LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

Um trabalho muito complicado para a ciência é a previsão do desenvolvimento de um fenômeno sobre o qual influem vários fatores diferentes. As leis das reações químicas são leis experimentais que surgiram em fins do século XVIII e começo do século XIX. A partir destas leis, as reações puderam ser interpretadas, entendidas e até serem previstas. Das leis surgiram os símbolos, fórmulas e equações químicas. As leis das reações químicas podem ser divididas em dois grupos:

LEIS PONDERAIS:

tratam das relações entre as massas de reagentes e produtos que participam de uma reação;

LEIS VOLUMÉTRICAS:

tratam das relações entre volumes de gases que reagem e são formados numa reação. .

LEIS PONDERAIS

São as leis relativas às massasdas substâncias que participam das reações químicas. As principais leis ponderais são: - Lei da conservação das massas. - Lei das proporções constantes. - Lei das proporções múltiplas.

LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS

Esta lei é muito conhecida pelo nome de lei de Lavoisier, e diz que a massa total de uma reação química se mantém constante, isto é, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos. . Exemplo: + As partículas (átomos) iniciais e finais são as mesmas. Portanto, a massa permanece constante.

LEI DAS PROPORÇÕES CONSTANTES (LEI DE PROUST)

Esta lei foi elaborada, em 1797, pelo químico Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação química obedecem sempre a uma proporção constante. Esta proporção é característica de cada reação e independente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir. Assim, para a reação entre hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Experiment o

I II III IV

hidrogênio (g)

10 2 1 0,4

oxigênio (g)

80 16 8 3,2

água (g)

90 18 9 3,6 Observe que: - Para cada reação, a massa do produto é igual à massa dos reagentes, o que concorda com a lei de Lavoisier; - As massas dos reagentes e do produto que participam das reações são diferentes, mas as relações massa de oxigênio/massa de hidrogênio, massa de água/massa de hidrogênio e massa de água/massa de oxigênio são sempre constantes.

I II III IV

m O 2 /mH 2

8/10 = 8 16/2 = 8 8/1 = 8 3,2/0,4 = 8

mH 2 O/mH

90/10 = 9 18/2 = 8 9/1 = 9 3,6/0,4 = 9

2 mH 2 O/mO 2

90/80 = 1,125 18/16 = 1,125 9/8 = 1,125 3,6/3,2 = 1,125 No caso das reações de síntese, isto é, aquelas que originam uma substância, a partir de seus elementos constituintes, o enunciado da lei de Proust pode ser o seguinte:

Lei de Proust:

A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância é obtida.

LEI VOLUMÉTRICA DAS REAÇOES QUIMICAS

Estudos realizados por Gay-Lussac levaram-no, em 1808, a concluir:

Lei de Gay-Lussac:

Os volumes de gases que participam de uma reação química, medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, guardam entre si uma relação constante que pode ser expressa através de números inteiros. Assim, por exemplo, na preparação de dois litros de vapor d’água devem ser utilizados dois litros de hidrogênio e um litro de oxigênio, desde que os gases estejam submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura. A relação entre os volumes dos gases que participam do processo será sempre: 2 volumes de hidrogênio; 1 volume de oxigênio; 2 volumes de vapor d’água. A tabela a seguir mostra diferentes volumes dos gases que podem participar desta reação.

hidrogênio

20 cm 3 180 dm 3 82 ml 126L

+ oxigênio

10 cm 3 90 dm 41 ml 63L 3

=> Vapor d’água

20 cm 3 180 dm 82 ml 126L 3 Observe que nesta reação o volume do produto (vapor d’água) é menor do que a soma dos volumes dos reagentes (hidrogénio e oxigênio). Esta é uma reação que ocorre com contração de volume, isto é, o volume dos produtos é menor que o volume dos reagentes. Existem reações entre gases que ocorrem com expansão de volume, isto é, o volume dos produtos é maior que o volume dos reagentes, como por exemplo na decomposição do gás amônia:

amônia

2 vol.

