Leis ponderais e cálculo de fórmulas
Objetivos
Você irá aprender as leis ponderais e como calcular fórmulas que podem aparecer dentro da química. Esse conteúdo vai servir como base para nós entendermos estequiometria. Vamos aprender, por exemplo, que a massa total dos reagentes deve ser igual à massa total dos produtos.
Se liga
Para que você possa entender as leis ponderais e saber calcular as fórmulas de química, é importante que você entenda bem os conceitos que fazem parte das relações numéricas. Se tem alguma dúvida sobre esse assunto, clique aqui para assistir a uma aulinha e tirar suas dúvidas (caso não seja direcionado, pesquise por
"Relações numéricas" na biblioteca).
Curiosidade
A Lei da Conservação das Massas foi publicada pela primeira vez por Mikhail Lomonosov em 1760. No entanto, esse trabalho não teve impacto na Europa Ocidental, e o francês Antoine Lavoisier desempenhou o papel que tornou Lavoisier conhecido mundialmente.
Teoria
Leis ponderais
Descobertas por cientistas como Lavoisier, Dalton e Gay-Lussac, as leis ponderais ajudam-nos a estabelecer algumas bases para o entendimento das relações de massa ou volume em uma transformação química.
Lei de Lavoisier (Lei da Conservação das Massas) Segundo as observações de Antoine Laurent Lavoisier:
• “Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.”;
• “Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.”
Observe a transformação química abaixo
1/2 O2 + H2 → H2O 16 g + 2 g = 18 g
Lendo a reação acima: 16 g de oxigênio reage com 2 g de hidrogênio para produzir 18 g de água.
Repare que as massas somadas dos reagentes equivalem à massa do produto. A quantidade e natureza dos
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.
Lei de Proust (Lei das Proporções Fixas)
Essa lei vai dizer que a proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável.
Vamos ver um exemplo:
C + O2 → CO2
12 g de carbono + 32 g de oxigênio = 44 g de gás carbônico
Analisemos a proporção entre a massa de C e O2 temos:
12 g de carbono / 32 g de oxigênio = 1 g de carbono / 2.667 g de oxigênio
Segundo Proust, esta razão, em massa, é fixa para qualquer quantidade analisada para a mesma reação. E, generalizando, a proporção de massa entre elementos em qualquer composto será fixa para qualquer quantidade avaliada. Para obter 44 g de CO2, precisamos de 12 g de carbonos e 32 g de oxigênio. Mantendo sempre a proporção.
Com essa lei, nós podemos dizer que se dobramos a quantidade de carbono, precisamos também dobrar a quantidade dos outros participantes da reação.
Nós podemos pensar também nas proporções que existem nas substâncias compostas. Vejamos o caso da H2O:
2 g de hidrogênio + 16 g de oxigênio = 18 g de H2O
18 g de água é formada por 2 gramas de hidrogênio e 16 gramas de oxigênio. A proporção será de 2/16 = 1/8.
Podemos aumentar a massa de água, porém respeitando sempre a proporção.
Reação mostrada no início do material
Assim, 16g de O / 2 g de H = 8 g de O / 1 g de H
Segundo Proust, se tivermos 80 g de O em um copo de água pura, podemos afirmar que há 10 g de H no recipiente.
1/2 O2 + H2 → H2O 16 g O --- 2 g H
80 g O --- X X = 10 g de H.
Lei de Dalton (Lei das Proporções Múltiplas)
Essa lei vale para situações em que um par de elementos forma compostos 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 → razão oxigênio/carbono = 16 g de O / 12 g de C = 1.333 g de O / 1 g de C Para CO2 → razão oxigênio/carbono = 32 g de O2 / 12 g de C = 2,667 g de O2 / 1 g 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. Outra afirmação da lei diz que, quando elementos se ligam, eles o fazem em uma proporção de pequenos números inteiros.
Lei de Gay-Lussac (Lei Volumétrica)
Válida para reações gasosas, estabelece que os volumes entre as substâncias em uma reação, nas mesmas temperatura e pressão, mantêm uma relação de volume constante.
2NH3(g) ⇌ N2(g) + 3 H2(g)
2 volumes de NH3(g) ⇌ 1 volume de N2(g) + 3 volumes de H2(g)
IMPORTANTE!!!
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 consumidos, inferimos que 25 litros de N2 foi produzido. Isso porque a relação é fixa e se mantém para qualquer volume consumido ou produzido dos componentes da reação.
Cálculo de fórmulas
Fórmula molecular
Indica a proporção entre os elementos em uma substância.
Exemplo: H2O
Podemos dizer que existem dois átomos de H para cada átomo de O.
