trabalho de Quimica 1º D

Nomes: Bruno, Danilo, Gabriel

Massas relativas de átomos e moléculas

A hipótese de Avogadro permitiu, mesmo sendo impossível determinar a massa de uma molécula, comparar as massa de várias moléculas. Em outras palavras a hipótese de Avogadro permitiu calcular quantas vezes uma molécula é mais leve ou mais pesada do que a outra. Vejamos como isso pode ser feito.

Sabe-se que 10 litros de gás hidrogênio, submetido a 0ºC e 1 atm, pesam 0,892 grama e que o mesmo volume de oxigênio, nas mesmas condições de pressão e temperatura, pesa 14,3 gramas. Como, tanto os volumes dos gases, como as condições de pressão e temperatura em que se encontram são iguais, as amostras gasosas são formadas pelo mesmo número de moléculas. Podemos, então, escrever:

massa de uma molécula de oxigênio / massa de uma molécula de hidrogênio = 14,3 g / 0,893 g = 16

o que mostra que uma molécula de oxigênio é 16 vezes mais pesada que uma molécula de hidrogênio.

LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUIMICAS

Lei da conservação das massas (lei de Lavoisier)

Esta lei foi elaborada, em 1774, pelo químico francês Antome Laurent Lavoisier. Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que numa reação química, que se processa num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:

m _(reagentes) = m _(produtos)

Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Lei das proporções constantes (lei de Proust)

Esta lei foi elaborada, em 1797, pelo químico Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação química obedecem sempre a uma proporção constante. Esta proporção é característica de cada reação e independente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir. Assim, para a reação entre hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Reação de Dupla Troca

é a reação onde dois compostos químicos trocam seus radicais para formar dois novos compostos. 
Fórmula Geral: AB + CD ---> AD + CB 
Exemplo: KCl + AgNO₃ ---> KNO₃ + AgCl 
i.e., Cloreto de Potássio + Nitrato de Prata ---> Nitrato de Potássio + Cloreto de Prata

Reação de Simples Troca

é a reação onde um elemento substitui outro em um composto químico para produzir um novo composto e o elemento deslocado. 
Fórmula Geral: A + BC ---> AC + B 
Exemplo: Fe + CuSO₄ ---> FeSO₄ + Cu 
i.e., Ferro + Sulfato de Cobre ---> Sulfato de Ferro + Cobre

Reação de Decomposição

é a reação onde um composto químico se quebra (decompõe) em duas ou mais substâncias. Se a decomposição requer uma fonte de calor, a mesma é chamada decomposição térmica. 
Fórmula Geral: AB ---> A + B 
Exemplo: ZnCO₃ ---> ZnO + CO₂ 
i.e., Carbonato de Zinco (+ Calor) ---> Óxido de Zinco + Dióxido de Carbono

Reação de Síntese ou Combinação Direta

 reação onde duas ou mais substâncias se combinam diretamente para formar um novo composto químico. 
Fórmula Geral: A + B ---> AB 
Exemplo: Fe + S ---> FeS 
i.e., Ferro + Enxofre ---> Sulfeto de Ferro