Mostrando postagens com marcador lei de proust. Mostrar todas as postagens
Mostrando postagens com marcador lei de proust. Mostrar todas as postagens
1 de out. de 2013
10 de mai. de 2013
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/
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/
20 de mar. de 2013
Estequiometria
Está consolidado o conceito de que a Química estuda, principalmente,
as reações que ocorrem ao se misturar duas ou mais substâncias
(reagentes) para produzir outras substâncias, chamados de produtos. Mas
quanto de cada reagente deve ser usado para se obter a quantidade de
produto desejado? Este é justamente o objeto de estudo da
estequiometria.
1. Determinação de fórmulas pela relação de massa
1. Determinação de fórmulas pela relação de massa
Unidade de massa atômica (u) 
Os valores das massas atômicas utilizados são comumente arredondados.
Por exemplo:
Obs.:
A massa atômica de um elemento é a média ponderada da massa de seus
isótopos. Essa média ponderada leva em conta a quantidade de cada
isótopo encontrado na natureza.
Constante de AvogadroÉ uma constante da natureza que corresponde numericamente ao número de átomos da massa atômica de uma substância.
N = 6,022 . 10²³
Mol: é a massa molecular de uma substância.
Por exemplo:
Massa atômica do hidrogênio: 1 u
Massa atômica do oxigênio: 16 u
Por exemplo:
Massa atômica do hidrogênio: 1 u
Massa atômica do oxigênio: 16 u
2. Cálculos estequiométricos
- Lei de Lavoisier: indica que numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. ("Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma").
- Lei de Proust: indica que uma mesma substância apresenta sempre a mesma proporção dos elementos que a compõem.
- Lei de Gay-Lussac: indica que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação química mantêm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.
Obs.: Em CNTP (condições normais de temperatura e pressão - 273K e 1 atm) um mol de gás ocupa 22,4 L.
As reações químicas devem obedecer a essas leis. Por exemplo, para a obtenção de água deve-se reagir hidrogênio e oxigênio:
Esta é uma equação desbalanceada, pois, a quantidade de átomos de
oxigênio do lado esquerdo (reagente 2) é diferente da quantidade de
átomos de oxigênio do lado direito (produto 1)
- Lei de Lavoisier: indica que numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. ("Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma").
- Lei de Proust: indica que uma mesma substância apresenta sempre a mesma proporção dos elementos que a compõem.
- Lei de Gay-Lussac: indica que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação química mantêm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.
Obs.: Em CNTP (condições normais de temperatura e pressão - 273K e 1 atm) um mol de gás ocupa 22,4 L.
As reações químicas devem obedecer a essas leis. Por exemplo, para a obtenção de água deve-se reagir hidrogênio e oxigênio:
Esta é uma equação desbalanceada, pois, a quantidade de átomos de
oxigênio do lado esquerdo (reagente 2) é diferente da quantidade de
átomos de oxigênio do lado direito (produto 1)
Balanceando a equação:
A quantidade de átomos dos reagentes é igual à quantidade de átomos dos produtos. Outro exemplo de equação já balanceada:
Essa proporcionalidade também se estende para as massas moleculares (mols) e para as massas dos reagentes:
2 . 30 + 7 . 32 = 4 . 44 + 6 . 18
60 + 224 = 176 + 108 (I)
284 = 284 → equação equilibrada
Havendo
excesso de reagente, haverá sobra deste. Por exemplo, se na reação (I)
fossem colocados 100g de etano para reagir com 224g de oxigênio
restariam 40g de etano após o término da reação.
Neste caso os 224g de oxigênio seriam a massa de reagente limitante.
Neste caso os 224g de oxigênio seriam a massa de reagente limitante.
Assinar:
Postagens (Atom)
