_Leis ponderais e balanço de massa

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Ensino de Química
Leis ponderais e balanço de massa.
Objetivo: Refletir e discutir sobre as três leis ponderais e balanço de massa.
Vamos voltar no tempo, até a Idade Média na época dos alquimistas.
Para muitos de nós a alquimia envolve apenas um desejo duvidoso de fazer ouro
e a busca pela pedra filosofal, que prolongaria indefinidamente a vida humana. Uma
das muitas origens da teoria alquímica foi um conceito de Aristóteles que dizia que
todas as coisas tendem a atingir a perfeição e esta foi aplicada à ciência dos metais,
um assunto de especial interesse para os alquimistas. Como os metais prata, cobre,
ferro, etc. eram "menos perfeitos” que o ouro, era razoável pensar que o ouro
pudesse ser preparado a partir de metais menos nobres, assim como era suposto
que a natureza fazia no centro da terra, então deveria ser possível para um artesão
com habilidade suficiente fazer a mesma coisa no laboratório. Porém, sem dúvida, a
alquimia se tornou o precursor da ciência moderna, especialmente a química, por
causa de seu lado extremamente técnico.
Um grande número de trabalhos experimentais - manufatura de metal, destilação,
preparação farmacêutica - ampliou o grupo de pessoas que entraram em contato
com a química e a metalurgia. E, na virada do século de 1700, a alquimia já era
considerada como uma ciência séria. A química científica e muito bem sucedida do
século XVIII teve, no entanto, um último componente metafísico, a teoria do
flogístico.
O flogisto era uma substância hipotética que representava a flamabilidade e foi
postulado pelos químicos alemães Johann Becher e Georg Stahl para explicar o
fenômeno da combustão. De acordo com essa teoria, a combustão é um processo
em que o flogisto é perdido. Acreditava-se que substâncias como carvão, hidrogênio
e enxofre são compostos quase inteiramente de flogisto. Um problema para a teoria
era que um metal tal como o cobre aumentava em peso durante a combustão e
devido a isso, assumiu-se que o flogisto era uma substância com peso negativo. A
visão flogística da matéria tornou-se muito difundida e ganhou uma posição forte,
mesmo entre os químicos muito qualificados.
Na década de 1770, o oxigênio foi descoberto pelos flogistas Priestley (agosto de
1774) e Scheele (1772, mas só publicou em um livro cinco anos depois), esse último
é hoje reconhecido como o incontestável descobridor do oxigênio. Mas Priestley
ainda se envolveu em mais uma polêmica. Três meses depois da descoberta do
oxigênio, ele foi à Paris e lá foi convidado para um jantar na casa de Antoinie
Lavoisier. O anfitrião do jantar tinha uma enorme ambição e consciência de seus
talentos, e apesar do dinheiro que possuía e de seus esforços ainda não havia feito
nenhuma grande descoberta. Foram as revelações de Priestley durante o jantar em
outubro de 1774 que o levaram a realizar alguns de seus experimentos mais
célebres. Durante o jantar, ele revelou a Lavoisier, sua esposa Marie-Anne e a todos
os convidados sua recente descoberta sobre o ar de propriedades ígneas, contando
inclusive o método pelo qual o obtivera.
Depois do jantar, Lavoisier, que havia compreendido a importância das revelações
de Priestley, se apressou em reproduzir o experimento em seu bem equipado
laboratório. Aqueceu o óxido de mercúrio, coletou o gás e verificou que suas
propriedades eram as descritas pelo rival. Em seguida, porém, fez algo diferente e
de grande importância. Decidiu reverter o experimento, aquecendo o mercúrio com
o oxigênio para obter o óxido de mercúrio. Ou seja, ele percebeu que é o oxigênio
que se combina com outras substâncias na combustão. A hipótese do flogisto pode
ser refutada, esta foi a revolução química. Na etapa seguinte dos seus experimentos
ele aplicou sua experiência de contador, afinal era cobrador de impostos, e pesou
todas as partes da reação com extremo cuidado, antes e depois, observando que o
peso era idêntico: mercúrio mais oxigênio pesavam o mesmo que o óxido de
mercúrio produzido. E com isso concluiu, o que hoje nos parece bastante óbvio, que
as substâncias não são transmutadas em outras, mas sim que podem ser unidas e
depois separadas, a matéria é constituída de elementos simples que formam
diversas combinações criando o mundo que nos cerca.
Fonte Wikipédia (acesso em março 2020)
Outro francês, Joseph Louis Proust (1754-1826), professor de química em Madrid,
também se interessava pelas transformações da matéria e seus experimentos
resultaram na lei das proporções definidas publicada em 1794. Em seus estudos,
ele demonstrou que a composição do carbonato de cobre era a mesma,
independentemente da amostra escolhida: 5,1 partes de cobre para 3,9 partes de
oxigênio para 1 parte de carbono.
Assim, para formar qualquer quantidade de carbonato de cobre seria necessária
sempre a mesma proporção entre os reagentes. E, portanto, todas as amostras de
um composto têm a mesma composição e que seus elementos estão todos
presentes em proporções distintas em peso, independentemente de como o
composto é preparado. Depois de uma longa luta com L. Berthollet, a lei foi
plenamente aceita em 1811, quando o químico sueco Jöns Jacob Berzelius deu
crédito a Proust por isso.
