Quais São as Leis Ponderais na Química?

As Leis Ponderais na Química incluem a Lei de Proust e a Lei de Lavoisier. As duas são grandes contribuintes para o avanço da área, postuladas no século XVIII. Ambas também são essenciais para os estudos da estequiometria e de demais teorias que foram postuladas posteriormente. Fizemos um resumo com as informações essenciais acerca do assunto. Estude com ele e gabarite o vestibular!

Lei de conservação da massa

Antoine Lavoisier
Antoine 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.

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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)~

Lei das Proporções de Massas ou Lei de Proust

Químico Francês Joseph Louis Proust (1754-1826)
Químico Francês Joseph Louis Proust (1754-1826)

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.

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.”

Entre as Leis Ponderais, destacamos também a Lei de Dalton, que foi estabelecida em 1801 e relaciona as pressões parciais dos gases em misturas gasosas, dizendo que, em uma mistura gasosa, a pressão de cada componente independe da pressão dos demais e que a pressão total (P) é igual à soma das pressões parciais.

P~1~ + P~2~ = P~T~

Sendo P~1~ e P~2~ as pressões parciais dos componentes 1 e 2 e P~T~ a pressão total exercida pela mistura de gases.

Antes de prosseguir com a explicação, vamos definir o que é pressão e pressão parcial:

Pressão é a força exercida por um corpo sobre a área onde atua. Possui muitas unidades, mas uma largamente usada é o Pascal (Pa).

Pascal = Pa = N / m2 = [Força] / [Área]

Pressão parcial é a pressão exercida por um dos componentes da mistura se estivesse sozinho e nas mesmas condições ocupando o mesmo espaço que a mistura gasosa ocupa.

Como calcular a pressão parcial? Usando a lei dos gases ideais.

PV = n RT

Exemplo: Uma mistura de gás hélio e gás oxigênio

P~TOTAL~ = PHe + PO~2~

É importante ressaltar que a pressão parcial de cada gás não é a pressão que ele exercia antes de entrar na mistura, quando estava isolado, mas corresponde à pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura em que a mistura se encontra, ou seja, é sua pressão dentro da mistura.

Agora, vamos analisar uma mistura de nitrogênio e oxigênio presente no ar, 80% de gás nitrogênio e 20% de gás oxigênio. Digamos que, para cada 1 mol de ar, temos 0,8 mol de nitrogênio. Assim, a fração molar de cada um desses gases na mistura é dada pelas equações abaixo:

X~N2~ = n~N2~                                            X~O2~ = n~O2~
Σ~n~                Σ~n~
X~N2~ = 0,8 mol                                    X~O2~ = 0,2 mol
1,0 mol                                                1,0 mol
X~N2~ =0,8                                           X~O2~ = 0,2

Isso poderia ser dado também pelas pressões parciais, visto que a pressão total da mistura dentro do pneu é de 2,0 atm. Pela lei de Dalton, podemos concluir que a pressão parcial do gás nitrogênio nessa mistura é de 1,6 atm (80% de 2,0 atm) e a do gás oxigênio é de 0,4 atm (20% de 2,0 atm). Assim:

X~N2~ = P~N2~                                           X~O2~ = P~O2~
P~TOTAL~P~TOTAL~
X~N2~ =  1,6 atm                                  X~O2~ =  0,4 atm
2,0 atm                                                2,0 atm
X~N2~ =0,8                                             X~O2~ = 0,2

Observe que, visto que a fração molar é a relação entre um valor parcial e um valor total, a soma de todas as frações molares da mistura sempre será igual a 1:

X~N2~ + N~O2~ = 1

Leis volumétricas de Gay-Lussac

Formuladas em 1808, pelo físico e químico francês Joseph Louis Gay-Lussac, serviram para a consolidação da Teoria Atômica Clássica, e afirmam que:

“Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão os volumes dos reagentes gasosos em uma reação química formam entre si uma proporção de números inteiros e pequenos.”

“Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos produtos gasosos em uma reação química formam com os reagentes gasosos uma proporção de números inteiros e pequenos.”

Observe a relação entre os volumes gasosos medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão para os participantes da reação a seguir:

Os valores numéricos em cada proporção foram divididos pelo menor deles, resultando sempre na proporção de 1:3:2. Note que essa proporção coincide com os coeficientes da equação química balanceada. Teste seus conhecimentos sobre as Leis Ponderais com os exercícios abaixo.

Exercícios sobre as Leis Ponderais

1.(Fuvest-SP) Os pratos A e B de uma balança foram equilibrados com um pedaço de papel em cada prato e efetuou-se a combustão apenas do material contido no prato A. Esse procedimento foi repetido com palha de aço em lugar de papel. Após cada combustão, observou-se:

      Com papel                                    Com palha de aço

a) A e B no mesmo nível                 A e B no mesmo nível
b) A abaixo de B                                 A abaixo de B
c) A acima de B                                  A acima de B
d) A acima de B                                  A abaixo de B
e) A abaixo de B                                A e B no mesmo nível

2. (Mack-SP) Uma mistura de 1,5 mol de gás carbônico, 8 g de metano (16 g/mol) e 44,8 L de monóxido de carbono está contida em um balão de 30 L nas CNTP. É correto dizer que

Dado: volume molar nas CNTP = 22,4 L/mol.

a) a pressão parcial do monóxido de carbono é o dobro da do metano.
b) a pressão parcial do metano é o triplo da do gás carbônico.
c) a pressão do gás carbônico é 1/4 da do monóxido de carbono.
d) a pressão parcial do monóxido de carbono é o quádruplo da do metano.
e) a pressão total é igual a 4 atm.

3. Observe na tabela a seguir as massas dos reagentes e do produto de uma reação que foram obtidas em várias experiências:

Tabela com dados em exercício sobre a lei das proporções constantes de Proust
Tabela com dados em exercício sobre a lei das proporções constantes de Proust

Baseado na lei das proporções constantes de Proust, determine os valores de A, B, C, D, E e F, respectivamente:
a) 56g, 68g, 3g, 17g, 6g, 11g
b) 34g, 46g, 20g, 34g, 28g, 5g
c) 56g, 34g, 6g, 34g, 28g, 11g
d)34g, 68g, 3g, 34g, 6g, 11g
e) 46g, 58g, 3g, 17g, 6g, 11g

Gabarito

1. D
2. D
3. A

Agora que você já sabe tudo sobre as Leis Ponderais, veja as nossas questões comentadas sobre o assunto!

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