24 de junho de 2009

Química

Relações de massa nas reações químicas

Lei da conservação das massas: Lavoisier afirma que em sistemas fechados (locais fechados em que se possa pesar o ar), a massa dos reagentes é igual a massa dos produtos. Mesmo que se tenha substâncias diferentes, a soma das massas antes da reação deve ser a mesma da soma das massas após a reação.
Ex: 21g de óxido de mercúrio (Hg O)  20g de mercúrio (Hg) + 1g de oxigênio (O2)

Lei das proporções definidas( Lei de Proust): Se utilizarmos os mesmos reagentes em experimentos diferentes notaremos que existe uma proporção entre os reagentes e os produtos.

Ex: Experimento/ massa de hidrogênio/ massa de oxigênio/ massa de água
1/ 10g/ 80g/ 90g/
2/ 40g/ 240g/ 360g/
3/ 70g/ 560g/ 630g/

Note que a massa de oxigênio é 8 vezes maior que a do hidrogênio nos três experimentos. No experimento 3, as massas são 7 vezes maior do que no experimento 1.
Independente de qual reagente utilizado, existem proporções fixas entre as massa dos reagentes e os produtos. A massa de oxigênio sempre será 8 vezes maior do que a do hidrogênio.
Obs: Tome cuidado com os excessos! Nem sempre as massas dos reagentes são completamente utilizadas. Quando for calcular a proporção, comece sempre analisando os produtos, que estão sempre “certos”.

Lei das proporções múltiplas: Se utilizarmos os mesmos reagentes em proporções de massas diferentes poderemos formar produtos diferentes.

Ex: reagentes - produto
30g de carvão + 40g de oxigênio - 70g de monóxido de carbono
30g de carvão + 80g de oxigênio - 110g de gás carbônico

Lembre-se que nessa lei, a massa de um dos reagentes deve ser a mesma nos experimentos, no exemplo, a massa fixa foi a do carvão.

Cálculo Estequiométrico:
Mol – É uma grandeza química que corresponde a 6x10 elevado a 23 unidades. Essas unidades podem ser átomos, moléculas, depende do que se deseja calcula
Massa molar – É a massa, em gramas, de 1Mol de alguma substância.

Ex: Massa molar do CO2 : C – 12u + O – 2.16u = 44u 44g/mol
Para calcular a massa molar, utilizamos a massa atômica.
Para determinar o número de mols existentes em uma determinada quantidade, fazemos proporção entre a massa molar e a quantidade dada.

Ex: Quantos mols existem em 880g de CO2 ? ( n é o número de mols que existem)
44g – 1 mol
880g – n
n = 880/ 44
n = 20 mols
Leis volumétricas: Substâncias no estado gasoso, se estiveram em mesmas condições de temperatura e pressão, ao reagir, terão uma proporção entre números inteiros e pequenos.Ex: ( ½; ¾; )
Ex: Dois volumes de hidrogênio reagem com 1 volume de oxigênio.
10l de oxigênio + 20l de hidrogênio não há excesso
60l de oxigênio + 200l de hidrogênio excesso de 80l de hidrogênio

Proposta de Avogrado: Ele revolucionou o conceito de átomo e molécula. Algumas de suas idéias são as seguintes:
1)A molécula é a menor partícula de uma substância;
2)O átomo é a menor partícula do elemento químico e ele que forma as moléculas;
3)As moléculas podem ser simples, quando formadas por átomos de um mesmo elemento ou compostas, quando formadas por átomos de dois ou mais elementos.
4)Volumes iguais de gases contêm números iguais de moléculas, desde que estejam à mesma temperatura e pressão.
Seguindo o princípio de Avogrado, o número de moléculas é igual ao número de volumes.

Ex: 30l de hidrogênio reagem com 10l de nitrogênio para formar 20l de amônia.
Reação química: 3H2 + 1N2  2NH3

Mol e a constante de Avogrado: Para saber quantas unidades de massa atômica (u) existem 1 mol, multiplicamos a massa do elemento ou sustância por 6x10 elevado a 23.
Ex: Quantos átomos existem em um pedaço de fio de cobre (Cu), que possui massa 3,2g ?
Consulta-se na tabela a massa atômica do cobre, que é 63,5u, então a massa molar é 63,5g/mol. Agora é só fazer a proporção:
1mol de Cu ------ 63,5g
n --------------- 3,2g
n = 3,2/63,5
n = 0,05

Outra maneira de fazer é assim:
6x10(23) de Cu ------ 63,5g
X ------------------- 3,2g
x = 3x10 elevado a 22

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