Vídeo Aula #44: Exercícios Cálculos Químicos (Parte 6)

Leis Ponderais

Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa) Numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. A partir disso, lembra-se da célebre frase dita por Lavoisier: “Nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

Portanto, temos:

Exemplo:
Quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Lei de Proust (Lei das proporções constantes, definidas ou fixas)
Quando, em várias experiências, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem numa mesma proporção. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

Exemplo:
Para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Observe que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier. As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes.
No exemplo da água:

Obs.: Conseqüências da Lei de Proust:
a) composição centesimal e,
b) cálculos estequiométricos.

Lei de Dalton (Lei das proporções múltiplas)
Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.
O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:

Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2: 3:4: 5.
Exemplo:
Para duas razões conhecidas, temos:
1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1
1C + 1O2 → CO2 razão 1/2
Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2.
Lei de Gay Lussac (Só vale para reações entre gases)
Numa reação onde só participam gases e nas mesmas condições de temperatura e pressão, existe uma proporção de números inteiros e pequenos entre volumes dos gases participantes da reação.
Comprovação da Lei:

Através da comprovação da Lei você poderá notar que o volume do gás produto (2 C(g)) não é necessariamente igual ao dos reagentes.
Retome o exemplo da comprovação da Lei:
Reagentes: 1V + 3V = 4V
Produtos: 2V
Exemplo:
Em determinadas condições de presão e temperatura, verificou-se que 0,70 L de monóxido de nitrogênio reage com 0,35 L de oxigênio para formar 0,70 L de dióxido de nitrogênio. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei Volumétrica de Gay-Lussac.
A proporção montada a partir dos volumes fornecidos é:
O,70 : 0,35 : 0,70
Dividindo-a pelo menor termo da proporção, temos:
0,70/0,35 : 0,35/0,35 : 0,70/0,35
Ou seja: 2 : 1 : 2 (uma proporção de números inteiros e pequenos).
É bom lembrar que numa reação química “o volume dos gases pode não se conservar, a massa sempre se conserva (Lei de Lavoisier)”.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/leis-das-reacoes-quimicas-leis-ponderais/

Lei da Conservação das Massas

A Lei da Conservação de Massas, ou Lei de Lavoisier é uma lei da química que muitos conhecem por uma célebre frase dita pelo cientista conhecido como o pai da química, Antoine Lavoisier:

“Na natureza  nada se cria, nada se perde tudo se transforma”.

Mas, antes de Lavoisier dizer essas palavras já existia uma antiga filosofia grega que postulava “nada vem do nada”. Essas duas frases por mais poéticas que sejam querem dizer a mesma coisa: a matéria não se cria espontaneamente.

Essa informação não foi facilmente aceita porque alguns conceitos ainda não eram bem compreendidos, como por exemplo o fato e que gases possuíam peso. Ao queimar uma madeira, sua massa era reduzida mas não se considerava que a fumaça liberada (que era considerada apenas um gás) pudesse ter alguma massa.

Tudo que vemos a nossa volta é formado por átomos esses átomos se ligam ou se agrupam para formar as mais variadas coisas, desde a cadeira em que você está sentado e que pode ver e tocar, até o ar que respira, que você não pode ver, mas sabe que está aí.

Em um sistema fechado em que ocorre uma reação química, todos os átomos que estiveram ali no início da reação, estarão lá no final. Eles podem ter se reorganizado a fim de completar a reação, mas a massa total do meio permanece a mesma. Quando ferve-se um líquido, água por exemplo, o nível de líquido desce, mas isso não ocorre porque a água foi consumida, mas sim porque ela mudou de fase e virou vapor. Agora está misturada ao ar do ambiente, é por isso que a conservação de massa vale apenas para sistemas fechados.

Para ajudar a compreender melhor como isso ocorre em qualquer sistema imagine um aquário. Esse aquário tem vários peixes, alimento suficiente para os peixes por um tempo, e é dotado de um tanque para fornecer oxigênio. Se esse aquário fosse completamente fechado e os peixes fosse deixados lá para crescer, se reproduzir e morrer, até que não houvesse mais suprimentos para eles. No final de todo esse tempo, a massa do sistema fechado permaneceria a mesma por não há saída de matéria e nenhuma matéria foi originada do nada no sistema.

A lei da conservação de massas é utilizada no balanceamento de reações químicas. Todos os átomos presentes do lado esquerdo (reagentes) DEVEM estar do lado direito (produtos). Mesmo que eles tenham mudado de número de oxidação (nox), de estado físico ou tenham se espalhado para formar mais de uma espécie diferente. A quantidade de matéria total deve permanecer a mesma, já que nenhum átomo foi criado e nem consumido.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/lei-da-conservacao-das-massas/