AULA-02---HISTS-DA-QUIMICA_LEIS-PONDERAIS_35260018385f4417895a7192b10cefa4.pptx

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2023
História

2. História
Contexto histórico
Nascimento da química
Lei de Lavoisier
Leis de Proust

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5. Contexto histórico
65 milhões de anos
Mineral Irídio
40.000 a.C
Tintas
5500-2000 a.C
Punhal de cobre
3000-1000 a.C
Bronze
1500 a.C – 500 d.C
Ferro
Liga metálica

6. Nascimento da química
384-322 a.C.
Aristóteles
Demócrito
460-370 a.C.
A matéria é
formada por
átomos
III a.C
Alquimia
elixir da
longa vida
Pedra
filosofal
Produção de metais, sabões
HNO3, H2SO4 e NaOH
Vidrarias de laboratório

7. Nascimento da química
Paracelso
A Iatroquímica
Química Medicinal;
sais de zinco e cobre
enxofre, mercúrio e sal
Química moderna
“Pai da Química Moderna”
Verificou a relação entre a
pressão e o volume de
uma massa de gás.
Definiu
elemento
Químico.
Robert Boyle;

8. Nascimento da química
A teoria do Flogisto
Alguns materiais queimam
Combustíveis
Perde flogisto - material invisível
A massa diminui
No caso dos metais, a massa aumentava.
Calcinação
Lavoisier
Georg Stahl
Mais tarde observou-se que:

9. Leis Ponderais
São leis que relacionam matematicamente as massas dos reagentes e
produtos nas reações químicas.
Lei da conservação das massas
(Lavoisier)
Lei das proporções definidas
(Proust)
 As leis ponderais auxiliaram os cientistas
no desenvolvimento da Teoria Atômica.

10. Massa 1 + Massa 2 Massa 3
“Na natureza, nada se
perde, nada se cria,
tudo se transforma”.
A proporção em massa
da composição de um
composto é sempre a
mesma
1:2
Água Hidrogênio + Oxigênio
18 g 2 g 16 g
90 g 10 g 80 g
135 g 15 g 120 g
H2O
2 𝑔
16 𝑔
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜
=
Proporção em massa = =
1
8
Leis Ponderais

11. Lei da conservação das massas (Lavoisier)
“em uma reação química,
em um sistema fechado, a
massa é conservada.”
Sistema fechado
Não ocorre troca
de matéria nem
de energia
água  hidrogênio + oxigênio
18 g 2 g 16 g
Reagente = 18 g Produtos = 18 g
“Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”.

12. A Lei das Proporções Constantes (Proust)
“Amostras diferentes do mesmo
composto tem sempre a mesma
proporção das massas dos seus
elementos constituintes.”
Água (vapor) Hidrogênio (gás) + Oxigênio (gás)
18 g 2 g 16 g
90 g 10 g 80 g
135 g 15 g 120 g
405 g 45 g 360 g
100 % 11,1 % 88,9 %
Veja os dados experimentais da
decomposição de amostras de
diferentes massas de água:

13. A Lei das Proporções Constantes, de Proust
Água (vapor) Hidrogênio (gás) + Oxigênio (gás)
18 g 2 g 16 g
90 g 10 g 80 g
135 g 15 g 120 g
405 g 45 g 360 g
100 % 11,1 % 88,9 %
𝑃𝑀 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜
Proporção em massa
(PM) é dada por:
𝑃𝑀1 =
2 𝑔
16 𝑔
=
1
8
𝑃𝑀2 =
10 𝑔
80 𝑔
=
1
8
𝑃𝑀3 =
15 𝑔
120 𝑔
=
1
8
𝑃𝑀4 =
45𝑔
360 𝑔
=
1
8 A proporção também pode se
dada em porcentagem!

14. As leis ponderais em uma reação química
Antes:
• 4 átomos de H
• 2 átomos de O
Depois:
• 4 átomos de H
• 2 átomos de O
Antes:
• 8 átomos de H
• 4 átomos de O
Depois:
• 8 átomos de H
• 4 átomos de O

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Lei da conservação das massas
(Lavoisier)
Lei das proporções definidas
(Proust)

16. REIS, Martha. Química: meio ambiente, cidadania e tecnologia. v. 1, 1ª ed. Ed
FTD, São Paulo, 2010.
CANTO, Eduardo Leite do e PERUZZO, Francisco Miragaia. Química: na
abordagem do cotidiano. v. 1, 4ª ed. Ed Moderna, São Paulo, 2010.
FELTRE, Ricardo. Química Orgânica. v. 1, 6.ed. São Paulo: Moderna, 2004.
LISBOA, J. C. F. Ser Protagonista Química. v. 1, Editora SM. 2011.
REFERÊNCIAS

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História