Estequiometría

Química. Leis ponderales. Teoria de Dalton. Gay-Lussac. Hipótese de Avogadro. Massa molar. Gases ideais

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TEMA 1. ESTEQUIOMETRÍA.

TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA. LEIS PONDERALES. TEORIA DE DALTON.

LEI DE GAY-LUSSAC. HIPOTESIS DE AVOGADRO.

1.- CAMPO DE ESTUDO DA QUIMICA.

A química é a ciência que estuda a composição, estrutura, transformações da matéria e as leis que descrevem estas mudanças: Propriedades das substâncias, mudanças materiais (estequiometría), mudanças energéticas (termodinámica), velocidade da reação (cinética) e até onde chega uma reação (equilíbrio)...

A química abrange quase todos os aspetos de nossa vida: alimentos, bebidas, tecidos, plásticos, ligas, medicamentos, pilhas e baterias, produtos de limpeza, produtos para a agricultura, pinturas, perfumes, sabões, vidros, filmes fotográficas, telas de televisão, vernizes, cosméticos, cerâmicas, filtros... também substâncias perigosas, explosivos, armas químicas, contaminação ambiental, doenças profissionais...

Trata-se de uma ciência extraordinariamente extensa e por isso se determinou sua subdivisión em diferentes ramos, a cada uma das quais estuda um campo especializado:

- Química analítica: determinar os constituintes e a proporção em que se encontram.

- Química física: estudo dos princípios teóricos que explicam as mudanças químicas, a constituição e estrutura dos átomos, a velocidade das reações e os processos electroquímicos.

- Química orgânica: estuda a estrutura, propriedades, aplicações e sínteses dos compostos derivados do carbono.

- Química inorgânica: estuda a estrutura, propriedades, aplicações e sínteses dos compostos do resto de elementos.

- Química técnica ou engenharia química: estudo das instalações necessárias para a indústria química.

- Bioquímica: estuda os compostos constituintes dos seres vivos.

2.-CLASIFICACION DAS SUBSTÂNCIAS SEGUN A POSSIBILIDADE DE

SEPARAÇÃO DE SEUS COMPONENTES.

HETEROGENEA (MISTURA)

ELEMENTOS

MATÉRIA

SUBSTÂNCIA PURA

HOMOGENEA COMPOSTOS

DISSOLUÇÃO (MISTURA)

HETEROGENEA: formada por dois ou mais porções diferentes separadas por superfícies claramente definidas. Tem propriedades diferentes na cada ponto. À cada porção chama-se-lhe fase.

HOMOGENEA: propriedades e composição iguais em qualquer ponto.

SUBSTÂNCIA PURA: composição uniforme e invariável. Não podem ser separado em diversos componentes por métodos físicos (evaporação, filtração, destilación...)

DISSOLUÇÃO: podem ser separado por métodos físicos os componentes, de composição variável.(ver apartado 12).

MISTURAS: formadas por várias substâncias sem união química entre elas que conservam as propriedades específicas e de composição variável.

ELEMENTOS: substâncias que não podem ser separado em outras mais singelas por nenhum método. São os constituintes mais singelos da matéria. estão representados na tabela periódica.

COMPOSTOS: formados por dois ou mais elementos unidos por reação química que só podem ser decomposto nestes por métodos químicos e apresentam propriedades diferentes aos elementos que os constituem.

Outra classificação:

ELEMENTOS

SUBSTÂNCIAS PURAS

COMPOSTOS

MATÉRIA

HOMOGENEAS (DISSOLUÇÕES)

MISTURAS

HETEROGENEAS

3.- LEIS PONDERALES,

Estas leis recebem o nome de ponderales por referir ao peso das substâncias que reagem. São leis empíricas.

3.1.- Lei de conservação da massa ou lei de Lavoisier. 1789

Para Lavoisier as mudanças nas substâncias não produziam a criação ou destruição de matéria. Experimentalmente (utilizou e aperfeiçoou a balança) demonstrou que a soma das massas dos reativos tanto faz à soma das massas dos produtos. " Durante uma mudança química não existe mudança na massa dos reativos ao se converter em produtos". " A matéria não se cria nem se destrói, senão que se transforma".

