Quais são as leis de peso da química? (Com exemplos)
As leis de peso da química são aquelas que mostraram que as massas das substâncias que reagem não o fazem arbitrariamente ou aleatoriamente; mas mantendo uma proporção matemática constante de números inteiros ou submúltiplos deles, nos quais os átomos dos elementos não são criados ou destruídos.
No passado, estabelecer essas leis exigia esforços extraordinários de raciocínio; porque embora agora pareça óbvio demais, antes nem conhecíamos as massas atômicas ou moleculares dos elementos ou compostos, respectivamente.
Como não se sabia exatamente o quanto uma toupeira de átomos de cada elemento equivalia, os químicos dos séculos XVIII e XIX precisavam confiar em massas reativas. Assim, os equilíbrios analíticos rudimentares (imagem de cima) eram companheiros inseparáveis durante as centenas de experimentos necessários para o estabelecimento das leis de peso.
É por essa razão que, ao estudar essas leis da química, se encontram medições em massa a cada momento. Graças a isso, extrapolando os resultados dos experimentos, descobriu-se que compostos químicos puros são sempre formados com a mesma proporção de massa de seus elementos constituintes.
Lei da conservação da massa
Esta lei diz que em uma reação química, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos; enquanto o sistema considerado estiver fechado e não houver troca de massa e energia com o seu entorno.
Em uma reação química, substâncias não desaparecem, mas são transformadas em outras substâncias de igual massa; daí a famosa frase: "nada é criado, nada é destruído, tudo é transformado".
Historicamente, a lei de conservação de massa em uma reação química foi proposta pela primeira vez em 1756 por Mikhail Lomonsov, que mostrou em seu diário os resultados de seus experimentos.
Mais tarde, em 1774, Antoine Levoisier, químico francês, apresentou os resultados de seus experimentos que permitiram estabelecer isso; que alguns também chamam de Lei de Lavoisier.
Experimentos -Lavoisier
Na época de Lavoisier (1743-1794), havia a teoria do flogisto, segundo a qual os corpos tinham a capacidade de inflamar ou queimar. Os experimentos de Lavoisier permitiram descartar esta teoria.
Lavoisier realizou vários experimentos de combustão de metal. Nós cuidadosamente pesamos os materiais antes e depois de sua combustão em um recipiente fechado, descobrindo que havia um aparente ganho de peso.
Mas Lavoiser, baseado em seu conhecimento do papel do oxigênio na combustão, concluiu que o ganho de peso na combustão foi devido à incorporação de oxigênio ao material queimado. O conceito de óxidos metálicos nasceu.
Portanto, a soma das massas de metais submetidas a combustão e oxigênio permaneceu inalterada. Esta conclusão permitiu o estabelecimento da Lei de conservação da massa.
-Balanceamento de equações
A Lei da Preservação das Massas estabeleceu a necessidade de equilibrar as equações químicas, garantindo que o número de todos os elementos que intervêm em uma reação química, tanto reativa quanto como produtos, seja exatamente o mesmo.
Este é um pré-requisito para a precisão dos cálculos estequiométricos realizados.
-Cálculos
Moles de água
Quantos moles de água podem ser produzidos durante a combustão de 5 moles de metano em excesso de oxigênio? Mostrar também que a lei de conservação da matéria é cumprida.
CH 4 + 2 O 2 => CO 2 + 2 H 2 O
Observando a equação balanceada da reação, conclui-se que 1 mole de metano produz 2 moles de água.
O problema pode ser resolvido diretamente com uma abordagem simples, já que não temos 1 mole mas 5 mols de CH 4 :
Moles de água = 5 moles de CH 4 · (2 moles de H 2 O / 1 mole de CH 4 )
= 10
Isto seria equivalente a 180 g de H2O. Também foram formados 5 moles ou 220 g de CO2, o que é igual a uma massa total de 400 g de produtos.
Assim, a fim de cumprir a lei de conservação da matéria, devem reagir 400 g de reagentes; nem mais nem menos. Destes 400 g, 80 g correspondem aos 5 moles de CH 4 (multiplicados pela sua massa molecular de 16 g / mol), e 320 g aos 10 moles de O 2 (igualmente pela sua massa molecular de 32 g / mol ).
Combustão de uma fita de magnésio
Uma fita de magnésio de 1, 50 g foi queimada em um recipiente fechado contendo 0, 80 g de oxigênio. Após a combustão, 0, 25 g de oxigênio permaneceram no vaso. a) Qual massa de oxigênio reagiu? b) Quanto óxido de magnésio foi formado?
A massa de oxigênio que reagiu é obtida por uma simples diferença.
