Você sabia que as substâncias podem se juntar, misturar-se e originar novas substâncias por meio de reações químicas? E que estas novas substâncias estão presentes no nosso dia a dia? Não? Então, venha estudar conosco e se preparar para o Enem!
As Leis Ponderais são três: Lavoisier, Proust e Dalton. Nesta aula iremos abordar apenas a Lei de Proust e a Lei de Dalton, uma vez que a lei de Lavoisier tem uma aula só pra ela.
Leis ponderais
As leis ponderais se referem às massas dos elementos químicos envolvidos nas reações químicas. Elas têm também como objetivo investigar o comportamento destes elementos nas reações. Para começar nossa aula, vamos recordar rapidamente a Lei de Lavoisier, ou Lei da conservação das massas. Segundo essa lei, “a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos”.
Isso ocorre porque quando reagem entre si, as substâncias se separam e se transformam em outras substâncias, mantendo seus elementos químicos, mesmo que de forma diferente. Dessa maneira, seus átomos serão rearranjados em outras moléculas ou substâncias. Fácil, não é mesmo? Agora, vamos ver as demais Leis Ponderais que são tema desta aula.
Lei de Proust
A Lei de Proust também é conhecida como Lei de Proporções ou Lei das Constantes.
Joseph Louis Proust (1754 – 1826) foi um químico e farmacêutico francês. Ele verificou que a quantidade de matéria dos reagentes e a quantidade de matéria dos produtos que participam de uma reação química, obedecem sempre a uma proporção fixa e definida.
Em seus experimentos com substância puras, Proust observou que, independentemente do processo utilizado para obtê-las, a composição em massa dos elementos era sempre constante. Assim, se a massa de um reagente dobrar, o mesmo acontece com a massa do produto.
As massas dos reagentes e dos produtos podem se alterar com a reação química, mas sempre terão relações proporcionais. Temos como exemplo: uma reação entre carbono e oxigênio formando gás carbônico:
| carbono | oxigênio | gás carbônico | |
| Experiência 1 | 6g | 16g | 22g |
| Experiência 2 | 12g | 32g | 44g |
Neste exemplo simples, podemos verificar duas leis ponderais:
a) Lavoisier: soma das massas dos reagentes é igual a soma das massa dos produtos. Assim:
Na experiência 1: 6 g de carbono + 16 g de oxigênio = 22 g de gás carbônico.
Na experiência 2: 12 g de carbono + 32 g de oxigênio = 44 g de gás carbônico.
Então, as 2 experiências estão de acordo com a lei de Lavoisier.
b) Lei de Proust: se dividirmos a massa de cada elemento das 2 experiências, teremos uma razão constante. Assim, 6/12 = 1/2 ; 16/32 = 1/2 e 22/44 = 1/2.
Em outro exemplo temos a produção de ácido clorídrico (HCl), a partir de gás cloro (Cl2) e gás hidrogênio (H2), por meio de 3 experimentos distintos:
gás cloro + gás hidrogênio → ácido clorídrico
Pela Lei de Proust, observa-se que para formar ácido clorídrico, ocorre sempre a proporção de 2/71:
Dividindo: 4/142 = 2/71 (experiência número 2) e 6/213 = 2/71 (experiência número 3).
Utilizamos 3 experimentos para formar a mesma substância (HCl), assim, se dividirmos as massas da primeira experiência pela segunda experiência, teremos o mesmo valor: 71/142 = 0,5 ; 2/4 = 0,5 ; 73/146 = 0,5.
Para aumentar seus conhecimentos sobre a Lei de Proust, assista ao vídeo:
Lei de Dalton
John Dalton (1776 – 1844), químico britânico, criou diversas teorias, dentre elas a Teoria Atômica, que segundo a qual: toda matéria é formada por pequenas partículas maciças e esféricas, chamadas átomos. Os elementos são formados por átomos isolados iguais, com massa e tamanho semelhantes, sendo indivisíveis. A combinação de diferentes átomos formava substâncias diferentes.
Além da importantíssima Teoria Atômica, os escritos de Dalton confirmaram as leis ponderais de Lavoisier e de Proust.
Segundo Dalton, a matéria é formada por átomos, que não podem ser criados e nem destruídos. Assim, se o número de átomos permanece constante durante uma reação química, a massa do sistema também se manterá constante, comprovando a Lei de Lavoisier.
E que se a proporção em número de átomos é constante, a proporção em massa também será constante, comprovando a Lei de Proust.
Com a realização de experimentos voltados às massas dos reagentes e dos produtos das reações químicas, Dalton criou a Teoria das Proporções Múltiplas. Nesta teoria, verificamos que a massa fixa de um dos elementos se combina com massas diferentes de um segundo elemento. Isto forma compostos diferentes, onde a massa desses compostos tem relação com a multiplicidade dos números.
Podemos citar:
N2 + O2 → diferentes compostos
28 g + 16 g N2O (44 g)
28 g + 32 g N2O2 (60 g)
28 g + 48 g N2O3 (76 g)
28 g + 64 g N2O4 (92 g)
28 g + 80 g N2O5 (108 g)
Exercício resolvido sobre as leis ponderais
Para compreender melhor esse conteúdo de química, vamos resolver um exercício juntos?
1) O cálcio reage com o oxigênio produzindo o óxido de cálcio, mais conhecido como cal virgem. Foram realizados dois experimentos, cujos dados estão alistados na tabela a seguir de forma incompleta:
Descubra os valores de x, y e z com o auxílio das Leis de Lavoisier (Lei de Conservação das Massas) e de Proust (Lei das Proporções Constantes).
Resolução:
A lei de Lavoisier diz que a massa no sistema permanece constante, portanto, temos:
40 g + x = 56 g
x = (56 – 40) g
x = 16g
A Lei de Proust diz que a proporção se mantém constante, então se a massa do oxigênio era 16 g e passou para 32 g, isso significa que ela dobrou. Assim, todos os outros valores também dobraram: y = 40 . 2 = 80 g; z = 56 . 2 = 112 g
Exercícios sobre as leis ponderais
Agora, é com você! Para finalizar sua revisão, teste seus conhecimentos com esses exercícios:
1) (UFRJ – 2010) Segundo a tabela:
| Carbono + | Oxigênio | → | Gás Carbônico |
| 12 g | x | → | 44g |
| y | 16g | → | z |
I) O valor de “x” é 32g.
II) O valor de “y” é 6g.
III) O valor de “z” é 22g.
IV) Os cálculos usaram as leis de Lavoisier e Proust.
a) apenas I, II e III são corretas.
b) apenas I e III são corretas.
c) apenas I e II são corretas.
d) apenas I é correta.
e) todas são corretas.
gabarito: e
2) (Unesp – SP) Foram realizados 2 experimentos cujos dados constam na tabela:
| Magnésio + | Oxigênio | → | Óxido de Magnésio | |
| Experimento 1 | 6 g | x | → | 10g |
| Experimento 2 | y | 0,50g | → | z |
Os valores de x, y e z são respectivamente:
a) 4,0 ; 12 ; 12,5
b) 16,0 ; 6,0 ; 5,5
c) 4 ; 0,75 ; 1,25
d) 16,0 ; 0,75 ; 0,25
gabarito: c