- O ferro ao oxidarse ganha massa? A madeira ao queimar-se perde massa?

Em um sistema fechado (Sem trocar materiais com o exterior) a massa total das substâncias existentes não vária embora se produza qualquer reação química entre elas.

Nas reações nucleares (não nas reações químicas habituais) há um relacionamento entre massa e energia E=mc2 .A massa pode ser transformado em energia e a energia pode ser transformado em massa. 100 kcal = 4.65x10-12 Kg.

3.2.-Lei das proporções definidas a de a composição constante ou lei de Proust. 1801.

Quando dois ou mais elementos ou compostos se combinam para formar um mesmo composto determinado, o fazem sempre em uma proporção em peso fixa e constante. A composição centesimal de qualquer composto mantém-se constante.

A lei de Proust não se cumpre exatamente. A causa é que a massa atômica média depende da composição isotópica do elemento. Esta pode variar segundo sua origem. Também não cumprem esta lei alguns sólidos iônicos, como o óxido de zinco ou o sulfuro de cobre (II) ou os semicondutores extrínsecos, devido a defeitos na rede cristalina. Estas substâncias chamam-se compostos não estequiométricos ou bertólidos em honra a Berthollet.

A + B AB

x g e g

2x g 2e g

m g n g

x/e = 2x/2e = m/n = cte.

3.3.- Lei de Dalton das proporções múltiplas. 1803

As quantidades de um mesmo elemento que se combinam com uma quantidade fixa de outro para formar vários compostos estão em um relacionamento de números inteiros singelos.

Se dois elementos formam mais de um composto, as diferentes massas de um deles que se combinam com a mesma quantidade do outro, estão em uma proporção de números inteiros e singelos.

A + B C

x g e g

A + B D

x g z g

e/z = relacionamento de números inteiros e singelos.

3.4.-Lei de Richter a de as proporções reciprocas ou equivalentes, massas de combinação ou massas equivalentes. 1792

As massas de elementos diferentes que se combinam com uma mesma massa de um elemento dado são as massas com que se combinam entre si, ou bem múltiplos a submúltiplos de ditas massas.

Define-se a massa de combinação ou peso equivalente de um elemento como a massa deste que se combina com 8 g de oxigênio. Achou-se que a massa equivalente mais pequena era a do hidrogênio, a esta massa se lhe atribuiu o valor um e se tomou como referência. O peso equivalente de um elemento depende do tipo de composto formado.

Compostos

Oxigênio

Hidrogênio

Cloro

Carbono

Calcio

Enxofre

1

1.0000g

0.1260g

2

1.0000g

4.4321g

3

1.0000g

0.3753g

4

1.0000g

2.5050g

5

1.0000g

1.0021g

6

0.1260g

4.4321g

7

4.4321g

0.3753g

8

4.4321g

4.0082g

9

0.1260g

0.3753g

10

2.5050g

2.0042g

4.- TEORIA ATOMICA DE DALTON.1808

Dalton supôs que a matéria era discontinua e que estava formada por partículas indivisibles chamadas átomos.

1.- Os elementos estão constituídos por átomos, partículas discretas de matéria, que são indivisibles e inalterables (não se criam nem se destroem).

2.- Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos em massa e propriedades.

3.- Os átomos de diferentes elementos têm diferente massa e propriedades.

4.- Os compostos formam-se pela união de átomos dos correspondentes elementos em um relacionamento constante e singela em número.

5.- Os átomos não mudam em decorrência de uma reação química.

Justificativa das leis ponderales baseando na teoria atômica de Dalton:

*Lei de conservação da massa: se os átomos são indivisibles e indestructibles, as reações químicas devem ser reagrupamientos de átomos sem nenhuma variação, por tanto, na massa.

