Leis ponderais e relações estequiométricas

Num cadinho fechado hermeticamente, aquece-se uma fita de magnésio com oxigênio. Reagem exatamente $2,4\ \text{g}$ de magnésio com $1,6\ \text{g}$ de oxigênio e forma-se óxido de magnésio, conforme resume a figura:

1. a) Que massa de óxido de magnésio é obtida?
2. b) Que lei ponderal você aplicou? Enuncie-a.

Dissolve-se uma pastilha efervescente de $3\ \text{g}$ em um copo com $100\ \text{g}$ de água. Quando a efervescência termina, o conjunto pesa $102,5\ \text{g}$. Observe o esquema do processo:

1. a) Que massa de gás escapou para o ar?
2. b) Este resultado contradiz a lei da conservação da massa? Justifique sua resposta.

Ao pesar uma vela antes e depois de deixá-la queimar por algum tempo sobre uma balança, verificamos que o conjunto perdeu massa. O esquema mostra o que acontece:

1. a) Isto significa que a matéria foi destruída? Explique o que aconteceu na realidade.
2. b) Como você planejaria o experimento para comprovar que a massa total se conserva?

Em um forno, $10\ \text{g}$ de carbonato de cálcio se decompõem por ação do calor, produzindo $5,6\ \text{g}$ de óxido de cálcio e $4,4\ \text{g}$ de dióxido de carbono, como resume o esquema:

1. a) Verifique se a lei da conservação da massa se cumpre.
2. b) Se forem decompostos $25\ \text{g}$ de carbonato de cálcio, que massa de cada produto será obtida? Que segunda lei ponderal você está aplicando?

O carbono reage com o oxigênio na proporção $12\ \text{g}$ de carbono para cada $32\ \text{g}$ de oxigênio, formando dióxido de carbono. Reagem-se $6\ \text{g}$ de carbono com $20\ \text{g}$ de oxigênio.

1. a) Que massa de oxigênio é consumida e quanto sobra?
2. b) Que massa de dióxido de carbono se forma? Verifique que a massa total se conserva.

Lavoisier obteve oxigênio aquecendo óxido de mercúrio, um pó vermelho que se decompõe em mercúrio líquido e oxigênio gasoso. Ao aquecer $21,7\ \text{g}$ de óxido, recolhem-se $20,1\ \text{g}$ de mercúrio e $1,6\ \text{g}$ de oxigênio.

1. a) Verifique numericamente se a lei da conservação da massa se cumpre.
2. b) Se fossem decompostos $43,4\ \text{g}$ do mesmo óxido, que massa de mercúrio e de oxigênio seria obtida?
3. c) Que lei ponderal garante que a proporção mercúrio:oxigênio seja sempre a mesma neste composto?

Em uma aula prática de laboratório, queimam-se $2,4\ \text{g}$ de fita de magnésio em um cadinho aberto. Sabendo que o magnésio se combina com o oxigênio na proporção $2,4\ \text{g}$ de magnésio para cada $1,6\ \text{g}$ de oxigênio, o óxido formado deveria pesar $4,0\ \text{g}$, mas ao pesar as cinzas recolhem-se apenas $3,6\ \text{g}$.

1. a) Explique por que as cinzas pesam mais do que a fita inicial, embora o metal tenha «desaparecido».
2. b) Justifique por que se recolhe menos óxido do que o previsto quando o cadinho está aberto.
3. c) Calcule que fração do produto se perdeu e expresse-a em porcentagem.

A análise de qualquer amostra de água pura mostra que o hidrogênio e o oxigênio se combinam sempre na proporção $1\ \text{g}$ de hidrogênio para cada $8\ \text{g}$ de oxigênio.

1. a) Que massa de oxigênio se combina com $5\ \text{g}$ de hidrogênio?
2. b) Que massa de água se forma? Que leis ponderais você aplicou em cada item?

Em um laboratório, analisam-se duas amostras de óxido de cobre(II) de procedências distintas. A amostra A contém $3,97\ \text{g}$ de cobre e $1,00\ \text{g}$ de oxigênio; a amostra B contém $11,91\ \text{g}$ de cobre e $3,00\ \text{g}$ de oxigênio.

1. a) Calcule o quociente $\frac{\text{masa de cobre}}{\text{masa de oxígeno}}$ em cada amostra.
2. b) Podem ser o mesmo composto? Que lei ponderal garante isso?

Uma amostra de $15,9\ \text{g}$ de óxido de cobre(II) contém $12,7\ \text{g}$ de cobre e $3,2\ \text{g}$ de oxigênio.

1. a) Que massa de oxigênio estará combinada com $25,4\ \text{g}$ de cobre em outra amostra do mesmo óxido?
2. b) Qual será a massa total dessa segunda amostra?

Uma empresa adquire óxido de cobre(II) industrial e suspeita que contenha impurezas. O óxido puro combina cobre e oxigênio na proporção $63,5\ \text{g}$ de cobre para cada $16\ \text{g}$ de oxigênio. A análise de uma amostra de $10,0\ \text{g}$ do produto recebido revela que contém apenas $7,6\ \text{g}$ de cobre.

1. a) Calcule que massa de cobre deveria conter uma amostra de $10,0\ \text{g}$ de óxido de cobre(II) puro.
2. b) O produto recebido é puro? Justifique recorrendo à lei das proporções definidas.
3. c) Supondo que a impureza não contém cobre, calcule a pureza do produto em porcentagem.

O carbono forma dois óxidos gasosos. Em um deles, $3\ \text{g}$ de carbono se combinam com $4\ \text{g}$ de oxigênio; no outro, $3\ \text{g}$ de carbono se combinam com $8\ \text{g}$ de oxigênio, como ilustra a figura:

1. a) Calcule a relação entre as duas massas de oxigênio que se combinam com a mesma massa de carbono.
2. b) Que lei ponderal esses dados ilustram e quem a enunciou?

O modelo atômico de Dalton afirma que os átomos são indivisíveis e que, em uma reação química, apenas se reorganizam, sem serem criados nem destruídos, como representa o modelo de partículas da figura:

1. a) Explique, usando este modelo, por que a massa se conserva em qualquer reação química.
2. b) Qual lei ponderal explica diretamente essa ideia?

Analisam-se dois minérios de óxidos de ferro. Do primeiro obtém-se que $7,0\ \text{g}$ de ferro estão combinados com $3,0\ \text{g}$ de oxigênio; do segundo, que $7,0\ \text{g}$ de ferro estão combinados com $2,0\ \text{g}$ de oxigênio.

1. a) Calcule a proporção ferro:oxigênio em cada minério.
2. b) Podem ser o mesmo composto? Justifique recorrendo à lei das proporções definidas.
3. c) Sabendo que os óxidos possíveis são $\text{FeO}$ e $\text{Fe}_2\text{O}_3$ (massas atômicas: $\text{Fe} = 56\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$), identifique cada minério.

O nitrogênio forma vários óxidos. Fixando a massa de nitrogênio em $14\ \text{g}$, as massas de oxigênio combinadas são $16\ \text{g}$ no monóxido de nitrogênio, $32\ \text{g}$ no dióxido de nitrogênio e $40\ \text{g}$ no pentóxido de dinitrogênio.

1. a) Expresse a relação $16 : 32 : 40$ como quociente de números inteiros simples.
2. b) Enuncie a lei ponderal que estes dados preveem e explique o seu significado.

O enxofre forma dois óxidos de fórmulas $\text{SO}_2$ e $\text{SO}_3$ (massas atômicas: $\text{S} = 32\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

1. a) Calcule que massa de oxigênio se combina com $6,4\ \text{g}$ de enxofre em cada um dos dois óxidos.
2. b) Verifique se essas duas massas de oxigênio mantêm uma relação de números inteiros simples. Que lei se confirma?

O cloro forma quatro óxidos: $\text{Cl}_2\text{O}$, $\text{Cl}_2\text{O}_3$, $\text{Cl}_2\text{O}_5$ e $\text{Cl}_2\text{O}_7$ (massas atômicas: $\text{Cl} = 35,5\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

1. a) Calcule a massa de oxigênio que se combina com $71\ \text{g}$ de cloro em cada um dos quatro óxidos.
2. b) Verifique se essas massas mantêm a relação de números inteiros simples $1 : 3 : 5 : 7$.
3. c) Preveja que massa de oxigênio se combinaria com $71\ \text{g}$ de cloro em um hipotético óxido $\text{Cl}_2\text{O}_9$ e enuncie com suas palavras a lei que você utilizou.

Na água, a proporção em massa é $1\ \text{g}$ de hidrogênio para cada $8\ \text{g}$ de oxigênio, e cada molécula contém $2$ átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio.

1. a) Deduza quantas vezes um átomo de oxigênio é mais pesado do que um átomo de hidrogênio.
2. b) Explique por que essa dedução só é possível se soubermos quantos átomos de cada elemento formam a molécula, e o que aconteceria se a fórmula da água fosse $\text{HO}$.

Dalton dispunha de dois dados experimentais: na água, $1\ \text{g}$ de hidrogênio se combina com $8\ \text{g}$ de oxigênio; na água oxigenada (peróxido de hidrogênio), $1\ \text{g}$ de hidrogênio se combina com $16\ \text{g}$ de oxigênio.

1. a) Que lei ponderal esses dois dados ilustram conjuntamente? Comprove com a relação $8 : 16$.
2. b) Dalton supôs que a água era $\text{HO}$. Com essa hipótese, que fórmula corresponderia à água oxigenada e que massa atômica relativa teria o oxigênio?
3. c) Hoje sabemos que a água é $\text{H}_2\text{O}$. Deduza, portanto, a fórmula da água oxigenada e a massa atômica relativa correta do oxigênio, e explique por que as massas atômicas dependem do conhecimento das fórmulas.

A síntese da água cumpre que $4\ \text{g}$ de hidrogênio reagem com $32\ \text{g}$ de oxigênio, obtendo-se $36\ \text{g}$ de água, conforme representa a figura com o modelo de partículas:

1. a) Se partirmos de $8\ \text{g}$ de hidrogênio, de que massa de oxigênio se precisa?
2. b) Que massa de água se formará? Indique quais leis você utilizou.

A síntese industrial da amônia resume-se assim: $28\ \text{g}$ de nitrogênio reagem com $6\ \text{g}$ de hidrogênio e obtêm-se $34\ \text{g}$ de amônia.

1. a) Qual massa de hidrogênio é necessária para reagir com $56\ \text{g}$ de nitrogênio?
2. b) Qual massa de amônia será produzida nesse caso?
3. c) Indique quais duas leis ponderais você aplicou e em qual item.

Introduzem-se em um reator fechado $10\ \text{g}$ de hidrogênio e $64\ \text{g}$ de oxigênio para produzir água. A proporção estequiométrica em massa é de $1\ \text{g}$ de hidrogênio para cada $8\ \text{g}$ de oxigênio.

1. a) Determine qual dos reagentes se esgota primeiro e justifique com um cálculo.
2. b) Calcule a massa de água formada e a massa do reagente em excesso.
3. c) Verifique se a massa total dentro do reator antes da reação e depois dela é igual. Que lei exige isso?

Em um forno de cal aquecem-se $200\ \text{g}$ de calcário (carbonato de cálcio puro) e obtêm-se $112\ \text{g}$ de cal viva (óxido de cálcio) e $88\ \text{g}$ de dióxido de carbono.

1. a) Verifique se a massa se conserva no processo.
2. b) Expresse a relação estequiométrica em massa carbonato de cálcio : óxido de cálcio : dióxido de carbono com números inteiros.
3. c) Preveja que massa de cal viva e de dióxido de carbono serão produzidas por $500\ \text{g}$ de calcário, indicando quais duas leis ponderais tornam possível essa previsão.