação.

Lei das proporções constantes ou definidas (Lei de Proust)

“Toda substância possui uma proporção constante, em massa, na sua composição, e a proporção na qual reagem e se formam é constante.” (Joseph Louis Proust)

O químico e farmacêutico francês Joseph Louis Proust (1754 – 1826), ao realizar experimentos relacionados à composição do carbonato de cobre, concluiu que, independentemente do método, procedência ou processo de preparação a proporção dos elementos químicos de sua composição era sempre a mesma. Esse experimento foi o que impulsionou Proust a, em 1794 ou 1797 (há variação de datas nas diferentes literaturas disponíveis) propor a Lei das Proporções Definidas, ou também como é conhecida, a Lei de Proust.

Com experimentos realizados utilizando apenas substâncias puras, Proust pôde verificar que as massas tanto dos reagentes quanto dos produtos participantes da reação possuem sua proporção sempre constante, e isso independe das quantidades, por exemplo:

H₂ + ½ O₂ → H₂O

2g + 16g → 18g

0,4g + 3,2g → 3,6g

Com o exemplo acima podemos concluir que, numa amostra de água, sempre haverá 11,1% em massa de hidrogênio e 88,9% em massa de oxigênio na composição. Também é possível observar que a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos, e mesmo que haja mais que um reagente formando apenas um produto, suas proporções são sempre constantes.

Lei das proporções múltiplas (Lei de Dalton)

“Quando dois elementos formam duas ou mais substâncias compostas diferentes, se a massa de um deles permanecer fixa a do outro irá variar em uma relação de números inteiros e pequenos”. (John Dalton)

John Dalton (1766 – 1844), foi químico, meteorologista e físico inglês que criou diversas teorias e é o fundador da teoria atômica moderna. Com a realização de experimentos voltados às massas dos reagentes e produtos de reações químicas, Dalton criou a Teoria das Proporções Múltiplas, onde a massa fixa de um dos elementos se combina com massas diferentes de um segundo elemento, formando compostos diferentes, por exemplo:

Monóxido de carbono: 1C + ½ O₂ → 1 CO

Dióxido de carbono: 1C + 1 O₂ → 1 CO₂

Na primeira reação vemos a reação na proporção de 1:1, ou seja, para 1 átomo de carbono utiliza-se 1 átomo de oxigênio e o produto da reação é o monóxido de carbono. Já na segunda reação temos mantida a quantidade de carbono, porém a proporção de oxigênio é dobrada, sendo realizada na proporção 1:2, formando o dióxido de carbono.

Um dos exemplos mais encontrados na literatura para demonstrar a aplicação efetiva desta Lei é a formação de óxidos diversos, como por exemplo, os óxidos formados por nitrogênio:

Nitrogênio	Oxigênio	Óxido Formado	Proporção
28g	16g	N2O	2:1
28g	32g	N2O2	2:2
28g	48g	N2O3	2:3
28g	64g	N2O4	2:4

Genericamente podemos definir que:

A + B → C
m_a + m_b → m_c

A + B’ → C’
m_a + m’_b → m’_c

Mantendo a massa de um dos reagentes constante, a massa do(s) outro(s) reagentes e a massa do(s) produto(s) é(são) variável(eis).

EXERCÍCIOS

QUESTÃO 1

Ao se passar uma corrente contínua na água (eletrólise), ela é decomposta em seus constituintes: hidrogênio e oxigênio. Os dados experimentais mostram que as massas dessas duas substâncias sempre estarão na mesma proporção de 1:8, seguindo a Lei Ponderal de Proust. Essas reações também seguem a lei de Lavoisier, isto é, a massa no sistema permanece constante.

Com base nessas leis, indique a alternativa que traz os respectivos valores das massas (em gramas) que substituiriam corretamente as letras A, B, C e D nesses experimentos:

a.       4,5/ 1,0/ 16,0/ 99,99.

b.      3,5/ 0,1/ 20,0/ 8,0.

c.        5,0/ 17,0/ 28,0/ 8,8.

d.      6,0/2,0/ 16,0/ 8,0.

e.       4,5 1,0/ 20,0/8,8.

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QUESTÃO 2

Lavoisier foi o primeiro cientista a determinar que o ar era constituído por uma mistura de dois gases: 21% de oxigênio e 79% de azoto (não permite a existência de vida: azoo = não vida). Esse gás é conhecido atualmente como:

a.       Hidrogênio

b.      Nitrogênio

c.       Amônia

d.      Gás carbônico.

e.       Cloro.