Massa de oxigênio consumida = (massa inicial - massa residual) oxigênio
= 0, 80 g - 0, 25 g
= 0, 55 g de O2 (a)
De acordo com a lei de conservação da massa,
Massa de óxido de magnésio = massa de magnésio + massa de oxigênio
= 1, 50 g + 0, 55 g
= 2, 05 g de MgO (b)
Lei das proporções definidas
Joseph Louis Proust (1754-1826), um químico francês, percebeu que, em uma reação química, os elementos químicos sempre reagem em proporções fixas de massas para formar um composto puro específico; portanto, sua composição é constante, independentemente da origem ou origem, ou como é sintetizada.
Proust em 1799 enunciou a lei das proporções definidas, que afirma que: "Quando dois ou mais elementos se combinam para formar um composto, eles o fazem em uma proporção de massa fixa". Então, essa relação é fixa e não depende da estratégia seguida para a preparação do composto.
Essa lei também é conhecida como a lei da composição constante, que afirma que: "Todo composto químico em estado de pureza contém sempre os mesmos elementos, em uma proporção constante de massa".
-Ilustração da lei
Ferro (Fe) reage com enxofre (S) para formar sulfeto de ferro (FeS), podemos apontar três situações (1, 2 e 3):
Para encontrar a proporção em que os elementos são combinados, a maior massa (Fe) é dividida pela menor massa (S). O cálculo dá uma proporção de 1, 75: 1. Este valor é repetido nas três condições dadas (1, 2 e 3), onde a mesma proporção é obtida, embora diferentes massas sejam usadas.
Ou seja, 1, 75 g de Fe combinam com 1, 0 g de S para dar 2, 75 g de FeS.
-Aplicações
Aplicando esta lei, pode-se saber exatamente as massas dos elementos que devem ser combinados para obter uma massa desejada de um composto.
Desta forma, informações podem ser obtidas sobre o excesso de massa de alguns dos elementos envolvidos em uma reação química, ou se houver um reagente reativo na reação.
Além disso, aplica-se para conhecer a composição centesimal de um composto, e com base no último, a fórmula de um composto pode ser estabelecida.
Composição centesimal de um composto
O dióxido de carbono (CO 2 ) é formado na seguinte reação:
C + O 2 => CO 2
12 g de carbono combinam 32 g de oxigênio para dar 44 g de dióxido de carbono.
Então, a porcentagem de carbono é igual a
Percentagem de carbono = (12 g / 44 g) · 100%
= 27, 3%
Percentagem de oxigénio = (32 g / 44 g) · 100%
Percentagem de oxigénio = 72, 7%
Usando a declaração da Lei da Composição Constante, pode-se notar que o dióxido de carbono é sempre composto de 27, 3% de carbono e 72, 7% de oxigênio.
-Cálculos
Trióxido de enxofre
Ao reagir em diferentes recipientes 4g e 6g de enxofre (S) com oxigênio (O), 10g e 15g de trióxido de enxofre (SO 3 ) foram obtidos, respectivamente.
Por que essas quantidades de trióxido de enxofre foram obtidas e não outras?
Calcule também a quantidade de enxofre necessária para combinar com 36 g de oxigênio e a massa de trióxido de enxofre obtida.
Parte a)
No primeiro vaso, 4 enxofre são misturados com X g de oxigênio para obter 10 g de trióxido. Se a lei de conservação da massa é aplicada, podemos limpar a massa de oxigênio que foi combinada com o enxofre.
Massa de oxigénio = 10 g de trióxido de oxigénio - 4 g de enxofre.
= 6 g
No vaso 2 6 g de enxofre são misturados com X g de oxigénio para obter 15 trióxido de enxofre.
Massa de oxigênio = 15 g de trióxido de enxofre - 6 g de enxofre
= 9 g
As proporções de O / S são calculadas para cada contêiner:
Relação O / S na situação 1 = 6 g O / 4 g S
= 1, 5 / 1
Relação O / S na situação 2 = 9 g O / 6 g S
= 1, 5 / 1
O qual, está de acordo com a coisa levantada na lei das proporções definidas que indica que os elementos sempre são combinados na mesma proporção para formar um certo composto.
Portanto, os valores obtidos estão corretos e aqueles que correspondem à aplicação da Lei.
Parte b)
Na seção anterior, um valor de 1, 5 / 1 foi calculado para a relação O / S.
g de enxofre = 36 de oxigênio · (1 g de enxofre / 1, 5 g de oxigênio)
= 24 g
g de trióxido de enxofre = 36 g de oxigênio + 24 g de enxofre
= 60 g
Cloro e Magnésio
Cloro e magnésio são combinados na proporção de 2, 95 g de cloro para cada g de magnésio. a) Determine as massas de cloro e magnésio necessárias para obter 25 g de cloreto de magnésio. b) Qual é a composição percentual do cloreto de magnésio?