↔ hidrogênio

3 vol

+ nitrogênio

1 vol. Em outras reações gasosas o volume se conserva, isto é, os volumes dos reagentes e produtos são iguais. E o que acontece, por exemplo, na síntese de cloreto de hidrogênio: hidrogênio 1 vol. + cloro 1 vol. ↔ cloreto de hidrogênio 2 vol. Hipótese de Avogadro Em 1811, na tentativa de explicar a lei volumétrica de Gay-Lussac, Amadeo Avogadro propôs que amostras de gases diferentes, ocupando o mesmo volume e submetidas às mesmas condições de pressão e temperatura, são formadas pelo mesmo número de moléculas. Tomando-se como exemplo a formação de vapor d’água (todos os gases submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura) temos:

Dados experimentais Hip. de Avogadro 2H 2

2a 2 vol. moléc.

+ O 2

1 vol. 1a moléc.

↔ 2H 2 O

2 vol. 2a moléc. ou seja, a relação entre os volumes dos gases que reagem e que são formados numa reação é a mesma relação entre o número de moléculas participantes. A hipótese de Avogadro também permitiu a previsão das fórmulas moleculares de algumas substâncias. E o que foi feito, por exemplo, para a substância oxigênio. Como uma molécula de oxigênio, ao reagir com hidrogênio para formar água, produz o dobro de moléculas de água, é necessário que ela se divida em duas partes iguais. Portanto, é de se esperar que ela seja formada por um número par de átomos. Por simplicidade, Avogadro admitiu que a molécula de oxigênio deveria ser formada por dois átomos. Raciocinando de maneira semelhante ele propôs que a molécula de hidrogênio deveria ser diatômica e a de água triatômica, formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Estas suposições a respeito da constituição das moléculas de água, oxigênio e hidrogênio concordam com as observações experimentais acerca dos volumes dessas substâncias que participam da reação.

Atualmente, sabe-se que a hipótese levantada por Avogadro é verdadeira, mas, por razões históricas, sua proposição ainda é chamada de hipótese. Outra decorrência da hipótese de Avogadro é que os coeficientes estequiométricos das equações que representam reações entre gases, além de indicar a proporção entre o número de moléculas que reage, indica, também, a proporção entre os volumes das substâncias gasosas que participam do processo, desde que medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura. Podemos exemplificar este fato com as equações das reações descritas anteriormente:  síntese de vapor d’água: 2 H 2(g) + 0 2(g) 2 H 2 O (g)  decomposição da amônia: 2 NH 3(g) N 2(g) + 3 H 2(g)  síntese de cloreto de hidrogênio: H 2(g) + Cl 2(g) 2 HC 1(g) 1

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Leia o texto a seguir. […] Como a Revolução Francesa não teve apenas por objeto mudar um governo antigo, mas abolir a forma antiga da sociedade, ela teve de ver-se a braços a um só tempo com todos os poderes estabelecidos, arruinar todas as influências reconhecidas, apagar as tradições, renovar os costumes e os usos e, de alguma maneira, esvaziar o espírito humano de todas as ideias sobre as quais se tinham fundado até então o respeito e a obediência. […] TOCQUEVILLE, A. de.

O antigo regime e a revolução

. Brasília: Editora da UnB, 1989. A ideia expressa, que se coaduna com o texto e os ideais da Revolução Francesa, é a seguinte: a) “Nada é tão maravilhoso que não possa existir, se admitido pelas leis da natureza”. (Michael Faraday) b) “Toda sentença que eu digo deve ser entendida não como afirmação, mas como uma pergunta”. (Niels Bohr) c) “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. (Antoine Lavoisier) d) “A relação entre a química e a música é a criatividade. Assim, ambas são uma arte”. (Dimitri Mendeleev) e) “Apenas a prática frequente faz com que a pessoa realize experimentos complexos”. (Joseph Priestley) 2

