Aula 5 - Química - Proporções entre massas e reagentes -1B e 1C

Bom noite alunos, 

conforme nosso cronograma, segue conteúdo  e condições para trabalharmos nesta semana

 Aula 5 - Química  - Proporções entre massas e reagentes 

Atividades a serem realizadas passo a passo :

·         Assistir o video no yutube : Assista ao vídeo do GEPEQ – Experimentos de Química: “Queima de alimentos”, disponível em: . https://www.youtube.com/watch?v=X33DlTMXmd0 e faça os comentários do que assistiu.

·         Pag 36 do caderno do aluno  - 2 bimestre   - fazer a leitura do texto . Ver abela 1.1 e  responder as questões

A,B e C

·        Fazer uma pesquisa sobre  : “ Combustão completo x combustão imcompleta  : Assista ao vídeo do GEPEQ: Experimentos de Química – “Poder Calorífico dos Combustíveis”. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=y8Vz_QzGmiU , comentar e resumir no caderno com pelo menos 10 linhas cada. 

Entregar as atividades propostas até 23/06/2020

por e-mail : joelmaaparecido@prof.educacao.sp.gov.br

Watts  do grupo da sala : 99835-2009

Texto complementar :

Explicação de Dalton para as Leis Ponderais

No ano de 1803, o químico inglês John Dalton (1766-1844) desenvolveu uma teoria sobre a estrutura da matéria, retomando a ideia dos filósofos Demócrito e Leucipo. Ele estabeleceu uma teoria que pode ser vista com mais detalhes no texto “Teoria atômica de Dalton”, mas resumidamente seus postulados eram:

1. Toda matéria é formada de minúsculas partículas esféricas e maciças denominadas átomos, que não podem ser criados nem destruídos. Cada substância é constituída de um único tipo de átomo;

2. Os elementos são formados por átomos isolados iguais, com mesma massa e tamanho, sendo eles indivisíveis;

3. A combinação de diferentes átomos numa proporção de números inteiros origina substâncias diferentes.

Os postulados de Dalton puderam, então, explicar as leis ponderais de Antoine Lavoisier e Joseph Louis Proust.

Conforme explanado no texto “Lei de Lavoisier”, esse cientista, por meio de fatos experimentais, elaborou a Lei de Conservação das Massas, que atualmente é conhecida pelo seguinte enunciado:

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

Isso significa que em uma reação que ocorra em sistema fechado, a massa total dos regentes é sempre igual a massa total dos produtos, quaisquer que sejam as transformações que venham a ocorrer. Dalton, por sua vez, propôs que a matéria é formada por átomos que não podem ser criados nem destruídos. Isso leva à seguinte conclusão lógica: se o número de átomos permanece constante durante uma reação, então a massa do sistema também se manterá constante.

Por exemplo, usando o modelo de átomos esféricos de Dalton, veja uma reação em que se verifica que 3g de carbono reagem com 8g de oxigênio, produzindo 11 g de gás carbônico:

Veja que o que ocorre é, conforme Dalton disse, um rearranjo dos átomos, em combinações diferentes originando substâncias diferentes.

Já a Lei das Proporções Constantes, vista no texto “Lei de Proust”, diz:

“Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição.”

A teoria de Dalton também explicou essa lei em nível microscópico. No mesmo exemplo citado anteriormente da reação de formação do gás carbônico, vimos que:

3 g de carbono (C) se unem a 8 g de oxigênio (O₂) produzindo 11 g de gás carbônico (CO₂).

Se desejarmos obter duas moléculas de CO₂ deveremos usar o dobro das quantidades, tanto de carbono como de oxigênio:

Como a proporção em número de átomos é constante, a proporção em massa também é constante. Qualquer que seja a experiência para a obtenção do gás carbônico, a proporção entre os átomos de carbono e oxigênio se mantém constante.

Classificação da Matéria

A matéria pode ser classificada como substância pura ou misturas. As substâncias puras são aquelas formadas por unidades químicas iguais, sejam elas átomos ou moléculas, apresentando, assim, propriedades químicas e físicas próprias. As substâncias puras podem, por sua vez, ser classificadas como simples ou compostas. As substâncias simples são formadas por um ou mais átomos de um mesmo elemento químico (He, O2, O3, P4, etc.), enquanto as substâncias compostas são moléculas formadas por dois ou mais elementos químicos distintos (CO2, NH4, H2O, etc.).

Já as misturas são formadas por duas ou mais substâncias ou componentes. Como exemplo temos o ar, que é uma mistura de diversos gases, a água do mar, que é uma mistura de água e sal (cloreto de sódio), dentre outros. As misturas podem ser classificadas em homogêneas, quando se apresentam em uma única fase (água e açúcar), ou heterogêneas, quando se apresentam em duas ou mais fases (água e óleo).

Estados Físicos da Matéria

A matéria pode se apresentar em três estados físicos, dependendo do maior ou menor grau de agregação entre elas: sólido, líquido e gasoso. Cada um desses três estados físicos irá apresentar suas próprias características, como a forma, o volume e a densidade, que podem ser modificadas por meio da alteração da temperatura e/ou da pressão.

Ao alterar o estado físico de uma substância, ocorrem alterações não apenas em suas características macroscópicas, como a forma, o volume e a densidade, mas também em suas características microscópicas, como o arranjo das partículas. Sua composição, no entanto, não é modificada.

A mudança do estado sólido para o líquido é denominada fusão, do estado líquido para o gasoso é chamado vaporização, do estado gasoso para o líquido é liquefação ou condensação, já do líquido para o sólido é denominado solidificação. Por fim, a mudança do estado direto do sólido para o gasoso ou do gasoso para o sólido é conhecido como sublimação, conforme vemos no diagrama abaixo.