*Lei das proporções definidas: Se um composto C formou-se pela combinação de n átomos da e m de B e os pesos respetivos da cada um destes átomos são a e b, o relacionamento em peso dos elementos na/mb será constante.

*Lei das proporções múltiplas:

A + B AB

na mb

mb/2mb=1/2

A + 2B AB2

na 2mb

*Lei das proporções reciprocas:

A + B AB B + C BC

para yb yb zc

A + C AC B + 2C BC2

para zc yb 2zc

Falhas que apresenta:

- O átomo é divisible.

- Os átomos de um mesmo elemento não são sempre todos Iguais em massa, senão que existem isótopos.

- Os compostos podem ser agrupamentos não singelas.

-Os átomos podem ser transformado umas em outros como ocorre nas reações nucleares.

- Não explica a lei dos volumes de combinação de Gay-Lussac.

5.- LEI DOS VOLUMENES DE COMBINAÇÃO DE GAY-LUSSAC. 18Ou8

Lei empírica descoberta ao estudar os volumes dos gases reaccionantes e decorrentes.

Os volumes, medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, das substâncias gasosas que intervêm em uma reação química estão em um relacionamento de números inteiros singelos.

1 vol + 2 vol 2 vol

Oxigênio Hidrogênio Água

1 vol + 3 vol 2 vol

Nitrógeno Hidrogênio Amoníaco

1 vol + 1 vol 2 vol

Cloro Hidrogênio ác. Clorhídrico

DALTON X X E E XY XY

AVOGADRO XX XX YY YY XY XY XY XY

XX XX YY YY XY XY XY XY

6.- HIPOTESIS DE AVOGADRO.1811-1858

A lei dos volumes de combinação não poderá ser explicado com a teoria atômica de Dalton, segundo a qual, em volumes iguais de hidrogênio e cloro deveriam existir Igual número de átomos e ao se unir um a um para formar um átomo de cloreto de hidrogênio deveria ser obtido o mesmo volume de cloreto de hidrogênio. A explicação dá-a Avogadro: Volumes iguais de todos os gases medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, contêm o mesmo número de moléculas.

As últimas partículas que integram os gases não são os átomos senão agrupamentos de átomos com uma composição fixa chamadas moléculas.

As moléculas dos elementos gasosos são diatómicas a exceção dos gases nobres. também podem existir outras moléculas poliatómicas como o ozônio Ou3.

Estabelece-se a primeira diferenciação entre átomo e molécula. Ademais permite um dos primeiros métodos para a determinação de fórmulas.

7.- MASSA ATÔMICA RELATIVA (Ar) E MASSA MOLECULAR RELATIVA (Mr).

A massa dos átomos é demasiado pequena para medir com uma unidade corrente de massa como é a grama. Inclusive o átomo mas pesado tem uma massa Inferior a 0.0000000000000000000005 g.

Para evitar estas cifras tão pequenas tomou-se como padrão o átomo mais ligeiro, o hidrogênio, ao que se lhe atribuiu o valor 1. Assim, se um elemento tem uma massa atômica de 16. quer dizer que seus átomos têm uma massa 16 vezes maior que a do átomo de hidrogênio.

Atualmente define-se a massa atômica relativa (Ar) como o relacionamento entre a massa de um átomo e a massa do átomo de 6C12 que recebe o valor 12. A unidade de massa atômica corresponde à doceava parte da massa de dito átomo.

Em um composto a massa molecular (Mr) é a soma das massas atômicas dos átomos que o constituem.

Como um mesmo elemento pode apresentar vários isótopos com diferentes massas, a massa atômica se determina como a média ponderada das massas dos isótopos tendo em conta sua abundância na natureza.

8.- MOL. MASSA MOLAR. CONSTANTE DE AVOGADRO,

Da mesma maneira que algumas coisas se contam a dúzias, a milhares ou a milhões, é muito útil para os químicos contar em moles as quantidades como átomos, moléculas ou iões que se apresentam em umas quantidades enormes.