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Uma lei química expressa regularidades dos processos químicos, permitindo explicá-los e também fazer previsões de comportamentos de fenômenos que pertencem ao contexto de aplicação dessa lei. Por exemplo, a Lei das Proporções Constantes de Proust expressa uma das mais importantes regularidades da natureza. Segundo essa lei, a) a composição química das substâncias compostas é sempre constante, não importando qual a sua origem, mas depende do método utilizado, na indústria ou no laboratório, para obtê-las. b) a composição química das misturas é sempre constante, não importando qual sua origem mas depende do método utilizado, na indústria ou no laboratório, para obtê-las. c) a composição química das misturas é sempre constante, não importando qual sua origem ou o método para obtê-las. d) a composição química das substâncias compostas é sempre constante, não importando qual a sua origem ou o método para obtê-las. 3 I.

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Considere as seguintes reações químicas, ocorrendo em recipientes abertos: Adição de sódio metálico à água. II. Enferrujamento IV. Queima de álcool etílico. de um prego. III. Adição de bicarbonato de sódio em vinagre. Se essas reações ocorrerem sobre um prato de uma balança, a única reação em que a massa final medida na balança será maior que a inicial é a de número a) l b) III c) IV d) ll 4

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"Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma". Esse enunciado é conhecido como Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier. Na época em que foi formulado, sua validade foi contestada, já que na queima de diferentes substâncias era possível observar aumento ou diminuição de massa. Para exemplificar esse fenômeno, considere as duas balanças idênticas I e II mostradas na figura a seguir. Nos pratos dessas balanças foram colocadas massas idênticas de carvão e de esponja de aço, assim distribuídas: - pratos A e C: carvão; - pratos B e D: esponja de aço.

A seguir, nas mesmas condições reacionais, foram queimados os materiais contidos em B e C, o que provocou desequilíbrio nos pratos das balanças. Para restabelecer o equilíbrio, serão respectivamente, nos seguintes pratos: necessários procedimentos de adição e retirada de massas, a) A e D b) B e C c) C e A d) D e B 5

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Numa viagem, um carro consome 10kg de gasolina. Na combustão completa deste combustível, na condição de temperatura do motor, formam-se apenas compostos gasosos. Considerando-se o total de compostos formados, pode-se afirmar que os mesmos a) não têm massa. b) pesam exatamente 10kg. c) pesam mais que 10kg. d) pesam menos que 10kg. e) são constituídos por massas iguais de água e gás carbônico. 6

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Em um recipiente são colocados para reagir 40,0g de ácido sulfúrico (H SEM REAGIR: 2 SO 4 l) com 40,0g de hidróxido de sódio (NaOH). Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Após a reação se completar, permanecerão

H 2 SO 4 + NaOH ↔ Na 2 SO 4 + H 2 O

Dados Massas molares (g/mol): NaOH=40; H 2 SO 4 =98 a) 18,1g de H d) 9,0g de H 7

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2 2 SO SO 4 4 b) 16,3g de NaOH c) 32,6g de NaOH e) 7,4g de NaOH Analise as proposições sobre REAÇÕES QUÍMICAS. Dadas as massas molares (g/mol): NH 3 =17,0; NH 4 Cℓ=53,5 1.( ) Os átomos são os mesmos nos reagentes e produtos. 2.( ) Entre as massas que reagem há proporções fixas. 3.( ) A equação NH 4.( ) A massa de NH 4 3  N 2 + H 2 representa corretamente a decomposição da amônia. Cℓ obtida pela reação completa de 17g de amônia (NH 3 ) com cloreto de hidrogênio (HCℓ) em excesso é 53,5g. 8

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A queima de uma amostra de palha de aço produz um composto pulverulento de massa a) menor que a massa original da palha de aço. b) igual à massa original da palha de aço. c) maior que a massa original da palha de aço. d) igual à massa de oxigênio do ar que participa da reação. e) menor que a massa de oxigênio do ar que participa da reação. 9

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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 10

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Amônia gasosa pode ser preparada pela seguinte reação balanceada:

CaO(s)+2NH 4 Cℓ(s)