No fim do século XVIII, muitos conhecimentos sobre as transformações químicas
tinham sido adquiridos e cientistas buscavam explicações para os fenômenos que
observavam, além de sentirem a necessidade de representá-los. O inglês John
Dalton (1766-1844) foi outro cientista que buscou explicar os aspectos quantitativos
relacionados às transformações químicas. O foco de seu estudo era a solubilidade
de gases e aceitava a ideia defendida por Lavoisier de que eles são formados por
corpúsculos. Dalton propôs, então, que, para diferenciar os corpúsculos dos gases,
teria de ser levada em conta a massa, ou seja, que átomos de gases diferentes têm
massas diferentes e átomos de gases iguais têm a mesma massa. Ou seja,
podemos sentir como a lei de Proust deu a Dalton o "aha" que lhe permitiu
apresentar sua famosa teoria atômica formulada em 1808.
A teoria atômica de Dalton pode ser expressa em três pontos:
1. Em um elemento, todos os átomos são idênticos. Um tipo de
átomo é imutável e típico para o elemento real. (Note que
por elemento, Dalton assume a definição proposta por
Lavoisier: elemento é toda substância que atingiu sua última
fase da análise, ou seja, que não mais se decompõe.)
2. Em diferentes elementos, os átomos são diferentes. Cada
elemento tem um peso atômico característico.
3. Os compostos químicos são formados quando os átomos de
um elemento são combinados com átomos de outro
elemento.
Lavoisier não inventou a lei da conservação da matéria, como os livros de
química descrevem, uma vez que já se tratava de um pressuposto nas mentes de
cientistas de períodos anteriores. Mas foi sua cuidadosa coleta de gases e sua
exigência que deveria prestar contas de toda a matéria envolvida em uma reação
que conduziram a química a um novo patamar e sua lei da conservação da matéria
ser um dos pilares da Química Moderna. Da mesma forma, Dalton retomou os
conhecimentos corpusculares dos gregos Leucipo e Demócrito, e aplicou as leis da
conservação da matéria e das proporções definidas para explicar a sua teoria
atômica. E a partir dessa teoria desenvolveu ainda uma terceira lei, a Lei das
Proporções Múltiplas, para explicar as diferentes fórmulas para compostos binários.
Como podemos utilizar todas essas teorias em sala de aula? Qual é a abordagem
que você utiliza em suas aulas para discutir com seus alunos o método de
balanceamento de reações químicas?
Além do método de balanceamento por "tentativa", você já tentou fazer por
balanço de massa?
Para exemplificar, vou utilizar a combustão do metano pelo método da tentativa.
Neste método, usamos o conhecimento de que, após o balanceamento, todos os
elementos devem aparecer como reagentes e produtos, sem sobra nem perda.
Assim, o raciocínio empregado para o balanceamento por tentativa fica como oapresentado abaixo:
Mas se paramos pra pensar na época do Lavoisier, Dalton e Proust, a
representação da reação química não era feita dessa forma.
A padronização e utilização de fórmulas iniciavam-se àquela época. Por isso,
no contexto desses três cientistas o balanço era de massa!
Por exemplo, colocavam-se para reagir em ambiente fechado 116 g de butano
em presença de 416 g de oxigênio e resultava em 352 g de gás carbônico e 180 g
de água, ou seus múltiplos. O que essas massas representam? Primeiramente,
podemos dizer que a massa se conservou, pois temos, no exemplo, 532 g de
reagentes e a mesma massa de produtos. Ou seja, a matéria se conservou!
Em segundo lugar, tem-se que em um elemento, todos os átomos são idênticos,
ou seja, não há transmutação de um elemento em outro, mas sim os átomos de um
elemento são combinados com átomos de outro elemento para formar compostos
químicos diferentes. Enfim, mas não menos importante, tem-se que cada elemento
tem um peso atômico característico e a combinação em diferentes proporções
levará sempre as proporções definidas. A partir daí e com os conceitos de massa
atômica, massa molecular e massa molar, poderíamos explicar o balanceamento de
reações utilizando apenas as leis ponderais e balanço de massa.
Dessa forma é possível mostrar que tanto no contexto dos três cientistas como
no contexto moderno tem-se o mesmo resultado. E, portanto, o conceito de
estequiometria de reações químicas já estaria definido!
Para complementar esta aula, indico a Animação “Dentro da lei” disponível em
http://www.proativa.virtual.ufc.br/index.php?option=com_content&view=article&id=50
&Itemid=75
Também, uma simulação do balanço de massa disponível em
https://phet.colorado.edu/sims/html/reactants-products-and-leftovers/latest/reactants-
products-and-leftovers_pt_BR.html
Referências
Arthur Greenberg, Uma breve história da química: da alquimia às ciências moleculares
modernas, tradução da 1ª edição inglesa, Edgard Blusher, São Paulo, 2009.
Michael Mosley e John Lynch, Uma História da Ciência, tradução da 1ª edição inglesa, Jorge
Zahar Editor Ltda., Rio de Janeiro, 2011
Per Enghag, Encyclopedia of the Elements, WILEY-VCH, Weinheim, 2004.
Peter Atkins e Loretta Jones, Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio
ambiente, 5ª edição, Bookman, Porto Alegre, 2012.
http://www.proativa.virtual.ufc.br/index.php?option=com_content&view=article&id=50&Itemid=75
http://www.proativa.virtual.ufc.br/index.php?option=com_content&view=article&id=50&Itemid=75
https://phet.colorado.edu/sims/html/reactants-products-and-leftovers/latest/reactants-products-and-leftovers_pt_BR.html
https://phet.colorado.edu/sims/html/reactants-products-and-leftovers/latest/reactants-products-and-leftovers_pt_BR.html