Mol (átomo-grama ou molécula-grama) define-se como a quantidade de substância de um sistema que contém tantas entidades elementares como átomos há em 12 g de carbono-12. Este número de partículas que há em um mol é de 6.023x1023 (Número de Avogadro).

CURIOSIDADE: Suponhamos que pudessem ser contado todas as moléculas que há em um mol de água (18g), quantidade que em um copo ocupa aproximadamente um dedo de altura. Se participassem nesta operação os 5000 milhões de habitantes da Terra, contando a razão de 100 moléculas por segundo sem descanso durante as 24 horas do dia, em chegar ao final se demoraria mas de 36000 anos.

A massa de um mol de uma substância chama-se massa molar de dita substância, é um número de gramas que coincide com seu peso atômico ou peso molecular. Mol = g/Ar ou Mr

* Calcular a massa de um átomo de oxigênio.

Volume molar de gases: Um mol de qualquer substância em estado gasoso ocupa o mesmo volume em idênticas condições. E se estas são condições normais (1 atm e 0ºC), o volume ocupado é de 22, 4 l.

9.- DETERMINACION DA MASSA MOLAR DE UM GÁS,

a) Método dos pesos relativos.

Segundo a lei de Avogadro, volumes iguais de gases em igualdade de condições, contêm o mesmo número de moléculas e, portanto, de moles. Utilizando um gás A de importância molecular conhecido poderá ser achado o peso molecular do gás problema X, simplesmente pesando dois volumes iguais de ambos gases.

mol X = mol A g X g A

------ = --------

Mr X Mr A

b) Método do volume molar.

Como um mol de qualquer substância em estado gasoso ocupa 22,4 l em condições normais, determinando quanto pesam 22,4 l de dita substância em condições normais teremos sua massa molar, isto é, seu peso molecular.

c) Método das densidades dos gases.

Consiste em comparar as densidades de dois gases conhecendo a massa molecular de um deles. DÁ = mA/V DX = mX/V

Dx mx/V Mr X · n

-------- = -------- = --------------

Dm MA/V Mr A · n

10.- DETERMINACION DE PESOS ATOMICOS,

a) Método de Cannizaro.

Em uma série ampla de compostos que contivessem um verdadeiro elemento, algum deles teria que o conter uma só vez por molécula. Por tanto, encontrando a massa deste elemento contida em um mol da cada composto e escolhendo a menor delas, se obteria a massa atômica buscada.

Mr Massa de

composto (22,4 1) Ou (g)

----------------------------------------------------------------

Água 18 16

Oxido de N. 30 16

Oxido de diN. 44 16

Dióxido de N. 46 32

Dióxido de Séc. 64 32

Dióxido de C. 44 32

Oxigeno 32 32

Ozônio 48 48

Trióxido de Séc. 80 48

Tetraox. de diN. 92 64

--------------------------------------------------------------­

Massa de C (g)

Metano 16 12

Metano 16 12

Cloroformo 119.5 12

Tetracloruro de C. 154,5 12

Etano 30 24

Cloreto de etilo 64,5 24

Benceno 78 72

b) Lei de Dulong e Petit

Determinaram os calores específicos de vários metais em cal/ºC.g e observaram que em muitos casos o produto do calor específico pelo peso atômico era aproximadamente igual a 6,3.

Ar x Ce = 6,3

c) Peso de combinação

A massa atômica é um múltiplo inteiro do peso equivalente.

Ar = Peq. x Val

d) Espectrógrafo de massas.

O espectrógrafo de massas é um aparelho capaz de separar partículas que tenham a mesma carga elétrica mas diferente massa. Está baseado em que os campos magnéticos perpendiculares à direção do movimento das partículas carregadas, as obrigam a descrever trajetórias circulares cujo rádio depende da massa das partículas.

Comparando os desvios sofridos por partículas de massa desconhecida com as que sofrem outras partículas de massa conhecida, tomadas como referência, pode ser calculado a massa das primeiras.

