[GER-QU] 10.1 – Apostila

ALOTROPIA

Existem certos tipos de átomos que, ao se unirem entre si, e dependendo das condições de reação, podem formar Subs­tâncias Simples Diferentes. A esse fenômeno dá-se o nome de Alotropia.

Substância simples, que apresentam alotropia, podem se diferenciar pelo:

  • Número de átomos de moléculas;
  • Arranjo estrutural da substância;

Os casos mais conhecidos de alotropia se dão com o oxigê­nio e o carbono. O oxigênio pode formar duas substâncias: o gás oxigênio (moléculas com dois átomos) e o gás ozone (moléculas com três átomos).

 

 

1) Leis ponderais:

São as leis da ciência que se referem às massas das substân­cias envolvidas numa reação química. Existem várias leis desta natureza e iremos estudar as duas mais conhecidas: a lei da conservação da massa e a lei das proporções constantes.

 

a) Lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier)

Nas aulas anteriores foi comentado que em reações quími­cas ocorrem quebra e formação de novas ligações entre os átomos, ou seja, quando se juntam substâncias numa reação a nova substância que se forma nada mais é que um novo arranjo entre átomos das substâncias reagentes.

Pensando assim não é difícil perceber que a massa da substância formada numa reação será a soma das massas da substâncias reagentes. Lavoisier foi o primeiro cientista a observar este fenômeno, que pode ser descrito de várias formas:

Num sistema fechado, seja qual for o fenômeno que ocorra, a massa permanece constante.

 

Numa reação química a massa total dos reagentes é igual à massa dos produtos.

 

Na natureza, nada se cria, nada se perde; tudo se transforma.

 

 

2) Lei das proporções constantes (Lei de Proust)

Todas as reações químicas seguem uma proporção de massa entre os reagentes. Vamos estudar esta lei seguindo o exem­plo de formação da água.

⇒ Se misturarmos 2g de hidrogênio (H2) com 16g de oxigê­nio (O2) e provocarmos a reação teremos formação de Água (H2O) e sua massa será 18g.

hidrogênio + oxigênio     →     água

2g              16g                     18g

 

⇒ Agora, se pegarmos 10g de hidrogênio e 80g de oxigênio teremos:

hidrogênio + oxigênio    →     água

10g             80g                   90g

 

Note que na primeira reação a proporção entre hidrogênio e oxigênio é \(\frac{2}{16} = \frac{1}{8}\).

Na segunda reação é \(\frac{10}{80} = \frac{1}{8}\)

 

Concluindo: Em qualquer quantidade de água a proporção entre H2 e O2 é sempre 1 : 8 em massa.

Nota: Se por acaso quisermos combinar 10g de oxigênio com apenas 1g de hidrogênio para formar água, isto é, não obede­cendo a proporção estabelecida para esta reação, apenas 8g de oxigênio combinarão. Diz-se, nesse caso, que 2g de oxigênio estão em excesso (não reagem).

hidrogênio + oxigênio   →    água + oxigênio (excesso)

1g              10g                     9g            2g

Isto ocorre pois a proporção desta combinação é sempre 1:8, e se aumentarmos a quantidade de uma substância teremos necessariamente que aumentar a da outra. Este problema sempre se resolve por “regra de três”.

1g de hidrogênio   →    8g de oxigênio

X g de hidrogênio  →     10 de oxigênio

 

Assim: x = 1,25g e reação fica:

 

hidrogênio + oxigênio    →  água

1,25g        10g              11,25g

O exemplo da água é válido para todas as reações, logicamente para cada reação existe uma proporção específica. Define-se, então, a lei de Proust

Quando duas ou mais substâncias se combinam para formar uma outra substância pura, elas o fazem em proporções de massas fixas e invariáveis.