Parte a)
Com base no valor 2, 95 para a relação Cl: Mg, a seguinte abordagem pode ser feita:
2, 95 g de Cl + 1 g de Mg => 3, 95 g de MgCl 2
Então:
g de Cl = 25 g de MgCl2 (2, 95 g Cl / 3, 95 g MgCl2)
= 18, 67
g de Mg = 25 g de MgCl2 (1 g Mg / 3, 95 g MgCl2)
= 6, 33
Em seguida, 18, 67 g de cloro são combinados com 6, 33 g de magnésio para produzir 25 g de cloreto de magnésio.
Parte b)
A massa molecular do cloreto de magnésio, MgCl 2, é calculada primeiro:
Peso molecular MgCl 2 = 24, 3 g / mol + (2 · 35, 5 g / mol)
= 95, 3 g / mol
Porcentagem de magnésio = (24, 3 g / 95, 3 g) x 100%
= 25, 5%
Percentagem de cloro = (71 g / 95, 3 g) x 100%
= 74, 5%
Lei de múltiplas proporções ou lei de Dalton
A lei foi enunciada em 1803 pelo químico e meteorologista francês John Dalton, com base em suas observações sobre as reações dos gases atmosféricos.
A lei foi enunciada da seguinte maneira: "Quando os elementos se combinam para dar mais de um composto, uma massa variável de um deles une uma massa fixa do outro e o primeiro tem como relação números canônicos e indistintos".
Também: "Quando dois elementos se combinam para originar compostos diferentes, dada uma quantidade fixa de um deles, as diferentes quantidades do outro elemento que são combinadas com esta quantidade fixa para produzir os compostos, são em relação a números inteiros simples".
John Dalton fez a primeira descrição moderna do átomo como um componente dos elementos químicos, quando apontou que os elementos são formados por partículas indivisíveis chamadas átomos.
Além disso, ele postulou que os compostos são formados quando átomos de diferentes elementos se combinam em proporções inteiras simples.
Dalton concluiu o trabalho de investigação de Proust. Ele apontou a existência de dois óxidos de estanho, com porcentagens de 88, 1% e 78, 7% de estanho com os correspondentes percentuais de oxigênio, 11, 9% e 21, 3%, respectivamente.
-Cálculos
Água e peróxido de hidrogênio
Mostre que os compostos água, H 2 O e peróxido de hidrogênio, H 2 O 2, atendem à Lei de Proporções Múltiplas.
Pesos atômicos dos elementos: H = 1 g / mol e oxigênio = 16 g / mol.
Pesos moleculares dos compostos: H2O = 18 g / mol e H2O2 = 34 g / mol.
O hidrogênio é o elemento com uma quantidade fixa em H 2 O e H 2 O 2, então as proporções entre O e H em ambos os compostos serão estabelecidas.
Relação O / H em H 2 O = (16 g / mol) / (2 g / mol)
= 8/1
Relação O / H em H2O2 = (32 g / mol) / (2 g / mol)
= 16/1
Relação entre as duas proporções = (16/1) / (8/1)
= 2
Então, a razão da relação O / H entre o peróxido de hidrogênio e a água é 2, um número inteiro e simples. Pelo que se demonstra o cumprimento da Lei das Proporções Múltiplas.
Óxidos de nitrogênio
Que massa de oxigênio é combinada com 3, 0 g de nitrogênio em a) óxido nítrico, NO e b) dióxido de nitrogênio, NO 2 . Mostre que NO e NO 2 estão em conformidade com a Lei de Proporções Múltiplas.
Massa de nitrogênio = 3 g
Pesos atômicos: nitrogênio, 14 g / mol e oxigênio, 16 g / mol.
Cálculos
No NO, um átomo de N é combinado com 1 átomo de O, então podemos calcular a massa de oxigênio que é combinada com 3 g de nitrogênio pela seguinte abordagem:
g de O = g nitrogênio · (PA.O / PA.N)
= 3 g · (16 g / mol / 14 g / mol)
= 3, 43 g O
Em NO 2, um átomo de N combina-se com 2 átomos de O, então a massa de oxigênio que combina é:
g de oxigênio = 3 g · (32 g / mol / 14 g / mol)
= 6, 86 g O
Relação O / N em NO = 3, 43 g O / 3 g N
= 1, 143
Relação O / N em NO 2 = 6, 86 g O / 3 g N
= 2.282
Valor da razão entre as proporções O / N = 2.282 / 1.143
= 2
Então, o valor da razão entre as proporções O / N é 2, um número inteiro e simples. Portanto, a Lei de Proporções Múltiplas é cumprida.
Lei de proporções recíprocas
Esta lei formulada por Richter e Carl F. Wenzel separadamente, estabelece que as proporções de massa de dois compostos com um elemento em comum, permite determinar a proporção de um terceiro composto entre os outros elementos se eles reagirem.