11.- ESTUDO DOS GASES IDEAIS.

Considera-se que um gás é ideal se não há forças entre suas moléculas e se o volume ocupado pelas moléculas é despreciable em frente ao volume total ocupado pelo gás.

a) Lei de Avogadro.

Em igualdade de condições de pressão e temperatura, em volumes iguais de gases há o mesmo número de moléculas.

b) Lei de Boyle - Marlotte.

A temperatura constante, os volumes que ocupa uma mesma massa de gás são inversamente proporcionais às pressões que suporta. P x V = cte P x V = P0 x V0

c) Lei de Charles - Gay Lussac.

A pressão constante, o volume de uma mesma massa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta.

A volume constante, a pressão de um gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta à qual se encontre.

d) Equação de estado dos gases ideais.

e) Lei de Dalton das pressões parciais.

A pressão total de uma mistura gasosa tanto faz à soma das pressões parciais da cada gás, sendo a pressão parcial de um gás aquela que exerceria se ocupasse é1 só o recipiente à mesma temperatura.

12.- DISSOLUÇÕES, MODOS DE EXPRESSAR A CONCENTRACION,

Uma dissolução (ou solução) é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias e cuja composição pode ser variado.

Os componentes de uma dissolução são ao menos duas: o dissolvente ou médio de dispersão (maioritário) e o soluto que é a substância que se dissolve (minoritário).

O valor da concentração expressa-nos qual é a proporção de soluto e dissolvente de uma dissolução.

Há diversos modos de expressar a concentração:

a) Molaridad (M): É o número de moles de soluto que há pela cada litro de dissolução: M = mol/V

b) Normalidade (N): É o número de equivalentes de soluto que há pela cada litro de dissolução. O número de equivalentes são as gramas partido pelo peso equivalente. O peso equivalente é o peso molecular partido pela valencia. N=M · Val.

c) Molalidad (m) É o número de moles de soluto que há pela cada 1000 g de dissolvente.

d) Fração molar (X): É o relacionamento entre o número de moles de soluto n. e o número total de moles da dissolução (soluto mas dissolvente: ns + nd). Isto é: Xs = ns /(ns+nd)

Sempre se cumpre que: OuXs + Xd = 1

e) Percentagem em peso: É o número de gramas de soluto que há pela cada 100 g de dissolução. (ppm é o número de gramas de soluto pela cada milhão de gramas de dissolução a miligramos por ki1ogramo) .

No laboratório a maior parte dos reativos encontram-se dispostos em forma de dissolução porque:

1.- Uma reação entre sólidos tem local lentamente porque só pode ser produzido na superfície de contato. Em mudança se dissolve-se dispersam-se como iões ou moléculas pelo qual o contato será mais intenso e a reação mas rápida.

2.- -Utilizando dissoluções de concentração conhecida podemos dispor de produtos em quantidades minúsculas que seria impossível sua manipulação e a medida exata dê seu peso se estivessem em estado sólido.

13.- DETERMINACION DE FORMULA EMPIRICAS E MOLECULARES.

Ao igual que os elementos se representam por símbolos, as moléculas se representam por fórmulas químicas. Uma fórmula química representa a composição molecular das substâncias. Além de indicar os elementos que compõem a substância, tem de informar sobre a proporção e número de átomos da cada elemento na molécula da substância.

A análise química de um composto pode fornecer sua composição ou percentagem em peso da cada um dos elementos que o formam.

No caso das substâncias orgânicas é muito frequente a análise por combustão formando-se CO2 e H2Ou conhecidas as massas destes produtos é fácil calcular as quantidades de carbono e hidrogênio da amostra.

Com os dados da análise pode ser obtido a fórmula empírica do composto. Esta fórmula molecular dá o relacionamento numérico mais simples entre os átomos que constituem a molécula.

A fórmula molecular indica o número real de átomos que formam a molécula. A fórmula molecular é um múltiplo inteiro da fórmula empírica. Para averiguar a fórmula molecular a partir da fórmula empírica é necessário conhecer o peso molecular do composto.