Transformações da Matéria

Quando a matéria sofre qualquer tipo de mudança, dizemos que ocorreu um fenômeno, que pode ser físico ou químico.

Os fenômenos físicos são aqueles que alteram apenas a aparência, a forma, o tamanho e o estado físico da substância, sem que ocorra alteração na composição da matéria. Por exemplo, quando derretemos o gelo, a água continua sendo água, quando amassamos ou cortamos um pedaço de papel, o papel continua sendo papel, quando quebramos um copo de vidro, o vidro continua sendo vidro, quando dissolvemos o açúcar em água, o açúcar continua sendo açúcar e a água continua sendo água.

 Os fenômenos químicos são aqueles em que ocorre alteração da natureza da matéria, ou seja, da sua composição, dando origem a novas substâncias. Como exemplo temos a queima de um pedaço de papel, que é formado a partir da celulose. Após a queima, essa celulose se transforma em carvão e há a liberação de vapor d’água e gás carbônico na forma de fumaça.

As mudanças que são visualizadas na matéria durante um fenômeno químico são: mudança de cor, liberação de um gás (efervescência), formação de um sólido, aparecimento de chama ou luminosidade. Algumas reações, porém, podem ocorrer sem que nenhuma dessas evidências visuais seja detectada. Neste caso, a mudança é constatada por meio da variação das propriedades físico-químicas da substância. 

DEFINIÇÃO

No final do século XVIII, os cientistas Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust, através de estudos experimentais, concluíram que as reações químicas obedecem a determinadas leis. Essas leis são chamadas de leis ponderais e relacionam as massas das substâncias, reagentes e produtos participantes de uma reação química.

LEI DE LAVOISIER

A Lei da Conservação das Massas foi elaborada por Lavoisier após determinar a massa total de um sistema fechado, concluindo que a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos.

Exemplo: 2 gramas de gás hidrogênio reagem com 16 gramas de gás oxigênio produzindo 18 gramas de água.

mreagentes = m

Hidrogênio + Oxigênio = Água
2g         +      16g =    18g

A lei, portanto, segue os enunciados:

“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.”

LEI DE PROUST

A Lei das Proporções Constantes foi enunciada após o químico Joseph Louis Proust observar que em uma reação química as massas dos reagentes e as massas dos produtos estabelecem sempre uma proporção constante.

Quando a massa de um dos reagentes dobra, as massas dos demais, reagentes e produtos, dobram também. Ao triplicarmos a massa de alguma substância participante da reação, acontecerá o mesmo, a massa de todas as demais substâncias triplicará e assim sucessivamente.

As relações entre massa O2/massa C, massa CO2/massa C, massa CO2/massa O2, são sempre constantes.

As leis ponderais de Lavoisier e Proust foram muito importantes para estudos posteriores como, por exemplo, com base nessas leis o cientista John Dalton elaborou sua teoria sobre a estrutura atômica, que ficou conhecida como a teoria atômica de Dalton.

Os conceitos das leis ponderais auxiliam a prever as quantidades desconhecidas de reagentes ou produtos em uma reação química, através de um cálculo, conhecido como cálculo estequiométrico.

EXEMPLOS

I) Considerando que 200g de mercúrio reagem completamente com 16g de oxigênio para formar óxido de mercúrio, qual seria a massa de oxigênio necessária para produzir135 g de óxido de mercúrio?

Aplicando a lei de Lavoisier, sabemos que na reação completa de 200 g de mercúrio com 16 g de oxigênio resulta em 216 g de óxido de mercúrio, pois:

Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio

    200 g + 16 g    = 216 g

Para produzir 135 g de óxido de mercúrio, precisamos relacionar as proporções. Pela lei de Proust temos:

Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio

    200 g + 16 g   → 216 g

              x                135 g

Logo:
16/x = 216/135 → x= 10 g
10 g é a massa necessária de oxigênio para obter 135 g de óxido de mercúrio.

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II) Supondo que 80 g de mercúrio são colocados em contato com 6 g de oxigênio,qual seria o reagente em excesso e qual seria sua massa?

Pela lei de Proust:
Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio
    200 g +    16 g    =   216 g
    80 g           x
Logo:
200/80 = 16/x → x = 6,4

80 g de mercúrio reagiriam completamente com 6,4 g de oxigênio. Porém, existem apenas 6 g de oxigênio, havendo excesso de mercúrio.

Pela Lei de Proust:

Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio

    200 g +    16 g    =      216 g
      y              6 g               

200/y = 16/6 → y = 75 g

A massa de mercúrio que reagiu foi 75 g, como a massa de mercúrio presente era de 80 g, existem 5 g em excesso.

COMPOSIÇÃO CENTESIMAL

Com base nas Leis Ponderais, também podemos definir a percentagem, em massa, de cada elemento presente em uma substância, ou seja: a composição centesimal indica a massa (em gramas) de cada elemento presente em 100 g de substância. 

Exemplo: se 450 g de água foram originados pela reação de 50 g de hidrogênio com 400 g de oxigênio, qual será a sua composição centesimal?

Hidrogênio + Oxigênio →Água
   50 g               400 g       450 g
                                         100 g

Calculando a quantidade de hidrogênio:
50 g de hidrogênio/450 g de água = x g de hidrogênio/100 g de água
x = (50 * 100)/450
x = 11,1 g

Repetindo o procedimento para o oxigênio:
400 g de oxigênio/450 g de água = y g de oxigênio/100 g de água
y = (400 * 100)/450
y = 88,9 g

A conclusão é que, em cada 100 gramas de água, é formada por 11,1 gramas de hidrogênio e 88,9 gramas de oxigênio. A composição percentual da água é de 11,1% de hidrogênio e 88,9% de oxigênio.