Resumo de Química - Leis Ponderais

Inclui três tipos de teoria sobre massas

As leis ponderais regem as reações químicas, pois foram estabelecidas a partir de estudos experimentais com as massas dos componentes que participam de uma reação, ou seja, dos reagentes (substâncias que estimulam a reação) e produtos (substâncias que são originadas). Essas leis foram postuladas no final do século XVIII e trouxe grandes avanços para a química, servindo de base para conceituação da estequiometria e outras teorias.

Quais são as leis ponderais?

Como as leis ponderais relacionam as massas das substâncias que compõem uma reação química, engloba três formulações importantes: a Lei de Conservação das Massas, a Lei das Proporções Constantes e a Lei das Proporções Múltiplas. Confira, a seguir, cada uma delas.
Lei de Conservação das Massas ( Lei de Lavoisier)
No ano de 1774, o francês Antoine Laurent Lavoisier – considerado o “pai” da química moderna – realizou diversos experimentos de combustão e calcificação de substâncias, a fim de observar a variação das massas depois das reações químicas.
Diante das tentativas, ele percebeu que ao calcinar metais expostos ao ar sempre acontecia a formação de óxidos, cujo peso era maior que o metal original. Já a combustão de matéria orgânica, a exemplo do carvão, resultava em uma massa inferior. Além disso, notou que as reações eram ativadas por algum elemento (era o oxigênio, que recebeu esse nome somente anos depois).
Mas foi através da calcinação do mercúrio dentro de um recipiente fechado, produzindo óxido de mercúrio II, que Lavoisier identificou uma elevação no nível de mercúrio, ocupando todo o espaço do ar, mas o recipiente fechado continuou com a mesma massa do início da reação.
Assim, chegou à conclusão que quando a reação química é feita em sistema fechado, a massa se mantém constante do começo ao fim, ou seja, a soma das massas dos reagentes será sempre igual à soma das massas dos produtos.
Atualmente, a Lei de Lavoisier é reconhecida pelo enunciado:
Na natureza, nada se cria, nada se forma, tudo se transforma.


Lei das Proporções Constantes (Lei de Proust)
A proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é fixa, constante e invariável.
Entre as leis ponderais, a das proporções constantes é uma das mais conhecidas. Definida pelo farmacêutico e químico francês Joseph Louis Proust, após a realização de experimentos em substâncias puras – formadas por apenas um tipo de molécula – diz que tanto as massas dos reagentes quanto dos produtos apresentam uma proporção constante, independente das quantidades usadas na reação.
Isso significa que independente da maneira como a substância é produzida, a sua composição química será sempre a mesma. Considere como exemplo a decomposição de diferentes quantidades de água:
hidrogênio + oxigênio = água
Em um primeiro momento, vamos utilizar 1g de hidrogênio com 8g de oxigênio, o que resulta em 9g de água. Já no segundo, usaremos 2g de hidrogênio com 16g de oxigênio, gerando 18g de água. E, por fim, 3g de hidrogênio com 24g de oxigênio, formando 24g.
De acordo com a Lei de Proust, se dividirmos as massas dos reagentes de cada amostra notaremos que a proporção entre os átomos de oxigênio e hidrogênio nas moléculas de água é sempre 8:1, ou seja:
1g / 8g
2g / 16g (simplificando por 2) = 1g / 8g
3g / 24g (simplificando por 3) = 1g / 8g


Dessa forma, é possível afirmar que a massa do oxigênio é 8 vezes maior que a do hidrogênio e, mesmo que haja mais de um reagente formando um único produto, as proporções são constantes.
Lei das Proporções Múltiplas (Lei de Dalton)
Um dos fundadores da teoria atômica, o químico, físico e meteorologista inglês John Dalton, também estudou as massas dos reagentes e produtos. Para formular a teoria das proporções múltiplas, constatou que no momento que a massa fixa de um dos elementos se combina com massas diferentes de um segundo, acaba gerando compostos diferentes.
Por isso, o enunciado de uma das leis ponderais explica 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 pequenos.
Um dos exemplos que demonstram a aplicabilidade dessa lei é a formação de óxidos através da reação entre o nitrogênio e o oxigênio. Vejamos:
nitrogênio + oxigênio = óxidos de nitrogênio
14g +  8g 22g                   N2O
14g + 16g                         30g NO
14g + 24g 38g                   N2O3
   14 g + 32g                        48g NO2
Reparem que nas quatro reações o nitrogênio (reagente 1) possui a mesma massa. Sendo assim, se dividirmos as massas de oxigênio (reagente 2) vamos observar uma relação entre números inteiros e pequenos:


8/ 16 = ½
8/24 = 1/3
8/32 = ¼
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