Por exemplo, se você tem os dois compostos AB e CB, você pode ver que o elemento comum é B.
A lei de Richter-Wenzel ou as proporções recíprocas diz que, sabendo quanto de A reage com B para dar AB, e quanto de C reage com B para dar CB, você pode calcular a massa de A que é necessária para reagir com um massa de C para formar AC.
E o resultado é que a relação A: C ou A / C deve ser um múltiplo ou submúltiplo de A / B ou C / B. No entanto, esta lei nem sempre é cumprida, especialmente quando os elementos têm vários estados de oxidação.
De todas as leis de peso, isso é talvez o mais "abstrato" ou complicado. Mas se for analisado do ponto de vista matemático, será visto que consiste apenas em fatores de conversão e cancelamentos.
-Exemplos
Metano
Se é sabido que 12 g de carbono reagem com 32 g de oxigênio para formar dióxido de carbono; e que, por outro lado, 2 g de hidrogênio reagem com 16 g de oxigênio para formar água, então as proporções de massa C / O e H / O para CO 2 e H 2 O, respectivamente, podem ser estimadas.
Calculando C / O e H / O, temos:
C / O = 12g C / 32g O
= 3/8
E / S = 2g H / 16g O
= 1/8
O oxigênio é o elemento em comum e queremos saber quanto carbono reage com o hidrogênio para produzir metano; isto é, queremos calcular C / H (ou H / C). Então, é necessário fazer uma divisão das proporções anteriores para demonstrar se a reciprocidade é cumprida ou não:
C / H = (C / O) / (H / O)
Note que desta forma o O é cancelado e o C / H permanece:
C / H = (3/8) / (1/8)
= 3
E 3 é um múltiplo de 3/8 (3/8 x 8). Isto significa que 3 g de C reage com 1 g de H para dar metano. Mas, para poder compará-lo com o CO 2, multiplique C / H por 4, que é igual a 12; isto dá 12 g de C que reage com 4 g de H para formar metano, o que também é verdade.
Sulfureto de magnésio
Se é sabido que 24 g de magnésio reagem com 2 g de hidrogénio para formar hidreto de magnésio; e que, além disso, 32 g de enxofre reagem com 2 g de hidrogênio para formar sulfeto de hidrogênio, o elemento em comum é o hidrogênio e queremos calcular Mg / S a partir de Mg / H e H / S.
Calculando então Mg / H e H / S separadamente, temos:
Mg / H = 24g Mg / 2g H
= 12
H / S = 2g H / 32g S
= 1/16
No entanto, é conveniente usar S / H para cancelar o H. Portanto, S / H é igual a 16. Uma vez feito isso, procedemos ao cálculo de Mg / S:
Mg / S = (Mg / H) / (S / H)
= (12/16)
= 3/4
E 3/4 é um sub-múltiplo de 12 (3/4 x 16). A razão Mg / S indica que 3 g de Mg reagem com 4 g de enxofre para formar sulfeto de magnésio. No entanto, devemos multiplicar Mg / S por 8 para podermos compará-lo com Mg / H. Assim, 24 g de Mg reage com 32 g de enxofre para dar este sulfeto de metal.
Cloreto de alumínio
Sabe-se que 35, 5 g de Cl reagem com 1 g de H para formar HCl. Da mesma forma, 27 g de Al reagem com 3 g de H para formar AlH 3 . Calcule a proporção de cloreto de alumínio e diga se tal composto obedece à lei de Richter-Wenzel.
Mais uma vez, procedemos ao cálculo de Cl / H e Al / H separadamente:
Cl / H = 35, 5 g Cl / 1 g H
= 35, 5
Al / H = 27g Al / 3g H
= 9
Agora, Al / Cl é calculado:
Al / Cl = (Al / H) / (Cl / H)
= 9 / 35, 5
≈ 0, 250 ou 1/4 (na verdade 0, 253)
Ou seja, 0, 250 g de Al reage com 1 g de Cl para formar o sal correspondente. Mas, novamente, você deve multiplicar Al / Cl por um número que permita compará-lo (por conveniência) com Al / H.
Imprecisão no cálculo
Al / Cl é então multiplicado por 108 (27 / 0, 250), dando 27 g de Al que reage com 108 g de Cl. Isto não acontece precisamente assim. Se tomarmos por exemplo o valor 0.253 para Al / Cl, e multiplicarmos por 106.7 (27 / 0.253), teremos 27 g de Al reagir com 106.7 g de Cl; que está mais próximo da realidade (AlCl 3, com um PA de 35, 5 g / mol para Cl).
Aqui vemos como a lei de Richter pode começar a falhar devido à precisão e uso indevido de decimais.
