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REAÇÕES QUÍMICAS

 

A queima de uma vela, a obtenção de álcool etílico a partir de açúcar e o enferrujamento de um pedaço de ferro são exemplos de transformações onde são formadas substâncias com propriedades diferentes das substâncias que interagem. Tais transformações são chamadas reações químicas. As substâncias que interagem são chamadas reagentes e as formadas, produtos.

No final do século XVIII, estudos experimentais levaram os cientistas da época a concluir que as reações químicas obedecem a certas leis. Estas leis são de dois tipos:

 

1- ) 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:

Experimento

hidrogênio (g) oxigênio (g) água (g)

I

10

80

90

II

2

16

18

III

1

8

9

IV

0,4

3,2

3,6

Observe que:

Experimento

m oxigênio/

m hidrogênio

m água/

m hidrogênio

m água/

m oxigênio

I

8/10 = 8

90/10 = 9

90/80 = 1,125

II

16/2 = 8

18/2 = 8

18/16 = 1,125

III

8/1 = 8

9/1 = 9

9/8 = 1,125

IV

3,2/0,4 = 8

3,6/0,4 = 9

3,6/3,2 = 1,125

No caso das reações de síntese, isto é, aquelas que originam uma substância, a partir de seus elementos constituintes, o enunciado da lei de Proust pode ser o seguinte:

Lei de Proust: A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância é obtida.

As leis ponderais e a teoria atômica de Dalton

Na tentativa de explicar as leis de Lavoisier e Proust, em 1803, Dalton elaborou uma teoria atômica, cujo postulado fundamental era que a matéria deveria ser formada por entidades extremamente pequenas, chamadas átomos. Estes seriam indestrutíveis e intransformáveis. A partir dessa idéia, Dalton conseguiu explicar as leis de Lavoisier e Proust:

Lei de Lavoisier: Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados.

Equações químicas

Os químicos utilizam expressões, chamadas equações químicas, para representar as reações químicas.

Para se escrever uma equação química é necessário:

Quando mais de um reagente, ou mais de um produto, participarem da reação, as fórmulas das substâncias serão separadas pelo sinal "+ ";

Utilizando as regras acima para representar a formação da água temos:

            produto: água.

            hidrogênio: H2; oxigênio: 02; água: H20.

Como dois átomos de oxigênio (na forma de molécula 02) interagem, é lógico supor que duas moléculas de água sejam formadas. Mas como duas moléculas de água são formadas por quatro átomos de hidrogênio, serão necessárias duas moléculas de hidrogênio para fornecer essa quantidade de átomos. Assim sendo, o menor número de moléculas de cada substância que deve participar da reação é: hidrogênio, duas moléculas; oxigênio, uma molécula; água, duas moléculas.

A equação química que representa a reação é: 2 H2 + 02 => 2 H20

(que é lida da seguinte maneira: duas moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de água.)

 

2- ) LEI VOLUMÉTRICA DAS REAÇOES QUIMICAS

Estudos realizados por Gay-Lussac levaram-no, em 1808, a concluir:

Lei de Gay-Lussac: Os volumes de gases que participam de uma reação química, medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, guardam entre si uma relação constante que pode ser expressa através de números inteiros.

Assim, por exemplo, na preparação de dois litros de vapor d’água devem ser utilizados dois litros de hidrogênio e um litro de oxigênio, desde que os gases estejam submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura. A relação entre os volumes dos gases que participam do processo será sempre: 2 volumes de hidrogênio; 1 volume de oxigênio; 2 volumes de vapor d’água. A tabela a seguir mostra diferentes volumes dos gases que podem participar desta reação.

hidrogênio

+

oxigênio

=>

Vapor d’água

20 cm3

10 cm3

20 cm3

180 dm3

90 dm3

180 dm3

82 ml

41 ml

82 ml

126 l

63 l

126 l

Observe que nesta reação o volume do produto (vapor d’água) é menor do que a soma dos volumes dos reagentes (hidrogénio e oxigênio). Esta é uma reação que ocorre com contração de volume, isto é, o volume dos produtos é menor que o volume dos reagentes. Existem reações entre gases que ocorrem com expansão de volume, isto é, o volume dos produtos é maior que o volume dos reagentes, como por exemplo na decomposição do gás amônia:

amônia

=>

hidrogênio

+

nitrogênio

2 vol.

3 vol

1 vol.

Em outras reações gasosas o volume se conserva, isto é, os volumes dos reagentes e produtos são iguais. E o que acontece, por exemplo, na síntese de cloreto de hidrogênio:

hidrogênio

+

cloro

=>

cloreto de hidrogênio

1 vol.

1 vol.

2 vol.

Hipótese de Avogadro

Em 1811, na tentativa de explicar a lei volumétrica de Gay-Lussac, Amadeo Avogadro propôs que amostras de gases diferentes, ocupando o mesmo volume e submetidas às mesmas condições de pressão e temperatura, são formadas pelo mesmo número de moléculas.

Tomando-se como exemplo a formação de vapor d’água (todos os gases submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura) temos:

hidrogênio

+

oxigênio

=>

vapor d’água

dados experimentais

2 vol.

1 vol.

2 vol.

hip. de Avogadro

2a moléc.

a moléc.

2a moléc.

dividindo por a

2 moléc.

1 moléc.

2 moléc.

ou seja, a relação entre os volumes dos gases que reagem e que são formados numa reação é a mesma relação entre o número de moléculas participantes.

A hipótese de Avogadro também permitiu a previsão das fórmulas moleculares de algumas substâncias. E o que foi feito, por exemplo, para a substância oxigênio. Como uma molécula de oxigênio, ao reagir com hidrogênio para formar água, produz o dobro de moléculas de água, é necessário que ela se divida em duas partes iguais. Portanto, é de se esperar que ela seja formada por um número par de átomos. Por simplicidade, Avogadro admitiu que a molécula de oxigênio deveria ser formada por dois átomos.

Raciocinando de maneira semelhante ele propôs que a molécula de hidrogênio deveria ser diatômica e a de água triatômica, formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio.

Estas suposições a respeito da constituição das moléculas de água, oxigênio e hidrogênio concordam com as observações experimentais acerca dos volumes dessas substâncias que participam da reação.

Atualmente, sabe-se que a hipótese levantada por Avogadro é verdadeira, mas, por razões históricas, sua proposição ainda é chamada de hipótese.

Outra decorrência da hipótese de Avogadro é que os coeficientes estequiométricos das equações que representam reações entre gases, além de indicar a proporção entre o número de moléculas que reage, indica, também, a proporção entre os volumes das substâncias gasosas que participam do processo, desde que medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura. Podemos exemplificar este fato com as equações das reações descritas anteriormente:

2 H2(g) + 02(g) 2 H2O(g)

2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g)

H2(g) + Cl2(g) 2 HC1(g)

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.