Leis Ponderais na Química

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LEIS PONDERAIS
Professor: Geovane Gonçalves Machado
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INTRODUÇÃO
No século XVIII, houve um grande avanço do
estabelecimento da Química como uma ciência bem
fundamentada e os cientistas passaram a adotar o “método
científico” em seus estudos.
Por meio de estudos meticulosos e experiências cuidadosas,
foram introduzidas leis importantes que conseguiram explicar
como as reações químicas ocorrem e como as substâncias
se comportam com uma regularidade de modo geral.
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As leis das reações químicas 
podem ser divididas em dois grupos:
LEIS PONDERAIS LEIS VOLUMÉTRICAS 
São as leis relativas às 
massas das substâncias que 
participam das reações 
químicas 
São as leis relativas aos 
volumes das substâncias 
que participam das reações 
químicas 
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DEFINIÇÃO
As leis ponderais são generalizações matemáticas que nos
permitem indicar a quantidade de massa de um ou mais
participantes de uma reação química que é sempre
representada a partir de uma equação como a proposta a
seguir:
A + B → C + D
Reagente Produto
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As principais leis ponderais são:
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Lei de Conservação das Massas ou 
Lei de Lavoisier
Em 1775 o químico francês Antoine Lavoisier (1743-1794)
realizou muitas experiências que levaram à seguinte
conclusão:
“Em uma reação química feita em recipiente fechado, a 
soma das massas dos reagentes é igual à soma das 
massas dos produtos.”
Atualmente essa lei é conhecida como:
“Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se 
transforma”
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LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS 
OU LEI DE LAVOISIER
metano + 
4 g
oxigênio
16 g
reagentes produto
gás carbônico + água
11 g 9 g
4 g + 16 g = 20 g 11 g + 9 g = 20 g
NUMA REAÇÃO QUÍMICA A MASSA TOTAL DOS REAGENTES É 
IGUAL À MASSA TOTAL DOS PRODUTOS
Vale lembrar que em uma reação química a massa e os átomos 
se conservam, as moléculas NÃO!
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 Lei das Proporções Constantes 
ou Lei de Proust
Essa lei foi criada por Joseph Louis Proust (1754-1826) em 1800.
Ele percebeu que os elementos que participam da composição de
uma determinada substância pura sempre apresentam uma
proporção em massa.
“Uma substância pode ser proveniente de diferentes fontes
naturais ou ser obtida por diversos processos. No entanto,
seja qual for o método de obtenção, a substância terá sempre
a mesma composição química fixa”.
Ou seja, qualquer que seja o método de obtenção de uma
substância, ela é sempre formada pelos mesmos elementos
químicos combinados numa mesma proporção.
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Lei de Proust
hidrogênio oxigênio água+
4 g 32 g 36 g 
1ª experiência: 
2ª experiência: 
2 g 16 g 18 g 
1 g
8 g 
=
2 g
16 g 
=1ª experiência: 
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
1 g
8 g 
=
4 g
32 g 
=2ª experiência: 
massa de hidrogênio 
massa de oxigênio 
“A proporção das massas que reagem 
permanece sempre constante”
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 Reagente em excesso e reagente limitante
Segundo a Lei Ponderal de Proust, denominada de Lei das
Proporções Constantes, as reações sempre ocorrem em
proporções definidas e constantes. Por exemplo:
Se essa reação for realizada numa proporção diferente
dessa, então teremos um reagente em excesso e um
reagente limitante.
32 g 44 g
Carbono + Oxigênio gáscarbônico
12 g
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Definições
Reagente limitante é aquele que limita a quantidade de
produto que pode ser produzido na reação. Isso significa que
quando o reagente limitante é totalmente consumido, a
reação para, mesmo tendo ainda outros reagentes.
Todos os outros reagentes que sobrarem são considerados
reagentes em excesso.
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Exercícios de fixação:
3. Sabemos que 7 g de nitrogênio reagem todo com 1,5 g de
hidrogênio, produzindo gás amônia. A massa de gás
amoníaco que iremos obter nessa reação quando
misturamos 2,1g de nitrogênio com uma quantidade
suficiente de hidrogênio é:
a) 8,1g.
b) 10,2g.
c) 2,55g.
d) 4,00g.
e) 3,60g.
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Exercícios de fixação:
4. O mármore (CaCO3) reage com o ácido sulfúrico formando o
gesso (CaSO4), de acordo com a equação balanceada:
H2SO4(aq) + CaCO3(s) CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g)
A massa de gesso formada pela reação de 25 g de
mármore com H2SO4 suficiente será:
Dados de 1 mol: CaCO3 = 100 g; CaSO4 = 136 g
a) 5 g.
b) 17 g.
c) 34 g.
d) 68 g.
e) 100 g.
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LEI DAS PROPORÇÕES 
MÚLTIPLAS OU LEI DE DALTON
Em 1803, já se sabia que duas ou mais substâncias podiam
se combinar em proporções diferentes, originando compostos
diferentes, com propriedades diferentes.
John Dalton (1766 – 1844), foi químico, meteorologista e
físico inglês que criou diversas teorias, entre elas, a Teoria
das Proporções Múltiplas, onde a massa fixa de um dos
elementos se combina com massas diferentes de um
segundo elemento, formando compostos diferentes.
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LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS 
“Quando dois elementos formam duas ou mais substâncias 
compostas diferentes, se a massa de um deles permanecer fixa a do 
outro irá variar em uma relação de números inteiros e pequenos”
1ª experiência:
oxigênio
16 g
Monóxido de Carbono
28g
=
Oxigênio
32 g
Dióxido de Carbono
44g
Carbono +
12 g
Carbono +
12g 
2ª experiência:
16g
32 g
1
2
A proporção é de 1 :2
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LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS 
Um dos exemplos mais encontrados na literatura para demonstrar a
aplicação efetiva desta Lei é a formação de óxidos diversos, como por
exemplo, os óxidos formados por nitrogênio:
Genericamente podemos definir que:
A + B → C
ma + mb → mc
A + B’ → C’
ma + m’b → m’c
Mantendo a massa de um dos reagentes constante, a massa do(s) 
outro(s) reagentes e a massa do(s) produto(s) é(são) variável(eis).
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COMO CONSEQUÊNCIA DA LEI DE
PROPORÇÕES MÚLTIPLAS, DALTON
ENUNCIA O SEU MODELO ATÔMICO
➢ Em 1808, John Dalton publicou o livro Novo Sistema de
Filosofia química, no qual apresentava sua teoria para a
constituição da matéria;
➢ Dalton defendia que a matéria era formada por pequenas
partículas que ele denominou átomo.
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N2H2 + NH33 21
++
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Exercícios de fixação:
5. Dois óxidos de enxofre são formados com 50% e 60% em 
massa de O (oxigênio). Quem são esses óxidos?