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Semana 12
Allan Rodrigues
Xandão
(Renan Micha)
(Gabriel Pereira)
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02/05
09/05
Relações numéricas08:00
18:00
Estequiometria simples08:00
18:00
Casos particulares de estequiometria: grau de pureza, rendimento e gases fora da CNPT08:00
18:00
Casos particulares de estequiometria: reações consecutivas e limitante e excesso08:00
18:00
Solubiidade08:00
18:00
Leis ponderais11:00
21:00
Exercícios de estequiometria simples11:00
21:00
Exercícios sobre casos particulares de estequiometria11:00
21:00
Definições de mistura: suspensão, colóide e soluções09:00
19:00
Unidades de concentração09:00
19:00
CRONOGRAMA
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30/05
Leis
ponde-rais
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01. Resumo 02. Exercício de Aula 03. Exercício de Casa 04. Questão ContextoDalton, Proust, Lavoisier e
Gay-Lus-sac - Fórmulas: Mínima, Centesimal e
Molecular
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RESUMO
Introdução
Descobertas por cientistas como Lavoisier, Dalton e Gay-Lussac, estas ajudam-nos a estabelecer alguma bases para o entendimento das relações de massa ou volume em uma transformação química.
Lei de Lavoisier
Observe a transformação química abaixo O2 + H2 → H2O
16g + 2g = 18g
Lendo a reação acima: 16g de oxigênio reage com 2g de hidrogênio para produzir 18g de água.
Repare que as massas somadas dos reagentes equi-valem à massa do produto. A quantidade e natureza dos átomos são as mesmas, apenas houve um rear-ranjo/recombinação entre eles.
Esses números seguem uma observação realizada por Lavoisier que é enunciada na forma da Lei de Conservação das Massas, em que nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.
Segundo as observações de Antoine Laurent Lavoi-sier:
“Em um sistema fechado, a massa total dos reagen-tes é igual à massa total dos produtos”
“Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.”
Lei de Proust
C + O2 → CO2
12g de carbono + 32g de oxigênio = 44g de gás car-bônico
Analisemos apenas a razão entre as massas de C e O no composto CO2:
12g de carbono / 32g de oxigênio = 2.667g de car-bono / 1g de oxigênio
Segundo Proust, esta razão, em massa, é fixa para qualquer quantidade de CO2 analisada. E generali-zando, a proporção de massa entre elementos em qualquer composto será fixa para qualquer quanti-dade avaliada.
Vejamos o caso da H2O:
2g de hidrogênio + 16g de oxigênio = 18g de H2O Reação mostrada no início do material.
Assim, 16g de O / 2g de H = 8g de O / 1g de H Segundo Proust, se tivermos 80 g de O em um copo de água pura, podemos afirmar que há 10g de H no recipiente.
Lei das Proporções Múltiplas
Essa lei vale para situações onde um par de elemen-tos forma composelemen-tos com diferentes proporções do tipo AB, AB2, AB3...
Veja o caso do CO e CO2
A razão de massa entre C e O nesses dois casos é: Para CO: 1.333g de O / 1g de C
Para CO2: 2,667g de O / 1g de C
Repare que a segunda razão é 2x a primeira. Ou seja, se compararmos as razões acima, conseguiremos expressá-las como pequenos múltiplos inteiros. Ou-tra afirmação da lei diz que quando elementos se li-gam, eles o fazem em uma proporção de pequenos números inteiros.
Lei de Gay-Lussac
Válida para reações gasosas, estabelece que os volumes entre as substâncias em uma reação, nas mesmas temperatura e pressão, mantém uma rela-ção volumar constante.
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EXERCÍCIOS PARA AULA
2NH3(g) ⇆ N2(g) + 3H2(g)
2 volumes de NH3(g) ⇆1 volume de N2(g) + 3 volumes de H2(g)
Obs.: 1 mol equivale a um volume
A relação de volume entre NH3 e N2 é de: 2 volumes de NH3 / 1 volume de N2
Assim, se sabemos que 50 litros de NH3 foram con-sumidos, inferimos que 25 litros de N2 foi produzido. Isso porque a relação é fixa e se mantém para qual-quer volume consumido ou produzido dos compo-nentes da reação.
Fórmula molecular
Como em H2O, a fórmula molecular indica a propor-ção entre os elementos em uma substância. Enten-demos, então, que existem dois átomos de H para cada átomo de O.
Repare em outros exemplos: NaCl, C6H6, CH4 etc.