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QUESTÃO 3

(FCMSC-SP) A frase: “Do nada, nada; em nada, nada pode transformar-se” relaciona-se com as ideias de:

a.       Dalton.

b.      Proust.

c.       Boyle.

d.      Lavoisier.

e.       Gay-Lussac.

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QUESTÃO 4

(UFMG) Considere as seguintes reações químicas, que ocorrem em recipientes abertos, colocados sobre uma balança:

I - Reação de bicarbonato de sódio com vinagre, em um copo.
II - Queima de álcool, em um vidro de relógio.
III - Enferrujamento de um prego de ferro, colocado sobre um vidro de relógio.
IV - Dissolução de um comprimido efervescente, em um copo com água.

Em todos os exemplos, durante a reação química, a balança indicará uma diminuição da massa contida no recipiente, exceto em:

a) III

b) IV

c) I

d) II

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QUESTÃO 1

O cálcio reage com o oxigênio produzindo o óxido de cálcio, mais conhecido como cal virgem. Foram realizados dois experimentos, cujos dados estão alistados na tabela a seguir de forma incompleta:

Descubra os valores de x, y e z com o auxílio das Leis de Lavoisier (Lei de Conservação das Massas) e de Proust (Lei das Proporções Constantes).

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QUESTÃO 2

100 g de calcário é colocada sob aquecimento e se decompõe em 56 g de cal viva e 44 g de gás carbônico. Essa afirmativa está baseada na lei de qual cientista?

a)      Lavoisier

b)      Dalton

c)      Richter

d)     Gay-Lussac

e)      Proust

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QUESTÃO 3

Na reação de neutralização do ácido clorídrico pelo hidróxido de magnésio, sabe-se que 73 g do ácido reage com 58 g do hidróxido com formação de 36 g de água. Baseado nessas informações e utilizando a Lei de Lavoisier, determine a massa do outro produto dessa reação, o cloreto de magnésio.

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QUESTÃO 4

(Fuvest-SP) Os pratos A e B de uma balança foram equilibrados com um pedaço de papel em cada prato e efetuou-se a combustão apenas do material contido no prato A. Esse procedimento foi repetido com palha de aço em lugar de papel. Após cada combustão, observou-se:

              Com papel                                        Com palha de aço

a)      A e B no mesmo nível                 A e B no mesmo nível

b)     A abaixo de B                              A abaixo de B

c)      A acima de B                               A acima de B

d)     A acima de B                               A abaixo de B

e)      A abaixo de B                              A e B no mesmo nível

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QUESTÃO 5

(FUVEST/SP)O conjunto esquematizado contém inicialmente os reagentes A e B separados. Utilizando dois conjuntos desse tipo, são realizados os experimentos 1 e 2, misturando-se A e B, conforme descrito a seguir:

Experimento 1:

Reagente A: solução aquosa de nitrato de prata.
Reagente B: pó de cloreto de sódio.
Produtos: cloreto de prata sólido e solução aquosa de nitrato de sódio.

Experimento 2:

Reagente A: solução aquosa de cloreto de hidrogênio.
Reagente B: pó de carbonato de sódio.
Produtos: água líquida, gás carbônico e solução aquosa de cloreto de sódio.

Designando por I a massa inicial de cada conjunto (antes da mistura) e por F1 e F2 suas massas finais (após misturar) tem-se:

a)      Experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 = I

b)      Experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 > I

c)      Experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 < I

d)     Experimento 1: F1 > I; experimento 2: F2 > I

e)      Experimento 1: F1 < I; experimento 2: F2 < I

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QUESTÃO 6

(Fuvest 2008)Devido à toxicidade do mercúrio, em caso de derramamento desse metal, costuma-se espalhar enxofre no local, para removê-lo. Mercúrio e enxofre reagem, gradativamente, formando sulfeto de mercúrio. Para fins de estudo, a reação pode ocorrer mais rapidamente se as duas substâncias forem misturadas num almofariz. Usando esse procedimento, foram feitos dois experimentos. No primeiro, 5,0 g de mercúrio e 1,0 g de enxofre reagiram, formando 5,8 g do produto, sobrando 0,2 g de enxofre. No segundo experimento, 12,0 g de mercúrio e 1,6 g de enxofre forneceram 11,6 g do produto, restando 2,0 g de mercúrio.

Mostre que os dois experimentos estão de acordo com a lei da conservação da massa (Lavoisier) e a lei das proporções definidas (Proust).

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