Reações químicas: aspectos quantitativos

•  Como conhecer e representar transformações químicas:

- A queima do gás hidrogênio está representada a seguir:

Gás hidrogênio + Gás oxigênio = Água

- Outro exemplo é a fabricação do gás carbônico.

Carbonato de cálcio -> Gás carbônico + óxido de cálcio.

- Os reagentes depois da reação formam os produtos.

- Reação de decomposição: um reagente origina dois ou mais produtos.

- Reação de síntese: dois ou mais reagentes originam um produto.

- O estado inicial e o estado final:

-> As diferenças nos valores a seguir em muitos casos são suficientes para caracterizar as transformações como uma reação química de:

1.       Temperatura de fusão e de ebulição.

2.       Densidade dos reagentes e dos produtos.

·         Equação química:

É necessário conhecer:

- os símbolos dos elementos químicos que formam os reagentes e os produtos.

- as fórmulas químicas.

- o estado de agregação das espécies químicas presentes.

Ex: 2 H2 + O2 à 2H2O

·         Trabalhando com dados numéricos:

- Erro instrumental: por causa das limitações dos equipamentos usados para medir.

- Erro humano: está ligado à limitação dos seres humanos em realizar a medição.

OBS: esses erros sempre estarão presentes, mas podemos minimizá-los.

- Algarismos significativos: dígitos fornecidos pelo instrumento de medida.

- Arredondamento:

-> Se o algarismo mais a direita é menor que 5, o número que antecede não é alterado.

-> Se o algarismo mais a direita a ser eliminado é igual ou maior que 5, soma-se 1 ao número que o antecede.

OBS: os zeros à esquerda não são significativos.

Volume = massa/densidade

·         Lavoisier:

- Em sistemas fechados eram realizadas combustões e a massa sempre continuava igual, sendo chamada de Lei de Lavoisier ou Lei da conservação da massa.

·         Lei de Proust ou Lei das proporções :

- Não importa a quantidade de massa dos elementos usada, a proporção sempre será a mesma.

- A reação só ocorre de acordo com a proporção definida.

Dalton:

- Hipótese da máxima simplicidade:

-> Baseava-se na existência de uma proporção de 1 : 1 entre os átomos dos elementos.

OBS: se existisse mais de uma substância constituída pela combinação de átomos dos mesmos elementos químicos. Essas conclusões formam a lei das proporções múltiplas ou lei de Dalton.

·         Gay Lussac e lei volumétrica:

- Divulgou uma lei empírica sobre a relação entre os volumes de gases que formam uma reação, sendo chamada de lei volumétrica das combinações químicas.

- De acordo com seus experimentos, quando os gases reagem entre si, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes de reagentes e de produtos apresentam uma proporção de números inteiros pequenos.

·         Estudo dos gases e massa dos elementos químicos:

- Hipótese de Dalton: substâncias poderiam ser formadas por agrupamentos de átomos diferentes, mas substâncias simples, como os gases hidrogênio ou cloro, seriam constituídas por átomos isolados desses elementos químicos, de acordo com a regra da máxima simplicidade, apresentando propriedades específicas, que foi chamada de hipótese de Dalton.

- Os volumes iguais de qualquer gás, nas mesmas condições experimentais de pressão e temperaturas têm o mesmo número de partículas, sendo denominadas moléculas, ficando conhecida como hipótese de Avogadro.

- Hipótese de Dalton:

Massa atômica = m/n

- Hipótese de Avogadro:

Massa atômica = m /2n

->OBS: A hipótese de Avogadro acabou sendo aceita.

·         A massa dos átomos:

- massa atômica:

-> Massa do átomo medida em u.

MA = (%1 × m1) + (%2 × m2).../100%

OBS: o número de massas é diferente da massa atômica.

·         Massa molecular:

- Massa de uma molécula medida em u.

Ex:

->Mr (SO2) = 32,1 u + 32 = 64,1u.

-> Mr ( C8H18)= 96u + 18 u = 114u.

OBS: as massas atômicas são fornecidas.

·         Quantidade de matéria:

- Mol = aprox. 6 × 10^23

·         Massa molar:

- Massa de 1 mol de uma espécie medida em gramas.

OBS: mesmo cálculo da massa molecular com unidade diferente.

Ex: C6H12O6 = ( 6×12) + ( 12×1) + ( 6×16) = 180 g/mol

·         Como calcular a quantidade de matéria:

N= m/M

N-> número de mols ou quantidade de matéria.

m-> massa em gramas.

M-> massa molar.

·         Volume molar:

- volume, em litros, ocupado por 1 mol de gás nas condições normais de T e P-> T= 0°C e P = 1 atm.

Vm= 22,4 l/mol.

·         Fórmula centesimal ou percentual:

- Representa a proporção em massa, expressa em porcentagens, dos elementos que formam uma substância.

 Ex: Carbono                                            

500g------100

200g------  x

X= ( 200 ×100)/500

X= 40%

Hidrogênio

500g------100%

33,3g------ y

Y= (33,3 ×100)/500

Y= 6,67%

Oxigênio

500------100

266,7---- z

Z = ( 266,7×100)/500

Z= 53,34%

Porcentagem elementar= massa do elemento/ massa total da amostra × 100%

·         Fórmula mínima:

- Representa a menor proporção em número de átomos, entre os elementos que formam uma substância.

Ex: (C2H4O2) = (1 : 2: 1) = CH2O

Ex: Uma substância composta de 25% em massa de hidrogênio e 75% em massa de carbono. Qual é a sua fórmula mínima? (dados: massas molares: C= 12g/mol e H=1g/mol).

Carbono= 75/12 = 6,25

Hidrogênio: 25/1= 25

·         Dividimos pelo menor valor, pois não são a menor proporção e não estão em números inteiros.

Carbono: 6,25/6,25= 1

Hidrogênio: 25/6,25= 4

·         Fórmula molecular:

- Representa a quantidade verdadeira dos átomos de cada tipo de elemento químico que aparece na molécula.

Ex: A fórmula mínima do acetileno é CH e sua massa molecular é 26g/mol. Qual é a fórmula molecular do acetileno?

(CH) = (1×12) + (1×1) = 13g/mol -> 13n = 26

n= 26/13= 2

2CH = C2H2