Fórmula Centesimal
Indica a porcentagem, em termos de massa, entre os elementos em uma substância.
Continuemos com a H2O como exemplo:
Em 1 mol de H2O, temos 2g de H e 16g de O, tota-lizando 18g de água, correto?
Assim, se dividirmos 2 por 18, obteremos a porcen-tagem de H em 1 mol de H2O, de 11,11%. Por comple-mentaridade, 88,89% é de O. Assim, a fórmula cen-tesimal ficaria, após arredondamento, H11%O89%. Isso indica que, ao pesarmos um determinado volume de água, saberemos que 11% deste peso se refere a áto-mos de H, e 89% a átoáto-mos de O.
Fórmula mínima ou empírica
Esta fórmula indica a menor relação possível entre os elementos formadores de um composto químico. Exemplo:
Glicose, fórmula molecular, C6H12O6, fórmula mí-nima, CH2O.
Água oxigenada, fórmula molecular, H2O2, fór-mula mínima, HO.
A queima de uma amostra de palha de aço produz um composto pulverulento de massa:
a) menor que a massa original da palha de aço. b) igual à massa original da palha de aço. c) maior que a massa original da palha de aço.
d) igual à massa de oxigênio do ar que participa da reação. e) menor que a massa de oxigênio do ar que participa da reação.
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2.
Na reação dada pela equação A + B ë C, a razão entre as massas de A e B é 0,4. Se 8g de A forem adicionados a 25g de B, após a reação verificar-se-á:a) a formação de 28g de C, havendo excesso de 5g de A.
b) um excesso de 4,8g de A e consumo total da massa de B colocada. c) a formação de 20g de C, havendo excesso de 13g de B.
d) o consumo total das massas de A e B colocadas.
e) um excesso de 5g de B e consumo total da massa de A colocada.
Numa viagem, um carro consome 10kg de gasolina. Na combustão completa deste combustível, na condição de temperatura do motor, formam-se apenas compostos gasosos. Considerando-se o total de compostos formados, pode-se afirmar que os mesmos:
a) não têm massa.
b) pesam exatamente 10kg. c) pesam mais que 10kg. d) pesam menos que 10kg.
e) são constituídos por massas iguais de água e gás carbônico.
4.
A frase: “Do nada, nada; em nada, nada pode transformar-se” relaciona-se com as ideias de: a) Dalton. b) Proust. c) Boyle. d) Lavoisier. e) Gay-Lussac.5.
A fórmula percentual indica a massa de cada elemento químico que existe em 100 partes de massa da substância. Considerando a sacarose, C12H22O11, açúcar extraído da cana de açúcar e da beterraba, é correto afirmar que a composição percentual do carbono, de hidrogênio e de oxigênio nessa molécula é respecti-vamente: a) (40,11; 7,43 e 52,46)% b) (43,11; 5,43 e 51,46)% c)(41,11; 8,43 e 50,46)% d)(42,11; 6,43 e 51,46)% e) (43,11; 4,43 e 52,46)%14
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8.
A combustão completa de certo composto orgânico oxigenado, de fórmula CXHYOn consumiu 3 mols de oxigênio para cada 2 mols de CO2 e 3 mols de H2O formados. A fórmula mínima desse composto é, portanto,
a) CHO b) CH2O c) CH3O d) C2H3O e) C2H6O
(UFF) No combate à dor e à febre, um medicamento muito utilizado é a aspirina, cuja composição centesimal é: C = 60,00 %, H = 4,44 % e O = 35,56 %. Saben-do-se que em uma amostra de aspirina com 0,18 g de massa existem 6,02 × 1020
moléculas, conclui-se que a fórmula molecular desse composto é: a) C9H6O3
b) C8H4O5 c) C10H12O3 d) C9H8O4 e) C8H8O4
Num sistema a uma determinada pressão e temperatura, dois gases, A e B, ino-doros e incolores, reagem entre si na proporção de 1 volume de A para 3 volumes de B, gerando 2 volumes de um gás irritante, C.
Quando 3 volumes do gás A e 6 volumes do gás B forem submetidos às mesmas condições, o volume final do sistema será:
a) 2 volumes. b) 3 volumes. c) 5 volumes. d) 8 volumes. e) 9 volumes.
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EXERCÍCIOS PARA CASA
1.
Quando 96 g de ozônio se transformam completamente, a massa de oxigênio comum produzida é igual a:a) 32 g. b) 48 g. c) 64 g. d) 80 g. e) 96 g.
