Relações numéricas: leis ponderais e tipos de fórmulas Notas de revisão para ENEM Química

Relações numéricas: leis ponderais e tipos de fórmulas

Introdução às leis ponderais

As leis ponderais são princípios fundamentais que explicam as relações quantitativas nas reações químicas. Elas foram estabelecidas através de experimentos cuidadosos e relacionam a massa e o volume dos componentes em uma determinada reação química.

Lei de Lavoisier (lei da conservação das massas)

Antoine Lavoisier descobriu experimentalmente que, em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes (antes da reação ocorrer) será igual à soma da massa dos produtos (após ocorrida a reação).

Fórmula: $m_{\text{reagentes}} = m_{\text{produtos}}$

Conceito fundamental

A lei de Lavoisier é constantemente associada à famosa frase baseada em suas ideias: "Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma".

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É importante destacar que a lei de Lavoisier só é válida em sistemas fechados, uma vez que os gases tenderiam a escapar caso este fosse aberto. Isso faria com que suas massas não fossem contabilizadas, impossibilitando a igualdade entre as massas dos reagentes e dos produtos.

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Exemplo Prático: Aplicação da Lei de Lavoisier

$\text{Cl}_2(g) + \text{PCl}_3(g) \rightarrow \text{PCl}_5(g)$ $71g + 137,7g = 208,5g$ $208,5g = 208,5g$

A massa total se conserva na reação química.

Lei de Proust (lei das proporções definidas)

Louis Proust, um químico francês, verificou que ao se realizar diversos experimentos referentes a uma mesma reação variando a quantidade de reagentes, a quantidade de produto formada também varia, de maneira proporcional.

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Exemplo: Lei das Proporções Definidas

$\text{H}_2 + \frac{1}{2}\text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}$

Primeira proporção: $2g + 16g = 18g$ Segunda proporção: $4g + 32g = 36g$

infoNote

Observe que ao dobrar a massa de H₂, a massa das demais substâncias também dobram, mantendo a proporção constante.

Lei de Gay-Lussac (lei das proporções volumétricas)

Dois gases, sob as mesmas condições de temperatura e pressão, apresentam entre si uma proporção entre os seus volumes em números inteiros e pequenos.

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Exemplo: Proporções Volumétricas

$\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightarrow 2\text{NH}_3(g)$

Primeira proporção: $1L + 3L \rightarrow 2L$ Segunda proporção: $3L + 9L \rightarrow 6L$

infoNote

Note que ao se triplicar o volume de N₂(g), os volumes dos demais gases também triplicam, mantendo a proporção volumétrica.

Tipos de fórmulas

As fórmulas químicas expressam informações sobre as substâncias, tais como:

O percentual de cada átomo na estrutura
A proporção mínima inteira de cada tipo de átomo presentes na substância
A quantidade exata de átomos existentes em uma molécula

Fórmula centesimal (ou percentual)

É a fórmula que indica a porcentagem em massa de cada elemento que compõe a substância.

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Exemplo Trabalhado: Cálculo da Fórmula Centesimal para C₂H₆O

Passo 1: Calcular a massa molar Massa molar = $(2 \times 12) + (6 \times 1) + (16 \times 1) = 46 \text{ g/mol}$

Passo 2: Calcular o percentual de carbono (C) $46g \rightarrow 100\%$ $24g \rightarrow x$ $x = 52,17\%$

Passo 3: Calcular o percentual de hidrogênio (H) $46g \rightarrow 100\%$ $6g \rightarrow y$ $y = 13,04\%$

Passo 4: Calcular o percentual de oxigênio (O) $z = 100 - (52,17 + 13,04) = 34,79\%$

Fórmula centesimal: C₅₂,₁₇% H₁₃,₀₄% O₃₄,₇₉%

Fórmula mínima (ou empírica)

É a fórmula que indica a proporção mínima inteira em números de mols de cada elemento na substância.

infoNote

Método para determinar a fórmula mínima: Divide-se os números referentes à atomicidade pelo maior número inteiro possível, de maneira que os números resultantes permaneçam inteiros. Nos casos onde o resto da divisão for um número decimal, deve-se multiplicar todos os números pelo menor número inteiro possível, de maneira a tornar o número decimal um número inteiro.

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Exemplo Trabalhado: Determinação da Fórmula Mínima

Uma substância é formada por 40% em massa de C, 6,6% em massa de hidrogênio e 53,4% em massa de oxigênio.

Passo 1: Dividir cada percentual pela massa atômica

C = $\frac{40\%}{12} = 3,3$
H = $\frac{6,6\%}{1} = 6,6$
O = $\frac{53,4\%}{16} = 3,3$

Passo 2: Dividir todos os valores pelo menor valour (3,3)

C = $\frac{3,3}{3,3} = 1$
H = $\frac{6,6}{3,3} = 2$
O = $\frac{3,3}{3,3} = 1$

Fórmula mínima: CH₂O

Fórmula molecular

É a fórmula que apresenta a quantidade exata de átomos existentes em uma molécula. A fórmula molecular pode ser calculada a partir da fórmula mínima. Para tal, é preciso conhecer a massa molar da substância em questão.

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Exemplo Trabalhado: Determinação da Fórmula Molecular

Sabendo-se que a massa molar da substância que possui fórmula mínima (CH₂O) vale 180 g/mol, determine sua fórmula molecular.

Passo 1: Calcular o fator multiplicativo n O n é o número inteiro que relaciona a fórmula molecular com a fórmula mínima:

$(12 \times n) + (2 \times 1 \times n) + (16 \times n) = 180$ $30n = 180$ $n = 6$

Passo 2: Aplicar o fator à fórmula mínima $(\text{CH}_2\text{O})_n = (\text{CH}_2\text{O})_6$

Fórmula molecular: C₆H₁₂O₆

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Pontos-Chave para Lembrar:

Lei de Lavoisier: Em sistemas fechados, a massa dos reagentes é sempre igual à massa dos produtos
Lei de Proust: As proporções dos elementos em um composto são sempre constantes
Lei de Gay-Lussac: Os volumes dos gases em reações seguem proporções de números inteiros simples
Fórmula centesimal: Mostra a porcentagem em massa de cada elemento
Fórmula molecular: Representa a quantidade real de átomos na molécula, calculada multiplicando a fórmula mínima por um fator inteiro

Relações numéricas: leis ponderais e tipos de fórmulas (ENEM Química): Notas de revisão