Atividade 19 – Previsão das quantidades de reagentes e produtos formados

Transformações químicas: Relações entre as quantidades envolvidas

previsão das quantidades de reagentes e produtos formados.

Conteúdos e temas: transformações químicas; Relações entre as quantidades envolvidas

Competências e habilidades: representar transformações químicas por meio de equações químicas;
interpretar equações químicas em termos de quantidades de partículas, massa e energia; realizar
cálculos de massas moleculares; identificar, representar e aplicar as proporções em número de partículas, massa e energia na resolução de problemas químicos.

Sugestão de estratégias de ensino: aula expositiva dialogada; registros dos tópicos principais; resolução de exercícios e problemas.
Sugestão de recursos: exercícios propostos.
Sugestão de avaliação: participação na aula e resolução dos exercícios e problemas propostos.

Previsão das quantidades de reagentes e produtos formados

Muitos dos objetos que utilizamos cotidianamente provêm de indústrias que transformam materiais em produtos. Isso com o objetivo básico de nos auxiliar nas mais variadas tarefas. Para tanto, as transformações químicas envolvidas nesses processos são controladas das mais variadas formas.Um dos controles básicos diz respeito às quantidades utilizadas e produzidas nas transformações químicas. Esse controle é baseado na Lei da Conservação de Massa, de Antoine Laurent de Lavoisier, e na Lei das Proporções Definidas, de Joseph Louis Proust.

Lei de Lavoisier

A Lei de Conservação de Massa é resultante de estudos quantitativos sobre as transformações químicas. O trabalho de Lavoisier foi caracterizado pelo uso sistêmico de instrumentos de medição e controle rigoroso das quantidades dos materiais envolvidos nas transformações químicas.

Entre seus experimentos, destaca-se o estudo com o aquecimento do mercúrio líquido. Ele aqueceu em sistema fechado uma amostra de mercúrio previamente mensurada e observou a formação de um sólido vermelho, o óxido de mercúrio, verificando que a massa do óxido formado era igual à massa inicial dos reagentes. Veja uma representação da reação utilizada por Lavoisier:

MASSA INICIAL = MASSA FINAL

Massa de reagentes Massa de produto
Materiais mercúrio + gás oxigênio óxido de mercúrio
Características líquido prateado – gás incolor sólido vermelho

Lavoisier registrou em seus trabalhos que existe ainda uma relação entre as massas dos reagentes envolvidas e os produtos, na qual não se podem usar quaisquer quantidades de reagentes para obter uma quantidade arbitrária de produto(s). Ele chegou a essa conclusão a partir de seu experimento envolvendo os gases oxigênio e hidrogênio, para obtenção da água em sistema fechado.

A Tabela 1, a seguir, com dados similares aos adotados por Lavoisier em seus experimentos, pode ajudar no entendimento de sua postulação:

TABELA 1 – DADOS SIMILARES AOS OBTIDOS EM 4 DAS EXPERIÊNCIAS DE LAVOISIER

Experiência Massa de gás oxigênio (g) Massa de gás hidrogênio (g) Massa de água formada (g) Massa de oxigênio que não reagiu (g) Massa de hidrogênio que não reagiu (g)
a 0,033 0,002 0,018 0,016 0,0
b 0,033 0,004 0,037 0,0 0,0
c 0,033 0,006 0,037 0,0 0,002
d 0,085 0,0015 0,095 0,0 0,004
  • Obs.: 0,001g para cima ou para baixo está dentro do considerado erro de pesagem da balança.

A relação entre reagentes e produtos é verificada nos dados apresentados nos quatro ensaios (a, b, c, d). Considerando a precisão da balança, pode-se afirmar que realmente ocorreu a conservação da massa. Vejamos o caso do experimento b: foram utilizados 0,033 g de gás oxigênio e 0,004 g de gás hidrogênio para produzir 0,037 g de água com nenhuma sobra de reagentes.

Pode-se verificar que a massa de água formada é exatamente o somatório das massas dos dois gases envolvidos. Essa conclusão é reforçada ao observar a experiência c, na qual se utilizou 0,006 g de gás hidrogênio, ao invés dos 0,004 g adotados no experimento b, pois a diferença entre os dois valores, 0,002 g, é o exato valor que sobrou de hidrogênio nessa experiência.

