LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS

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1 COLÉGIO CONTATO 2016 QUIMICA I Livro 1 LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS EDMAR MARINHO DE AZEVEDO

2 SITUANDO A DISCUSSÃO INTRODUÇÃO As Leis das Reações Químicas, deduzidas de forma empírica por cientistas como Lavoisier, Proust e Dalton, nos permitem calcular quantidades de substâncias presentes nas reações, bem como estabelecer relações matemáticas entre as quantidades. Estas leis foram formuladas antes mesmo de se conhecer teorias sobre ligações químicas e estrutura eletrônica e serviram de base para a Teoria Atômica Clássica. São elas:

3 SITUANDO A DISCUSSÃO... Empírica resultam de experiências ou comprovações feitas em laboratório. Historicamente, as leis apareceram antes das ideias de átomos, moléculas, fórmulas e equações químicas.( Na verdade, foram as leis que justificaram o surgimento dessas ideias. Leis ponderais aquelas que se referem às massas das substâncias; Leis volumétricas aquelas que se referem aos volumes dos gases.

4 LEIS PONDERAIS Lei de Lavoisier Publicada pelo químico francês Antoine Laurent de Lavoisier, em 1789, no Tratado Elementar de Química e também chamada de Lei da Conservação da Massa ou Lei da Conservação da Matéria. Esta lei afirma que:

5 Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma. A massa total de um sistema fechado não varia, qualquer que seja a reação química que aí venha a ocorrer. Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.

6 A frase atribuída a Lavoisier endossa um fragmento bíblico, retirado do Gêneses [...]Porque tu és o pó e ao pó tornarás (Gn3:19). Tratado Elementar de Química- Publicação feita por Lavoisier em seu livro serviu pra destruir a Teoria do Flogisto.

7 Importante! Os dois últimos enunciados não se aplicam às reações nucleares, nas quais ocorre conversão de massa em energia,segundo a equação de Einstein (ΔE = Δm c 2 ). E variação da energia M variação da massa C velocidade da luz no vácuo = km/s

8 Exemplo: Observe a conservação da massa na reação química entre o sulfato de alumínio e o hidróxido de cálcio: Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Ca(OH) 2 3CaSO 4 + 2Al(OH) g g = 408 g g A soma das massas de reagentes é igual à soma das massas de produtos, ou seja, 564 g.

9 Foi observado, porém, que a queima de algumas substâncias havia aumento da massa, enquanto na queima de outras havia diminuição. O grande mérito de Lavoisier foi ter descoberto que essas diferenças de massa se davam por causa da absorção ou liberação de gases durante as reações. Por exemplo, a queima da palha de aço ocorre consumo de oxigênio do ar, o que produz uma substância composta de ferro e oxigênio com massa maior do que a massa da palha de aço.

10 MEDINDO A MASSA DE PALHA DE AÇO ANTES E DEPOIS DE SUA QUEIMA, OBSERVA-SE O AUMENTO DA MASSA DO MATERIAL SÓLIDO.

11 IMPORTANTE OBSERVAR QUE, DURANTE SÉCULOS, A HUMANIDADE NÃO TEVE A IDEIA DE CONSERVAÇÃO DA MATÉRIA, SIMPLESMENTE PORQUE NINGUÉM LEMBRAVA DE MANTER O RECIPIENTE FECHADO ; DESSE MODO, OS GASES PODIAM, ENTRAR OU SAIR DA REAÇÃO DANDO IMPRESSÃO DE QUE A MASSA DO CONJUNTO ESTARIA AUMENTANDO OU DIMINUINDO.

12 Lei de Proust Formulada em 1801, pelo químico francês Joseph Louis Proust, é também chamada de lei das proporções definidas, fixas ou constantes. a lei de proust estabelece que: Em uma determinada reação química, realizada em diversas experiências, a proporção entre as massas dos reagentes ou produtos é constante.

13 AS SUBSTÂNCIAS REAGEM SEMPRE NA MESMA PROPORÇÃO PARA FORMAREM OUTRA SUBSTÂNCIA. Uma determinada substância pura composta, independente de sua procedência, apresenta sempre a mesma composição em massa dos elementos constituintes. Duplicando a quantidade de átomos, todas as massas dobrarão.

