A QUÍMICA DE LAVOISIER

Prévia do material em texto

A QUÍMICA DE LAVOISIER
Lavoisier propôs em 1775 que a quantidade de matéria antes e depois de um experimento não se altere, ou seja, a matéria não pode ser criada nem destruída, apenas transformada. Lavoisier provou sua hipótese em 1773 quando fez um experimento com mercúrio. Ele também descobriu que o ar era formado por 21% de oxigênio e 79% de uma outra substância, que posteriormente foi descoberta como sendo o nitrogênio.
 
2. LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA
O experimento realizado por Lavoisier com o mercúrio permitiu a elaboração da lei da conservação da massa:
A massa dos produtos e dos reagentes em um experimento são iguais.
No experimento, o mercúrio e o gás oxigênio eram os reagentes e produziam o óxido de mercúrio II, o produto. A massa dos reagentes é igual a massa do produto.  No exemplo abaixo, um átomo de oxigênio (16 gramas de massa) se combina com dois átomos de hidrogênio (1 grama cada). A massa inicial é de (16 g + 1 g + 1 g = 18 g).
O produto é uma molécula de água (H2O), que também possui a massa de 18 g.
  A LEI DE PROUST
A Lei de Proust afirma que a proporção entre os reagentes em uma reação química deve permanecer constante.
Exemplo: suponha que 1 g de hidrogênio reaja com uma certa quantidade de oxigênio e produzida água. Se a quantidade de oxigênio for de exatos 8 g, 9 gramas de água serão produzidas. Caso a quantidade de oxigênio seja maior (10 g, por exemplo), apenas 8 g reagem e sobram 2 g.
A tabela abaixo ilustra três experimentos combinando hidrogênio e oxigênio (reagentes) e produzindo água (produto).
Repare que o resultado da divisão entre a quantidade de massa de oxigênio e hidrogênio em cada situação é sempre a mesma.
2. RESOLVENDO UM EXERCÍCIO
Para achar uma quantidade de massa, basta fazer a proporção entre as massas dadas no problema.
Exemplo: 6 g de gás hidrogênio são misturados com 28 g de gás nitrogênio e produzem 34 g de amônia. Em um segundo experimento, 3 g de hidrogênio são misturados com x g de nitrogênio e produzem y g de amônia. Calcule as massas x e y.
Massa do nitrogênio: faça a proporção das massas do hidrogênio (pois sabemos as duas massas nos dois experimentos) com as massas do nitrogênio.
Multiplicando “cruzado”, temos:
6.x = 28.3
x = 14 g 
Massa da amônia: faça a proporção das massas do hidrogênio (pois sabemos as duas massas nos dois experimentos ou do nitrogênio) com as massas da amônia.
Multiplicando “cruzado”, temos:
6.y = 34.3
y = 17 g