2NH 3 (g)+H 2 O(g)+CaCℓ 2 (s)

Se 112,0 g de óxido de cálcio(

CaO

) e 224,0 g de cloreto de amônia(

NH 4 Cℓ)

forem misturados, então a quantidade máxima, em gramas, de amônia produzida será, aproximadamente Dados: Massas molares: CaO=56g/mol; NH 4 Cℓ=53,5g/mol; NH 3 =17g/mol 11

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A tabela a seguir, com dados relativos à equação citada, refere-se a duas experiências realizadas. Então podemos afirmar que: reagentes da 1 b) X = Y reage na 2 a a experiência. experiência. a) X é menor que a soma dos valores das massas dos c) Y é igual ao dobro do valor da massa de carbono que d) 32 = X Y 132 e) Y = 168 12

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A queima de 46g de etanol (álcool etílico-C 2 H 6 O) consome 96g de oxigênio(O 2 ). Que massa de oxigênio consumirá a queima de 920g de álcool?

C 2 H 6 O + O 2 ↔ CO 2 + H 2 O

13

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Os produtos da decomposição espontânea do ácido carbônico (H 2 CO 3 ), são o gás carbônico (CO 2 ) e água(H 2 O). Foram decompostos 124g de ácido carbônico e obtidos 88g de gás carbônico e 36g de água. Que massas de gás carbônico e de água serão obtidos na decomposição de 31g de ácido carbônico?

14

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Ao adicionarmos 4g de cálcio (Ca) a 10g de cloro (Cℓ) obteremos 11,1g de cloreto de cálcio (CaCℓ resolução desta questão? 2 ) e um excesso de 2,9g de cloro. Se, num segundo experimento, adicionarmos 1,6g de cálcio a 30g de cloro, quais serão as massas de cloreto de cálcio e de excesso de cloro obtidas? Quais Leis das Combinações nos auxiliam na 15

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Por aquecimento, 50g de CaCO 3 decompõe-se em 28g de CaO e 22g de CO 2 . Que massas de CaO e de CO 2 serão obtidos na decomposição de 200g de CaCO 3 ? Qual a Lei das Combinações permite tais conclusões? 16

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Ao dissolvermos um comprimido efervescente (por exemplo um sal de frutas) em uma conhecida massa de água, ao término do processo, a massa do sistema: a) aumenta b) diminui c) permanece a mesma d) aumenta muito pouco e) faltam dados para a resolução 17

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Quando 32g de enxofre reagem 32g de oxigênio apresentando como único produto o dióxido de enxofre, podemos afirmar, obedecendo a Lei de Lavoisier, que a massa de dióxido de enxofre produzida é: a) 32 g b) 64 g c) 16 g d) 80 g e) 96 g 18

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A Lei de Lavoisier também é conhecida como Lei: a) da ação e reação b) da relatividade c) das proporções definidas d) das proporções constantes e) da conservação das massas 19

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Em que Lei das Combinações podemos nos basear para afirmar que 2g de hidrogênio reagem com 16g de oxigênio produzindo exatamente 18g de água? a) “Nada é tão maravilhoso que não possa existir, se admitido pelas leis da natureza”. (Michael Faraday) b) “Toda sentença que eu digo deve ser entendida não como afirmação, mas como uma pergunta”. (Niels Bohr) c) “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. (Antoine Lavoisier) d) “A relação entre a química e a música é a criatividade. Assim, ambas são uma arte”. (Dimitri Mendeleev) e) “Apenas a prática frequente faz com que a pessoa realize experimentos complexos”. (Joseph Priestley) 20

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A produção industrial de ferro pode ser representada pela equação: Fe 2 O 3 + CO  Fe + CO 2 Obedecendo a Lei de Lavoisier, determine a massa de monóxido de carbono (CO) necessária, para reagir com 160g de óxido férrico (Fe 2 O 3 ) e produzir 112g de ferro puro (Fe) e 132g de gás carbônico (CO 2 ).