14 Em sistemas fechados, a razão entre as massas de dois componentes ( reagentes e/ou produtos) de uma reação química é sempre constante K + NaBr Na + KBr Experimento 1 39,0 g 103,0 g 23,0 g 119,0 g m NaBr m Na 103,0 g = = 23,0 g 4,478 Experimento 2 7,8 g 20,6 g 4,6 g 23,8 g m NaBr m Na 20,6 g = = 4,478 4,6 g

15 Verifique que sempre a proporção com que o hidrogênio reage com o oxigênio é sempre de 1 : 8, isto é, para cada grama de hidrogênio são necessários 8g de oxigênio

16 Exemplo: Observe a proporção constante entre as massas de ferro e enxofre que se combinam em três experimentos para produzir sempre sulfeto ferroso: Fe + S FeS Proporção em massa 1º experimento 56,0 g 32,0 g 56,0 : 32,0 = 1,75 : 1,00 2 experimento 47,6 g 27,2 g 47,6 : 27,2 = 1,75 : 1,00 3 experimento 81,2 g 46,4 g 81,2 : 46,4 = 1,75 : 1,00 O valores numéricos em cada proporção foram divididos pelo menor deles, resultando sempre na proporção de 1,75:1,00.

17 CONSEQÜÊNCIAS DA LEI DE PROUST Composição centesimal São as porcentagens, em massa, dos elementos formadores de uma substância. A composição centesimal será as porcentagens, em massa, com que hidrogênio carbono reage para a formação de 100g de metano.

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19 Lei de Dalton Formulada em 1803, pelo químico, físico e meteorologista inglês John Dalton, é também chamada Lei das Proporções Múltiplas. A Lei de Dalton diz que: quando dois elementos se unem formando substâncias ou compostos diferentes, se a massa de um dos dois permanecer constante ou fixa, as massas variáveis do outro originam uma relação de números inteiros e simples ou valores múltiplos ou submúltiplos.

20 A massa do hidrogênio foi mantida constante e as massas do oxigênio são valores múltiplos. Se ma é constante, então, mb e m'b são valores múltiplos Quando dois elementos químicos formam vários compostos, fixando-se a massa de um dos elementos, as massas do outro variam numa proporção de números inteiros e, em geral, pequenos.

21 SITUANDO A DISCUSSÃO Exemplo: Pode-se observar a Lei de Dalton nos óxidos de nitrogênio listados a seguir ; Se a massa de nitrogênio for fixada em 28 g, teremos a seguinte tabela de dados: a seguir: Assim, as massas de oxigênio formam a proporção: 16 : 32 : 64 : 48 : 80 = 1 : 2 : 4 : 3 : 5

22 SITUANDO A DISCUSSÃO Leis volumétricas de Gay-Lussac Formuladas em 1808, pelo físico e químico francês Joseph Louis Gay-Lussac, serviram para a consolidação da Teoria Atômica Clássica, afirmam que: Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão os volumes dos reagentes gasosos em uma reação química formam entre si uma proporção de números inteiros e pequenos.

23 SITUANDO A DISCUSSÃO Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos produtos gasosos em uma reação química formam com os reagentes gasosos uma proporção de números inteiros e pequenos. Exemplo: Observe a relação entre os volumes gasosos medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão (TPN) para os participantes da reação a seguir:

24 SITUANDO A DISCUSSÃO Os valores numéricos em cada proporção foram divididos pelo menor deles, resultando sempre na proporção de 1:3:2. Note que essa proporção coincide com os coeficientes da equação química balanceada.

25 SITUANDO A DISCUSSÃO Hipótese de Avogadro Formulada em 1811, pelo físico italiano Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, é também conhecida como Princípio de Avogadro ou Lei de Avogadro. A hipótese de Avogadro estabelece que: Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas condições de temperatura e pressão (TPN), contêm sempre o mesmo número de moléculas. Exemplos: a) Em um volume de 22,4 L de um gás ideal, medido a 1 atm e 0 ºC, existem sempre 6, moléculas (1 mol), independentemente de qual seja o gás ideal. b) Em um volume de 44,8 L de um gás ideal, medido a 1 atm e 0 ºC, existem sempre 12, moléculas (2 mol), independentemente de qual seja o gás ideal.