Os pratos A e B de uma balança foram equilibrados com um pedaço de papel em cada prato e efetuou-se a combustão apenas do material contido no prato A. Esse procedimento foi repetido com palha de aço em lugar de papel. Após cada combustão, observou-se:
Com papel Com palha de aço a) A e B no mesmo nível A e B no mesmo nível b) A abaixo de B A abaixo de B c) A acima de B A acima de B d) A acima de B A abaixo de B e) A abaixo de B A e B no mesmo nível
Uma mistura de 1,5 mol de gás carbônico, 8 g de metano (16 g/mol) e 44,8 L de monóxido de carbono está contida em um balão de 30 L nas CNTP. É correto dizer que
Dado: volume molar nas CNTP = 22,4 L/mol.
a) a pressão parcial do monóxido de carbono é o dobro da do metano. b) a pressão parcial do metano é o triplo da do gás carbônico.
c) a pressão do gás carbônico é 1/4 da do monóxido de carbono.
d) a pressão parcial do monóxido de carbono é o quádruplo da do metano. e) a pressão total é igual a 4 atm.
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Leia o texto a seguir.
[...] Como a Revolução Francesa não teve apenas por objeto mudar um go-verno antigo, mas abolir a forma antiga da sociedade, ela teve de ver-se a braçoos a um só tempo com todos os poderes estabelecidos, arruinar todas as influências reconhecidas, apagar as tradições, renovar os costumes e os usos e, de alguma maneira, esvaziar o espírito humano de todas as ideias sobre as quais se tinham fundado até então o respeito e a obediência. [...]
TOCQUEVILLE, A. de. O antigo regime e a revolução. Brasília: Editora da UnB, 1989. A ideia expressa, que se coaduna com o texto e os ideais da Revoluão Francesa, é a seguinte:
a) “Nada é tão maravilhoso que não possa existir, se admitido pelas leis da natu-reza”. (Michael Faraday)
b) “Toda sentença que eu digo deve ser entendida não como afirmação, mas como uma pergunta”. (Niels Bohr)
c) “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. (Antoine La-voisier)
d) “A relação entre a química e a música é a criatividade. Assim, ambas são uma arte”. (Dimitri Mendeleev)
e) “Apenas a prática frequente faz com que a pessoa realize experimentos com-plexos”. (Joseph Priestley)
"Em diversos experimentos realizados de uma mesma reação química, a propor-ção entre as massas dos reagentes ou entre as massas dos produtos é sempre constante".
Este é o enunciado da Lei de: a) Lavoisier
b) Proust c) Celsius d) Einstein e) Pitágoras
A síntese da aspirina (ácido acetil-salicílico) foi uma das maiores conquistas da indústria farmacêutica. Sua estrutura é:
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Qual a porcentagem em massa de carbono na aspirina? a) 20 % b) 40 % c) 50 % d) 60 % e) 80 %
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Anfetaminas são aminas utilizadas como estimulantes e vulgarmente conhecidas por "bolinhas". Uma dessas substâncias é a benzedrina, que apresenta a seguin-te composição percentual: 80 % de carbono, 9,63 % de hidrogênio e 10,37 % de nitrogênio. Sabendo-se que a sua massa molar é 135 g/mol, pode-se afirmar que a sua fórmula molecular é
a) C9H15N. b) C₈H14N₂. c) C₉H26N. d) C₈H20N. e) C₈H13N.
Aplicando a Lei de Gay-Lussac, das combinações em volume, qual a contração em volume experimentada na seguinte reação, mantendo-se constantes as con-dições de pressão e temperatura para os reagentes e produtos, todos gasosos?
N2 + 3H2 → 2NH3 a) 100%. b) 60%. c) 50%. d) 30%. e) 20%.
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Exercícios para aula
1. c 2. e 3. c 4. d 5. d 6. e 7. d 8. c
02.
Exercícios para casa
1. e 2. d 3. d 4. c 5. b 6. d 7. e 8. c
03.
Questão contexto
200g de H2 : 1600g de O2GABARITO
QUESTÃO CONTEXTO
O personagem da figura acima é Antoine Laurent Lavoisier, que ficou famoso pela Lei de Conservação das Massas.
A partir dessa lei e com as informações abaixo, indique a quantidade necessária de hidrogênio e a proporção entre H e O na produção de 1800g de água.
2H2 + O2 → 2H2O 4g + 32g → 36g