Em muitos compostos inorgânicos ambas fórmulas coincidem mas na maioria dos compostos orgânicos são diferentes.

* Cálculo da composição de uma substância a partir de sua fórmula.

1.- Calcular a massa molecular da substância a partir das massas dos átomos que a integram.

2.- Multiplicar a massa da cada átomo pelo número de vezes que está presente à fórmula.

3.- Dividir as cifras anteriores pela massa molecular e multiplicar por 100.

* Cálculo da fórmula a partir da composição.

1.- Obter os moles da cada elemento dividindo suas percentagens ou massas pelas respetivas massas atômicas.

2.- Dividir estes moles pelo mais pequeno de todos eles.

3.- Se é necessário multiplicam-se por algum número para que o resultado sejam números inteiros, se obtendo a fórmula empírica.

4.- Calcula-se a massa molecular e compara-se com o peso molecular da fórmula empírica para encontrar a fórmula molecular.

14.- REAÇÕES QUIMICAS,

Uma reação química é aquele processo em virtude do qual uma ou mais substâncias se transformam em outras de propriedades completamente diferentes, se produzindo também um intercâmbio de energia.

Uma equação química é a representação abreviada de uma reação. À esquerda escrevem-se formula-as dos reativos (substâncias reaccionantes) e à direita os produtos (substâncias decorrentes) separadas por uma a duas setas.

Para que a equação cumpra a lei da conservação da massa é necessário que esteja ajustada ou igualada, isto é que tenha o mesmo número de átomos da cada elemento a ambas lados da seta. Utilizam-se então coeficientes estequiométricos que são números que se colocam adiante das fórmulas.

Em determinados casos faz-se necessário especificar o .estado físico: sólido (s), liquido (1). gás (g) ou dissolução aquosa (aq) em que se encontra a cada substância nas condições da reação.

Se na reação intervêm iões deve estar ajustada eletricamente para que cumpra a lei de conservação da carga.

Uma equação química não só indica as substâncias que se produzem ao reagir outras, senão que também informa sobre as quantidades destas substâncias, isto é, é uma expressão tanto qualitativa como quantitativa.

*Tipos gerais de reações químicas.

a) Síntese ou combinação: A + B ==== AS

Dois ou mais substâncias reagem para dar outra mais complexa.

N2 + 3H2 === 2NH3

Fé + S === FÉS

2Ca + Ou2 === 2CaO

b) Descomposição: AB ==== A + B

Uma substância decompõe-se formando dois ou mas simples. É o processo inverso do anterior.

MgCO3 === MgO + CO2

Ca(OH)2 === CaO + H2Ou

c) Deslocação a substituição: AB + X ==== XB + A

Uma dos elementos de um composto é substituído por outro elemento.

Zn + CuSO4 === ZnSO4 + Cu

2K + 2H2Ou === 2KOH + H2

d) Dupla descomposição ou intercâmbio: AB + XY === AI + XB

Trocam-se tomos entra dois compostos.

NaCI + AgNO3 === NANO3 + AgCl

HCl + NaOH === NaCl + H2Ou

RENDIMENTO: Há que ter em conta que não sempre se produz o 100% do produto esperado.

quantidade de produto obtida

% de rendimento = --------------------------------------- x 100

quantidade de produto teórica

PUREZA DOS REATIVOS: os reativos podem ser apresentado com uma percentagem de impurezas.

REAÇÕES CONSECUTIVAS: os produtos obtidos em uma reação podem reagir em uma segunda reação.

REAÇÃO COMUN DE UMA MISTURA: quando uma mistura de substâncias reagem com um mesmo reativos a cada substância verifica uma reação independente, embora ambas reações se produzam ao mesmo tempo. Por tanto, trata-se de duas reações diferentes.

REATIVO LIMITANTE: é o que se consome antes e o que determina a quantidade máxima de produtos que pode ser obtido.