Sarah Letícia Costa da Silva 2°2 - Atividade Leis Ponderais

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Leis das reações químicas - (Leis ponderais) 
 
As Leis Ponderais são as leis experimentais que regem as reações químicas em geral e são 
relativas às massas dos componentes dessas reações. São basicamente leis que 
relacionam as massas dos reagentes e produtos em uma reação química qualquer. 
 
As leis das reações químicas são divididas em dois grupos: Leis Ponderais e Leis 
Volumétricas, portanto a Lei de Gay Lussac não participa das Leis Ponderais. 
 
As Leis Ponderais surgiram no final do Século XVIII, e vários químicos e estudiosos da 
época possuem participação ativa na elaboração das mesmas. A seguir veremos mais 
especificamente cada uma delas. 
 
Lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier) 
 
Não dá para falar sobre Leis Ponderais sem citar o contexto histórico delas. Por volta de 
1774, o químico francês Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), sendo considerado o “pai” 
da Química Moderna, realizou inúmeras experiências com reações químicas. Elas eram 
sobre a combustão e a calcinação de substâncias envolvendo o uso de balanças de alta 
precisão para a época. Observou que dessas reações sempre resultavam óxidos cujo peso 
era maior que o das substâncias originalmente usadas. 
 
Lavoisier realizou a calcinação do mercúrio metálico dentro de um recipiente fechado, no 
caso, uma retorta, que teve sua ponta introduzida em uma redoma contendo ar e colocada 
sobre uma cuba de vidro com mercúrio. No final da reação foi produzido óxido de mercúrio 
II, pois o mercúrio havia combinado com o oxigênio presente no ar para formar este 
produto. Notou-se que o nível do mercúrio da redoma havia subido, ocupando o espaço do 
ar. O volume inicial do ar foi reduzido ao fim do experimento. 
 
 
 
No entanto, o recipiente fechado permaneceu com a mesma massa do início. Desse modo, 
o químico chegou à conclusão de que a massa ganha pelo metal foi compensada pela 
massa perdida pelo ar; o que significava que “algo” (o oxigênio, denominado assim pelo 
próprio Lavoisier) do ar havia “entrado” no metal ou se combinado com ele. 
 
Pesando o sistema inicial (mercúrio metálico + oxigênio) e o sistema final (óxido de mercúrio 
II), Lavoisier percebeu que a massa total dos reagentes era igual à massa total dos 
produtos. 
 
Ele repetiu esse experimento queimando outros materiais e percebeu que a massa dos 
sistemas permanecia constante em todos os casos. 
 
Lei de Lavoiser a nível microscópico 
 
Numa dada reação química, os átomos apenas se recombinam. Então, como não se destrói 
e nem se forma átomos, a massa de reagentes deve ser sempre igual à dos produtos. 
 
 
 
Atualmente, essa lei é mais conhecida pelo seguinte enunciado: 
 
“Na Natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” 
 
Exemplo: 
 
Quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio, verifica-se a formação 
de 18 gramas de água; 
 
H~2(g)~ + ½ O~2(g)~ → H~2~O~(l)~ 
 
Do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio, 
ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico. 
 
C(s) + O~2(g)~ → CO~2(g)~ 
 
m(reagentes) = m(produtos) 
 
Lei das proporções constantes ou definidas (Lei de Proust) 
 
A Lei das Proporções Constantes, famosa entre as Leis Ponderais, foi criada por Joseph 
Louis Proust (1754-1826) . Proust definiu a partir de diversos experimentos que duas 
substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem em uma mesma 
proporção, independentemente da quantidade de reagente presente no meio. 
 
Decomposição de diferentes amostras de água: 
 
 
Essa lei foi criada por Joseph Louis Proust (1754-1826) e pode ser enunciada assim: 
 
“A proporção em massa das substâncias que reagem e que 
são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável.” 
 
Lei de Lavoiser a nível microscópico 
 
 
 
Você pode perceber que a proporção entre os átomos de oxigênio e hidrogênio nas 
moléculas de água é sempre 8:1, ou seja, a massa de oxigênio é 8 vezes maior que a 
massa de hidrogênio. 
 
Analisando as substâncias em relação a sua classificação em substâncias puras e misturas, 
podemos perceber que a substância simples apresenta composição constante. Já as 
misturas não apresentam composição constante. 
 
Consequências da Lei de Proust 
 
A Lei de Proust, uma das principais Leis Ponderais, tem consequências, veja: 
 
● composição centesimal; 
● cálculos estequiométricos. 
 
H2 + ½ O2 → H2O 
 
2g + 16g → 18g 
 
0,4g + 3,2g → 3,6g 
 
Lei das proporções múltiplas (Lei de Dalton) 
 
Formulada em 1803, pelo químico, físico e meteorologista inglês John Dalton, é também 
chamada Lei das Proporções Múltiplas. A Lei de Dalton diz que: 
 
“Quando dois elementos químicos formam vários compostos, 
fixando-se a massa de um dos elementos, as massas do outro 
variam numa proporção de números inteiros e, em geral, 
pequenos.” 
 
John Dalton (1766 – 1844), foi químico, meteorologista e físico inglês que criou diversas 
teorias e é o fundador da teoria atômica moderna. Com a realização de experimentos 
voltados às massas dos reagentes e produtos de reações químicas, Dalton criou a Teoria 
das Proporções Múltiplas, onde a massa fixa de um dos elementos se combina com massas 
diferentes de um segundo elemento, formando compostos diferentes, por exemplo: 
 
Monóxido de carbono: ​1C + ½ O2 → 1 CO 
Dióxido de carbono: ​1C + 1 O2 → 1 CO2 
 
Na primeira reação vemos a reação na proporção de 1:1, ou seja, para 1 átomo de carbono 
utiliza-se 1 átomo de oxigênio e o produto da reação é o monóxido de carbono. Já na 
segunda reação temos mantida a quantidade de carbono, porém a proporção de oxigênio é 
dobrada, sendo realizada na proporção 1:2, formando o dióxido de carbono. 
 
Um dos exemplos mais encontrados na literatura para demonstrar a aplicação efetiva desta 
Lei é a formação de óxidos diversos, como por exemplo, os óxidos formados por nitrogênio: 
 
 
Genericamente podemos definir que: 
 
A + B → C 
ma + mb → mc 
 
A + B’ → C’ 
ma + m’b → m’c 
 
Mantendo a massa de um dos reagentes constante, a massa do(s) outro(s) reagentes e a 
massa do(s) produto(s) é(são) variável(eis). 
 
Fontes: ​sites