Repare em outros exemplos:
NaCl → para cada átomo de sódio, temos um átomo de cloro
C6H6 → para cada seis átomos de carbonos, temos seis átomos de hidrogênio CH4 → para cada átomo de carbonos, temos quatro átomos de hidrogênio
Fórmula centesimal
Indica a porcentagem, em termos de massa, dos elementos em uma substância.
Exemplo: H2O
Em 1 mol de H2O, temos 2 g de H e 16 g de O, totalizando 18 g de água, correto? O 18 g é a nossa massa total, então vamos considerar que é o nosso 100%. Tirando a porcentagem do hidrogênio e do oxigênio, temos:
Hidrogênio 18 g --- 100%
2 g --- X X = 11,11%
Oxigênio 18 g --- 100%
16 g --- Y Y = 88,89%
Sendo assim, a fórmula centesimal da água é aproximadamente: H11%O89%.
Fórmula mínima ou empírica
Essa fórmula indica a menor relação possível entre os elementos formadores de um composto químico.
Lembre-se de que essa proporção precisa ser escrita em número inteiros.
Exemplos:
Glicose, fórmula molecular: C6H12O6. Se nós dividirmos 6, 12 e 6 por 6, temos a fórmula mínima: CH2O.
Água oxigenada, fórmula molecular: H2O2. Se nós dividirmos 2 e 2 por 2, temos a fórmula mínima: HO.
Exercícios de fixação
1.
Considere as informações a seguir sobre o butano:Fórmula mínima: C2H5. Massa molar: 58 g mol⁄ . C = 12; H = 1.
Sua fórmula molecular é representada por:
a) C2H5; b) C4H5; c) C2H10; d) C4H10.
2.
Observe a equação química a seguir:C2H4 + H2 → C2H6
Sabendo que temos uma massa de C2H6 igual a 30 g e H2 igual a 2 g, qual a massa de C2H4? a) 28 g.
b) 24 g.
c) 22 g.
d) 20 g.
3.
Explique por que, na reação de enferrujamento de um prego, ocorre um aumento da massa na balança?4.
Leia a frase que representa um dos efeitos do café.As pessoas ― “[...] nunca devem tomar café depois do almoço, faz com que percam o sono à tarde”
Fonte: COOPER, Jilly. Propriedades do Café. Disponível em: <http://www.pensador.uol.com.br/cafe>. Acesso em: 24 jul.
2014.
O efeito do café apresentado no texto é causado pelas substâncias solúveis nele contidas, dentre as quais destaca-se a cafeína, um alcaloide do grupo das xantinas, de fórmula química C8H10N4O2, que, na literatura, é classificada como fórmula
a) empírica.
b) eletrônica.
c) molecular.
d) percentual.
e) estrutural plana.
5.
A porcentagem em massa de carbono no clorofórmio, CHCℓ3, é (massas molares, em g/mol: H = 1; C = 12, Cℓ = 35,5):a) 1%;
b) 10%;
c) 12%;
d) 24%;
e) 50%.
Exercícios de vestibulares
1.
Considere as informações a seguir sobre a perfluorodecalina, substância utilizada no preparo de sangue artificial.Fórmula mínima: C5F9. Massa molar: 462 g mol⁄ . C = 12; F = 19.
Sua fórmula molecular é representada por:
a) C25F45; b) C20F36; c) C15F27; d) C10F18; e) C12H20.
2.
(Uece, 2018) A fórmula empírica de um composto orgânico derivado de alcano, usado como propelente e herbicida, que apresenta em massa a seguinte composição: 23,8% de C; C; 5,9% de H e 70,3% de Cℓ, éDados: C = 12; H = 1; Cℓ= 35,5.
a) CH2Cl2; b) CHCl3; c) C2H5Cl;
d) CH3Cl;
e) C2H4Cl2.
3.
(UEG, 2019) O composto conhecido como glicol possui uma composição centesimal de 39% de carbono, 51% de oxigênio e 10% de hidrogênio. Dentre as opções a seguir, identifique aquela que pode ser considerada a fórmula mínima do glicol.Dados: MM(H) = 1 g . mol-1,MM(C) = 12 g . mol-1 e MM(O) =16 . mol-1 a) CH4O.
b) CH6O2. c) CH3O.
d) C2H4O3. e) C3H5O2.
4.
Sabe-se que, quando uma pessoa fuma um cigarro, pode inalar de 0,1 até 0,2 mg de nicotina. Descobriu- se em laboratório que cada miligrama de nicotina contém 74,00% de carbono, 8,65% de hidrogênio e 17,30% de nitrogênio. A fórmula mínima da nicotina é:a) C6H7N;
b) C5H7N;
c) C10H12N;
d) C5H3N2; e) C4H3N2.