Considerando também o experimento d como referência de análise, verifica-se que para formar 0,095 g de água são necessários 0,085 g de gás oxigênio e 0,011 g de gás hidrogênio, ou seja, dos 0,015 g de hidrogênio utilizados restaram 0,004 g, demonstrando, assim, que existem quantidades especificas dos gases reagentes.

Lei de Proust

Em 1799, Joseph Louis Proust, com base no raciocínio da Lei da Conservação das Massas, estabeleceu a Lei das Proporções Definidas (Lei de Proust), segundo a qual um determinado composto químico sempre contém os seus elementos nas mesmas proporções em massa.

Como exemplo pode-se analisar a reação de combustão entre o metal magnésio e o gás oxigênio. Veja a representação:

TABELA 2 – VALORES DE TRÊS EXPERIÊNCIAS ENVOLVENDO A COMBUSTÃO DO MAGNÉSIO

Experiência 2Mg + O2 ==> 2MGgO
a 48,6 g 32 g 80,6 g
b 97,2 g 64 g 161,2 g
c 24,3 g 16 g 0,0 40,3 g

Segundo a Lei de Proust, existe uma proporção definida entre as massas de reagentes para a formação de produtos. Por exemplo, no caso específico da combustão do metal magnésio, representado na Tabela 2, a proporção é constante, mesmo tendo sido utilizadas massas diferentes dos materiais nas três experiências. Vejamos o raciocínio matemático:

48,6 : 32 = 1,52
97,2 : 64 = 1,52
24,3 : 16 = 1,52

A reação de formação do óxido de magnésio apresentará sempre a mesma relação entre magnésio e oxigênio, qualquer que seja a massa formada, ou seja, 1,52 partes de magnésio para 1 parte de oxigênio.

É importante ressaltar que Lavoisier e Proust realizaram seus experimentos com quantidades de materiais possíveis de serem mensuradas nas balanças existentes em suas épocas – e que, atualmente, trabalhos dessa natureza, realizados com balanças de última geração, apontam para a confirmação das duas teorias.

EXERCÍCIOS SOBRE ESTEQUIOMETRIA

EXERCÍCIOS DE QUÍMICA

A estequiometria é a parte que se encarrega dos cálculos das quantidades das substâncias envolvidas em uma reação química.Publicado por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça

QUESTÃO 1

(PUC-MG) Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage com a água nos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa graves danos pulmonares, levando, finalmente, à morte: por causa disso, já foi até usado como gás de guerra. A equação química dessa reação é:COCl2 + H2O → CO2 + 2 HClSe uma pessoa inalar 198 mg de fosgênio, a massa de ácido clorídrico, em gramas, que se forma nos pulmões, é igual a:a) 1,09 . 10-1.b) 1,46 . 10-1.c) 2,92 . 10-1.d) 3,65 . 10-2.e) 7,30 . 10-2.Alternativa “b”.Resolução:1º Passo: Descobrir as massas molares, sabendo que as massas molares em g/mol de cada elemento são: C = 12, O = 16, Cl = 35,5 e H = 1.MCOCl2 = 12 + 16 + 2 . 35,5 = 99 g/mol
MHCl = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol2º Passo: Relacionar as massas molares das duas substâncias na equação, lembrando que a proporção estequiométrica entre elas está de 1 : 2. Como a massa tem que ser dada em gramas, temos que 198 mg de fosgênio é igual a 0,198 g:99 g de COCl2 ———– 2 . 36,5 g de HCl
0,198 g de COCl2 ——- x
99 x = 73 . 0,198
x = 14,454
99x = 0,146 g = 1,46 . 10-1g.

QUESTÃO 2

(Mackenzie-SP) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) O volume de CO2, medido a 27ºC e 1atm., produzido na combustão de 960,0 g de metano, é:a) 60,0 Lb) 1620,0 Lc) 1344,0 Ld) 1476,0 Le) 960,0 LDados:

  • massa molar do CH4 = 16,0 g/mol
  • constante universal dos gases: R = 0,082 atm.L/mol.K
Ver Resposta
Alternativa “d”.* Passo 1: determinar o número de mol de CO2 produzido a partir da massa de 960 gramas de CH416 g —– 1 mol de CO2
960 g —- nCO216.nCO2 = 960
nCO2 = 960/16nCO2 = 60 mol* Passo 2: determinar o volume CO2 utilizando as codições de tempertura e pressão, além do número de mol encontradoP.VCO2 = nCO2.R.T1.VCO2 = 60.0,082.300VCO2 = 1476 L.

