Escrito por Fernando Garcia
Leis ponderais
Todos nós sabemos que química é uma ciência extremamente útil para a nossa sociedade em todos os seus aspectos, porém, uma finalidade do estudo da química é poder prever e aumentar a eficiência de uma reação química. Para tal coisa, alguns cientistas nos primórdios da química, tiveram que propor algumas leis que poderiam relacionar quantidade de reagentes, quantidade de produto obtido e qual produto seria obtido em uma reação química específica. Essas são as chamadas leis ponderais, elas são a base dos cálculos químicos e foram o que permitiu o avanço no estudo de reações químicas. Neste material, veremos as três leis mais famosas: A lei de Lavoisier, lei de Proust e lei de Dalton.
Lei de Lavoisier
Muito tempo atrás, ainda no século XVIII, nosso querido amigo Antoine - Laurent de Lavoisier, um cientista francês, começou a estudar pequenas e simples reações químicas. O que ele notou é que, em uma reação química conduzida em um sistema fechado, a massa desse sistema não se altera. Em outras palavras, a massa se conserva em uma reação química. Infelizmente, ele foi condenado a morte em 1793 e guilhotinado na França revolucionária.
Desse modo a lei de Lavoisier, ou lei da conservação das massas, basicamente se aplica apenas para sistemas fechados. Isso ocorre pois, caso o sistema seja aberto, pode-se haver perda de reagente ou de produto para o ambiente, o que pode dar a impressão que essa lei não é válida. O enunciado mais famoso de Lavoisier é o seguinte: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.”
Um exemplo clássico de uma aplicação dessa lei, é a queima de papel em uma balança. Quando esse experimento é realizado colocando apenas o papel em cima da balança e ateando-o fogo, sem colocar em uma caixa fechada por exemplo, podemos perceber que a massa marcada pela balança vai diminuindo com o passar do tempo. Agora, se antes de tacar fogo no papel, colocarmos ele em um recipiente fechado e tampado, notamos que a massa não muda.
Note que na primeira situação a massa diminui devido a produção de gases como dióxido de carbono e vapor de água, que escapam do sistema devido ao fato de que ele não é fechado. Quando colocamos o papel em uma caixa fechada e só depois ateamos fogo com ela fechada, os gases produzidos ficam retidos dentro do sistema, que no caso seria a caixa fechada. Como agora os gases não conseguem ir embora para a atmosfera, notamos que a massa permanece constante, fazendo valer a lei de Lavoisier.
Lei de Proust
A lei de Proust, mais conhecida como lei das proporções definidas, é uma relação descoberta pelo químico francês Joseph Proust que relaciona a proporção das massas de um reagente com a formação de um produto específico. Ele notou que, caso fosse misturada massas de reagentes em uma proporção definida, sempre era produzido o mesmo produto. Vejamos o caso da formação de água:
Podemos notar que para cada 1 mol de hidrogênio gasoso temos a necessidade de 0,5 mol de oxigênio gasoso. Transformando essas quantidades para gramas, percebemos que a proporção seria de 2g de hidrogênio para 16 de oxigênio, ou seja, de ⅛. Desse modo, o nosso grandioso Proust descobriu que toda vez que tínhamos uma mistura na proporção de ⅛, em massa, de oxigênio e hidrogênio, quando ocorresse uma reação, seria produzido água.
Assim nasceu a ideia de proporção estequiométrica entre reagentes para a produção de certos produtos específicos. Claro que hoje em dias essas proporções são todas feitas por mol, mas mesmo assim, graças a Proust temos o conhecimento de proporções estequiométricas.
Lei de Dalton
É como se fosse uma lei de Proust só que mais completa, no sentido que ela não só estabelece a proporção para a formação de apenas 1 produto específico, mas sim para vários. Dalton disse percebeu que, ao fixar a massa de um reagente e variando a massa do outro em uma proporção de números inteiros, poderíamos obter produtos diferentes. Desse modo, essa lei foi chamada de lei das proporções múltiplas.
Vamos pegar o caso da formação de monóxido de carbono e de dióxido de carbono a partir dos mesmo 12 gramas de carbono elementar. Veja as reações a seguir:
Claramente, para formar o monóxido de carbono precisamos de 16 gramas de oxigênio, já para formar o dióxido de carbono precisamos de 32 gramas de oxigênio. Note que do segundo reagente foi aumentada numa proporção de 2 para que fosse obtido outro produto a partir da mesma massa do outro reagente. Logo, ela foi aumentada por um número inteiro positivo, o que concorda com a lei das proporções múltiplas.
Conclusão
As leis ponderais mais famosas são estas 3 que foram citadas neste material e foram a base para os cálculos químicos atuais. É fundamental que você pratique todos os conceitos e veja alguns experimentos sobre essas leis para que assim você consiga resolver qualquer problema que aborda uma dessas leis ponderais. Dito isso, desejo a você bons estudos!