leis ponderais - Curso Alternativa Certa

1 – LEIS PONDERAIS
As Leis Ponderais das Reações Químicas são um conjunto de postulados que
regem a lógica das reações químicas, relacionando a massa dos produtos e reagentes e
também fazendo menção à quantidade de matéria dos mesmos.
Lei de Lavosier
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) era um químico francês que em 1785
descobriu a Lei de Conservação das Massas, que recebeu o nome de Lei de Lavoisier
em homenagem ao seu criador. Esse cientista foi considerado o pai da química
moderna, e sua lei se baseia no seguinte:
Lavoisier fez inúmeras experiências nas quais pesava as substâncias
participantes, antes e depois da reação. Lavoisier verificou que a massa total do
sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fechado, sendo
assim, concluiu que a soma total das massas das espécies envolvidas na reação
(reagentes), é igual à soma total das massas das substâncias produzidas pela reação
(produtos), ou seja, num sistema fechado a massa total permanece constante.
Essa lei também pode ser enunciada pela famosa frase: "Na Natureza nada se
cria e nada se perde, tudo se transforma".
Para compreender melhor a Lei de Lavoisier considere a experiência: Coloca-se
65 g de zinco dentro de um vidro contendo 98 g de ácido sulfúrico e em seguida fechase o vidro. Na reação química que ocorre entre as duas substâncias há formação de
sulfato de zinco e desprendimento de hidrogênio. A massa do sulfato de zinco somada
com a massa do hidrogênio desprendido será de 163 g.
Através do experimento podemos chegar à mesma conclusão que Lavoisier: Em
um sistema fechado, quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total
dos produtos é igual à soma das massas dos reagentes. Durante as reações químicas
não há criação nem perda de massa, o que ocorre é a transformação das substâncias
reagentes em outras substâncias.
É bom frisar que, depois de Lavoisier enunciar esta lei, outros cientistas fizeram
novas experiências que visavam testar a hipótese proposta por ele e, mesmo ao
utilizarem balanças mais modernas, de grande sensibilidade, os testes confirmaram o
enunciado proposto.
Lei de Proust
A Lei de Proust também é conhecida como Lei das proporções constantes ou lei
das proporções definidas. Essa lei foi inserida pelo químico francês Joseph Louis Proust
(1754-1826), que realizou experimentos com substâncias puras e concluiu que,
independentemente do processo usado para obtê-las, a composição em massa dessas
substâncias era constante. A Lei de Proust é definida assim:
As massas dos reagentes e produtos participantes de uma reação mantêm uma
proporção constante.
Através de análises de inúmeras substâncias adquiridas por diferentes
processos foi possível verificar que uma mesma substância tem sempre a mesma
composição qualitativa e quantitativa. Por exemplo, qualquer amostra de água
apresenta sempre 88,9 % de oxigênio e 11,1 % em massa de hidrogênio combinados
na mesma proporção.
Proust realizou vários experimentos, e conclui que a água (substância pura) é
formada de hidrogênio e oxigênio, sempre na proporção constate de 1/8 em massa.
Veja abaixo a demonstração de como eram feitos os experimentos para
comprovar este dado:
Experimento
Água
Hidrogênio
Oxigênio
1
18g
2g
16g
2
72g
8g
64g
Obs.: Nos dois experimentos foi possível constatar a massa fixa da água.
A conclusão dos estudos de Proust para a proporção entre as massas de
hidrogênio e oxigênio segue a relação:
Massa de hidrogênio 2 g
8g
10g
1
Massa de oxigênio
64 g
80 g
8
16 g
A lei de Proust foi estudada e aprovada, e posteriormente estendida a qualquer
reação química. É importante ressaltar que na época em que foram realizados os
experimentos descritos, os cientistas não tinham acesso a aparelhos modernos de
pesagem. As balanças existentes nessa época permitiam obter um peso não muito
preciso, mas isso não impediu que fossem introduzidos os conceitos a que temos
acesso hoje.
Lei das proporções múltiplas
A lei das proporções múltiplas é uma das leis fundamentais da estequiometria,
descoberta em 1803 pelo químico inglês John Dalton. A lei baseia-se na lei das
proporções definidas, e diz que se uma massa fixa de um elemento se combina com
massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas
massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.
Exemplo: Para duas razões conhecidas, temos:
1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1
1C + 1O2 → CO2 razão 1/2
Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja
proporção de carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado
igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do dióxido de carbono (CO2), cuja
relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2.
Lei volumétrica de Gay-Lussac
Gay Lussac foi um físico e químico francês que é conhecido na atualidade por
suas contribuições científicas, e uma delas é a Lei dos gases.
Outra grande contribuição de Gay-Lussac é a sua Lei volumétrica, onde ele
afirma que nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases
participantes de uma reação têm entre si uma relação de números inteiros e
pequenos.
Na Química e na Física a Lei de Gay-Lussac é uma lei dos gases perfeitos: sob
volume constante, a pressão de uma quantidade constante de gás aumenta
proporcionalmente com a temperatura:
P/T=K
onde:
P é a pressão do gás
T é a temperatura do gás (em kelvins)
K é uma constante
Podemos resumir num único enunciado:
“A proporção volumétrica dos gases em uma reação (volumes medidos na mesma
pressão e temperatura) é constante e de números inteiros e pequenos.”
Exemplo: Decomposição do vapor d’água: essa tese foi publicada em 1808, por GayLussac, e envolve a reação entre hidrogênio e oxigênio.
2H2O → 2H2 + O2
Volume
decomposto de
vapor d'água
Volume produzido
de gás hidrogênio
Volume produzido
de gás oxigênio
1º
1L
1L
0,5L
2º
2L
2L
1L
3º
4L
4L
2L
Experiência
Proporção volumétrica
Vvapor d’água : Vhidrgênio : Voxigênio = 2 : 2 : 1