Leis das Reações Químicas (Leis Ponderais)

Leis das Reações Químicas (Leis Ponderais)

Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa)

Numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. A partir disso, lembra-se da célebre frase dita por Lavoisier: “Nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

Portanto, temos:

Exemplo:

Quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Lei de Proust (Lei das proporções constantes, definidas ou fixas)

Quando, em várias experiências, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem numa mesma proporção. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

Exemplo:

Para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Observe que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier. As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes.

No exemplo da água:

Obs.: Conseqüências da Lei de Proust:

a) composição centesimal e,

b) cálculos estequiométricos.

Lei de Dalton (Lei das proporções múltiplas)

Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.

O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:

Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2: 3:4: 5.

Exemplo:

Para duas razões conhecidas, temos:

1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1

1C + 1O2 → CO2 razão 1/2

Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2.

Lei de Gay Lussac (Só vale para reações entre gases)

Numa reação onde só participam gases e nas mesmas condições de temperatura e pressão, existe uma proporção de números inteiros e pequenos entre volumes dos gases participantes da reação.

Comprovação da Lei:

Através da comprovação da Lei você poderá notar que o volume do gás produto (2 C(g)) não é necessariamente igual ao dos reagentes.

Retome o exemplo da comprovação da Lei:

Reagentes: 1V + 3V = 4V

Produtos: 2V

Exemplo:

Em determinadas condições de presão e temperatura, verificou-se que 0,70 L de monóxido de nitrogênio reage com 0,35 L de oxigênio para formar 0,70 L de dióxido de nitrogênio. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei Volumétrica de Gay-Lussac.

A proporção montada a partir dos volumes fornecidos é:

O,70 : 0,35 : 0,70

Dividindo-a pelo menor termo da proporção, temos:

0,70/0,35 : 0,35/0,35 : 0,70/0,35

Ou seja: 2 : 1 : 2 (uma proporção de números inteiros e pequenos).

É bom lembrar que numa reação química “o volume dos gases pode não se conservar, a massa sempre se conserva (Lei de Lavoisier)”.

REAÇÕES QUÍMICAS

A queima de uma vela, a obtenção de álcool etílico a partir de açúcar e o enferrujamento de um pedaço de ferro são exemplos de transformações onde são formadas substâncias com propriedades diferentes das substâncias que interagem. Tais transformações são chamadas reações químicas. As substâncias que interagem são chamadas reagentes e as formadas, produtos.

No final do século XVIII, estudos experimentais levaram os cientistas da época a concluir que as reações químicas obedecem a certas leis. Estas leis são de dois tipos:

• leis ponderais: tratam das relações entre as massas de reagentes e produtos que participam de uma reação;

• leis volumétricas: tratam das relações entre volumes de gases que reagem e são formados numa reação.

1- ) LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUIMICAS

Lei da conservação das massas (lei de Lavoisier)

Esta lei foi elaborada, em 1774, pelo químico francês Antome Laurent Lavoisier. Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que numa reação química, que se processa num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:

m (reagentes) = m (produtos)

Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Lei das proporções constantes (lei de Proust)

Esta lei foi elaborada, em 1797, pelo químico Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas