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Lei volumétrica de Gay-Lussac para as reações químicas
Vamos examinar alguns exemplos de medidas de volumes de gases que participam
em reacções gasosas.
Como o volume de um gás varia bastante com a pressão e a temperatura, esses gases devem estar todos em idênticas condições para que seus volumes possam ser comparados.
Síntese do cloreto de hidrogênio
| gás hidrogénio |
+ |
gás cloro |
--> |
cloreto de hidrogénio |
(pressão e temperaturas constantes) |
| (I) 1 L |
. |
1 L |
. |
2 L |
| (II) 0,5 L |
0,5 L |
1 L |
| (III) 50 mL |
50 mL |
100 mL |
Neste caso, temos a proporção de 1 para 1 entre reagentes, para 2 de produto.
1:1:2 Síntese da água
| gás hidrogénio |
+ |
gás
oxigénio |
--> |
vapor
de água |
(pressão e temperaturas constantes) |
| (I)
50 L |
. |
(I)
25 L |
. |
(I)
50 L |
| (II)
20 L |
(II) 10 L |
(II)
20 L |
| (III)
100 mL |
(III)
50 mL |
(III) 100
mL |
Na síntese da água, temos uma relação de volumes de reagentes de 2 (hidrogênio) para 2 (oxigênio), formando 2 de água. 2:1:2 As observações experimentais de Gay-Lussac podem ser sintetizadas
numa lei.
Lei volumétrica de Gay-Lussac
"Nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes
duma reacção química mantêm relações que podem ser expressas por números inteiros e pequenos ".
Observe outro exemplo:
Síntese do gás amoníaco
| gás hidrogénio |
+ |
gás
oxigénio |
--> |
gás
amoníaco |
(pressão e temperaturas constantes) |
| (I) 3
L |
. |
(I) 1
L |
. |
(I) 2
L |
| (II)
0.3 L |
(I)
0.1 L |
(I)
0.2 L |
| (III)
900 mL |
(I)
300 mL |
(I)
600 mL |
Nesta síntese, temos uma relação de volumes de 3 para 1 reagentes, para 2 de produto. 3:1:2 Atráves
dos exemplos você poderá notar que o volume do gás produto não é
necessariamente igual ao dos reagentes.
Retome cada exemplo. Síntese do cloreto de hidrogênio
reagentes: v + v = 2v produtos: 2v
Síntese da água
reagentes: 2v + v = 3v produtos: 2v
Síntese do gás amoníaco
reagentes: 3v + v = 4v produtos: 2v Com excepção da síntese do cloreto de hidrogénio, em que houve conservação do volume, nos demais casos tivemos redução do volume.
Os trabalhos de Gay-Lussac não puderam ter uma explicação teórica compatível com a Teoria Atômica de Dalton. Foi Avogrado que em 1811 explicou os resultados experimentais das reacções entre gases, valendo-se da idéia de que os gases eram formados de moléculas que poderiam ser formados por mais de um átomo.
Vamos representar as sínteses que utilizarmos como exemplo através das equações que conhecemos hoje, uma vez que elas nos permitem entender do que dependem as reacções volumétricas.
É bom frisar, no entanto, que essas equações não eram conhecidas pelos cientistas da época. Foi através do trabalho de inúmeros estudiosos da Química que se pode chegar a elas.
Síntese do cloreto de hidrogênio
| H2(g) |
+ |
Cl2(g) |
--> |
2 HCl(g) |
| |
+ |
|
--> |
|
|
|
v |
|
v |
|
2v |
| volume dos reagentes = volume do produto |
Síntese da água
| 2 H2(g) |
+ |
O2(g) |
--> |
2
H2O(g) |
| |
+ |
|
--> |
|
|
|
v |
|
v |
|
2v |
| volume dos reagentes: 3v |
volume do produto: 2v |
Neste caso, dizemos que há uma contracção de 1/3, isto é, o volume do gás produto é 1/3 menor do que o dos reagentes.
Assim:
Volume dos reagentes: 3v Volume dos produtos: 2v
Contracção (absoluta): 3v - 2v = v
Em relação ao volume inicial, houve uma contracção de v para 3v, ou seja:
|
|
3v - 2v |
|
1 |
| Contracção (relativa) |
= |
------ |
= |
-- |
|
|
3V |
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3 |
Síntese do gás amoníaco
| H2(g) |
+ |
3 N2(g) |
--> |
2 NH3(g) |
| |
+ |
|
|
|
--> |
|
|
| v |
|
3v |
|
2v |
| volume dos reagentes: 4v |
|
volume do produto: 2v |
Neste caso, dizemos que há uma contracção de volume igual a ½, isto é, o volume do gás produto cai o equivalente à metade do volume inicial (reagentes).
Assim:
|
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vinicial - vfinal |
| Contracção (relativa) |
= |
-------------- |
|
|
vinicial |
|
|
4v
- 2v |
|
1 |
| Contracção (relativa) |
= |
-------- |
= |
--- |
|
|
2v |
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2 |
Veja agora um exemplo de reacção de decomposição, em que há expansão do volume. Trata-se da análise do Cl2O
gasoso:
Neste caso, o volume expandiu-se de ½, ou seja, o volume do produto é 1,5 vez o dos gases reagentes. É bom lembrar que numa reação química: O
volume dos gases pode não se conservar, a massa sempre se conserva (lei de Lavoisier)
Como a Teoria Atômica proposta por
Dalton não conseguia explicar a contracção de volumes observada em algumas sínteses,
Avogrado formulou uma hipótese ou princípio, que foi capaz de explicar as conclusões de
Gay-Lussac, através da introdução do conceito de molécula.
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