5.
(Ueg, 2018) Determinado óxido de urânio é a base para geração de energia através de reatores nucleares e sua amostra pura é composta por 24,64 g de urânio e 3,36 g de oxigênio. Considerando-se essas informações, a fórmula mínima desse composto deve serDado: MA(O) = 16 g/mol; MA(U) = 238 g/mol a) UO.
b) UO2. c) U2O3. d) U2O.
e) U2O5.
6.
O óxido de cálcio (CaO), cal virgem, reage com o dióxido de carbono (CO2) produzindo o carbonato de cálcio (CaCO3). Em um laboratório de química, foram realizados vários experimentos cujos resultados estão expressos na tabela a seguir:Experimento Massa de óxido de cálcio (𝐠)
Massa de gás carbônico (𝐠)
Massa de carbonato de cálcio (𝐠)
I 5,6 X 10,0
II Y 22,0 50,0
III 56,0 44,0 Z
Com base na lei de Lavoisier e nos experimentos realizados, conclui-se que a) YX= 5.
b) X ⋅ Y < Z.
c) Z
5,6= X ⋅ 3,5.
d) 56Y⋅22
44= 1.
e) X = 12.
7.
A cafeína é um alcaloide presente nos grãos de café e nas folhas de chá, atuando como estimulante do sistema nervoso central. Um mol de cafeína contém 4,8 ∙ 1024 átomos de carbono, 10 mol de átomos de hidrogênio, 56 g de nitrogênio e 1,2 ∙ 1024 átomos de oxigênio. A fórmula molecular da cafeína é:a) C6H10N5O12; b) C48H10N56O12; c) C8H10N4O2; d) C5H5N6O2; e) C8H10N2O2.
8.
Considere a reação a seguir em fase gasosa:1 gás nitrogênio + 3 gás hidrogênio ⇄ 2 gás amônia
Fazendo-se reagir 4 L de gás nitrogênio com 9 L de gás hidrogênio em condições de pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar que:
a) os reagentes estão em quantidades proporcionais à indicada na reação;
b) o gás nitrogênio está em excesso;
c) após o fim da reação, os reagentes são totalmente convertidos em gás amônia;
d) a reação se processa com aumento do volume total;
e) após o fim da reação, são formados 8 L de gás amônia.
9.
(Fuvest) Em um artigo publicado em 1808, Gay-Lussac relatou que dois volumes de hidrogênio reagem com um volume de oxigênio, produzindo dois volumes de vapor de água (volumes medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura). Em outro artigo, publicado em 1811, Avogadro afirmou que volumes iguais, de quaisquer gases, sob as mesmas condições de pressão e temperatura, contêm o mesmo número de moléculas. Entre as representações a seguir, a que está de acordo com o exposto e com as fórmulas moleculares atuais do hidrogênio e do oxigênio é:a)
b)
c)
d)
e)
10.
(Feevale, 2016) Imagine que, em uma balança de pratos, conforme mostra a Figura 01, nos recipientes I e II, foram colocadas quantidades iguais de um mesmo sólido: palha de ferro ou carvão. Foi ateado fogo à amostra contida no recipiente II. Depois de cessada a queima, o arranjo tomou a disposição da Figura 02.As equações para as reações envolvidas são apresentadas a seguir.
C(s)+ O2(g)→ CO2(g) 4 Fe(s)+ 3 O2(g)→ 2 Fe2O3(s)
Considerando o resultado do experimento (Figura 02), marque a alternativa que explica corretamente o que aconteceu.
a) O sólido contido nos dois recipientes é carvão, e, quando cessada a queima, o recipiente II ficou mais pesado, pois o carvão reagiu com o oxigênio do ar e transformou-se em CO2.
b) O recipiente I continha carvão e o recipiente II, palha de ferro. Quando cessada a queima, o recipiente II ficou mais pesado, já que na reação ocorreu a incorporação de oxigênio do ar no produto formado (Fe2O3).
c) O sólido contido nos dois recipientes é palha de ferro, e, quando cessada a queima, o recipiente II ficou mais pesado, já que na reação ocorreu a incorporação de oxigênio do ar no produto formado (Fe2O3).
d) O recipiente I continha palha de ferro e o recipiente II, carvão. Quando cessada a queima, o recipiente II ficou mais pesado, pois o carvão reagiu com o oxigênio do ar e transformou-se em CO2.
e) O sólido contido nos dois recipientes é carvão, e quando cessada a queima, o recipiente II ficou mais leve, pois o carvão reagiu com o oxigênio do ar e transformou-se em CO2.
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Gabaritos
Exercícios de fixação 1. D
MM C2H5 = 29 g 58 / 29 = 2
Logo C2H5 x 2 = C4H10
2. Segundo Lavoisier, a massa total dos reagentes deve ser igual à massa total dos produtos. Logo X + 2 g = 30 g
X = 28 g massa de C2H4
3. Nessa reação, o oxigênio do ar participa da reação. Porém, como ele não é pesado no início, acaba que, quando ele é incorporado no ferro, a massa aumenta.
4. C
C8H10N4O2 é classificada como fórmula molecular.
5. B
MM CHCℓ3 = 119,5 g/mol 119,5 g CHCℓ3 --- 100%
12 g C --- X X = 10%
Exercícios de vestibulares 1. D
C = 12; F = 19 MC5F9= 462 g
mol MMC5F9 = 462 n(C5F9) = 462
n(5 × 12 + 9 × 19) = 462 n =462
231= 2
Fórmula molecular = (C5F9)2 Fórmula molecular = C10F18 2. D
C23,8%H5,9%Cℓ70,3%
C 23,8 g 12 g⋅mol−1
H 5,9 g 1 g⋅mol−1
Cℓ 70,3 g 35,5 g⋅mol−1
C1,98 molH5,9 molCℓ1,98 mol (÷ 1,98) ⇒ CH3Cℓ
3. C
C39%H10%O51%
Em 100 g de cada elemento: C39 gH10 gO51 g.
Calculando o número de mols para cada elemento químico (n =mM):
C = 12 g ⋅ mol−1; H = 1 g mol−1; O = 16 g ⋅ mol−1 C( 39 g
12 g⋅mol−1)H
( 10 g 1 g⋅mol−1)O
( 51 g 16 g⋅mol−1)
C3,25H10O8,5÷ 3,25 ⇒ C
(3,25 3,25)
H(10 3,25)
O(3,1875 3,25 )
⇒ CH3O
4. B
Dividindo-se as percentagens pelos respectivos pesos atômicos:
C = 74
12 = 6,16
H = 8,65
1 = 8,65
N = 17,30
14 = 1,23
Em seguida, divide-se os resultados pelo menor valor:
C = 6,16 1,23 = 5
H = 8, 65 1,23 = 7
N = 1,23 1,23 = 1
Fórmula mínima: C5H7N 5. B
nU=m
M= 24,64g
238g . mol−1= 0,1035 mol
nO=m
M= 3,36g
16g . mol−1= 0,21 mol
U0,1035 0,1035⏟
1
O0,21 0,1035⏟
≈2
⇒ UO2
6. D
Pela lei da Conservação de Massa, teremos:
Experimento Massa de óxido
de cálcio (g) Massa de gás
carbônico (g) Massa de carbonato de cálcio (g)
I 5,6 𝐗 = 𝟒, 𝟒 10,0
II 𝐘 = 𝟐𝟖 22,0 50,0
III 56,0 44,0 𝐙 = 𝟏𝟎𝟎
a) Incorreta.
Y X= 28
4,4= 6,4 b) Incorreta.
X ⋅ Y < Z 4,4 ⋅ 28 < 5
1200 > 5 c) Incorreta.
Z
5,6= X ⋅ 3,5
100
5,6 = 4,4 ⋅ 3,5 18 ≠ 15 d) Correta.
56 Y ⋅22
44= 1
56 28⋅22
44= 1
7. C
6 . 1023 átomos de C --- 1 mol de C 48 . 1023 átomos de C --- X
X = 8
- 10 mol de átomos de hidrogênio, 56 g de nitrogênio 14 g de N --- 1 mol
56 g N --- Y Y = 4 mol
6 . 1023 átomos --- 1 mol de O2
12 . 1023 átomos --- Z Z = 2 mol
Fórmula de cafeína: C8H10N4O2
1 gás de nitrogênio
4L + 3 gás hidrogênio
9L 2 gás amônia
? (amônia) 1 L de gás de nitrogênio --- 3 L de gás hidrogênio x --- 9 L de gás hidrogênio x = 9 .13 ⇨ x = 3 L de gás hidrogênio
Há excesso de 1 L de gás nitrogênio 9. B
A reação de formação da água ocorre segundo a equação a seguir, na proporção em volume indicada:
2 hidrogênio + 1 oxigênio ⇨ 2 água
10. C
O sólido contido nos dois recipientes é a palha de ferro. Ao queimar um dos lados, haverá a formação do Fe2O3 devido à reação com o oxigênio, tornando esse lado da balança mais pesado do que aquele que não sofreu o processo de queima.