QUESTÃO 3

Qual é a quantidade de matéria de gás oxigênio necessária para fornecer 17,5 mol de água, H2O(v), na queima completa do acetileno, C2H2(g)?a) 43,75 molb) 2 molc) 17,5 mold) 35 mole) 27,2 mol

Ver Resposta
Alternativa “a”.* Escrevendo a equação balanceada da reação para ver a proporção estequiométrica:2 C2H2(g) +5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(v)5 mol de O2(g) —— 2 mol de H2O(v)
x———————-17,5 mol de H2O(v)x = 17,5 . 5 / 2
x = 43,75 mol de O2(g)

QUESTÃO 4

Quantas moléculas de água, H2O(v), são obtidas na queima completa do acetileno C2H2(g), ao serem consumidas 3,0 . 1024 moléculas de gás oxigênio?a) 120 1024b) 0,12 . 1023c) 12 . 1024d) 1,2 . 1023e) 1,2 . 1024

RESPOSTAS

Questão 1

Alternativa “b”.Resolução:1º Passo: Descobrir as massas molares, sabendo que as massas molares em g/mol de cada elemento são: C = 12, O = 16, Cl = 35,5 e H = 1.MCOCl2 = 12 + 16 + 2 . 35,5 = 99 g/mol
MHCl = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol2º Passo: Relacionar as massas molares das duas substâncias na equação, lembrando que a proporção estequiométrica entre elas está de 1 : 2. Como a massa tem que ser dada em gramas, temos que 198 mg de fosgênio é igual a 0,198 g:99 g de COCl2 ———– 2 . 36,5 g de HCl
0,198 g de COCl2 ——- x
99 x = 73 . 0,198
x = 14,454
99x = 0,146 g = 1,46 . 10-1g.Voltar a questão

Questão 2

Alternativa “d”.* Passo 1: determinar o número de mol de CO2 produzido a partir da massa de 960 gramas de CH416 g —– 1 mol de CO2
960 g —- nCO216.nCO2 = 960
nCO2 = 960/16nCO2 = 60 mol* Passo 2: determinar o volume CO2 utilizando as codições de tempertura e pressão, além do número de mol encontradoP.VCO2 = nCO2.R.T1.VCO2 = 60.0,082.300VCO2 = 1476 L.Voltar a questão

Questão 3

Alternativa “a”.* Escrevendo a equação balanceada da reação para ver a proporção estequiométrica:2 C2H2(g) +5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(v)5 mol de O2(g) —— 2 mol de H2O(v)
x———————-17,5 mol de H2O(v)x = 17,5 . 5 / 2
x = 43,75 mol de O2(g)Voltar a questão

Questão 4

 Alternativa “e”.* Escrevendo a equação balanceada da reação para ver a proporção estequiométrica:2 C2H2(g) +5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(v)* Sabe-se que 1 mol ↔ 6. 1023 moléculas, então:5 . 6. 1023 moléculas de O2(g)——- 2 . 6. 1023 moléculas de H2O(v)3,0 . 1024 moléculas de O2(g)——- xx = 3,0 . 1024 . 2 . 6. 10235 . 6. 1023x = 1,2 . 1024 de H2O(v)Voltar a questão

Bibliografia

 

  • GEPEQ – Grupo de Pesquisa em Educação Química. Interações e Transformações I: elaborando conceitos sobre transformações químicas. São Paulo: Ed. EDUSP, 2001.
  • LEMBO, A. Química – realidade e contexto: química geral. São Paulo: Editora Ática, 2001.
  • VANIN, J. A. Alquimistas e Químicos: o passado, o presente e o futuro. São Paulo: Ed. Moderna, 1999.

 

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Sobre bbraga

Atuo como professor de química, em colégios e cursinhos pré-vestibulares. Ministro aulas de Processos Químicos Industrial, Química Ambiental, Corrosão, Química Geral, Matemática e Física. Escolaridade; Pós Graduação, FUNESP. Licenciatura Plena em Química, UMC. Técnico em Química, Liceu Brás Cubas. Cursos Extracurriculares; Curso Rotativo de química, SENAI. Operador de Processo Químico, SENAI. Curso de Proteção Radiológica, SENAI. Busco ministrar aulas dinâmicas e interativas com a utilização de Experimentos, Tecnologias de informação e Comunicação estreitando cada vez mais a relação do aluno com o cotidiano.

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