Autoria: Alanderson F.
INTRODUÇÃO
Este trabalho nos mostra as Leis das Combinações Químicas e como o estudo da química como ‘ciência’ começou com estas leis.
Iremos ver seus autores, o que as leis dizem e suas conseqüências.
Veremos como as Leis das Combinações Químicas mostrou a existência de certas relações matemáticas entre as quantidades massas e volumes.
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS
O estudo das leis das combinações químicas mostrou a existência de certas relações matemáticas entre as quantidades (massas e volumes) das substâncias participantes da reação. Estas relações começaram a ser observadas no fim do século XVIII e constituem as chamadas leis das combinações químicas. As relações entre as massas das substâncias participantes das reações constituem as chamadas leis ponderais e as relações entre os volumes constituem as chamadas leis volumétricas. Com os conhecimentos atuais as leis das combinações químicas são evidentes; as fórmulas das substâncias e as equações das reações evidenciam claramente os enunciados das leis. Contudo, na época em que foram enunciadas não havia sido estabelecida a teoria atômico-molecular de Dalton-Avogadro, portanto, não haviam sido estabelecidos os conceitos químicos de átomo, molécula, massa atômica massa molecular, como também não eram conhecidas as fórmulas moleculares das substâncias e conseqüentemente as reações ainda não eram equacionadas como hoje em dia. Tudo isto surgiu depois de estabelecida a teoria atômico-molecular de Dalton-Avogadro, teoria estabelecida justamente para explicar as leis das combinações químicas. Podemos dizer que o estudo da química como ciência começou com as leis das combinações químicas.
LEI DE LAVOISIER
Nome: Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da Massa ou da conservação da matéria.
Autor: Antoine Laurent de Lavoisier (1743 – 1794): Químico francês, cognominado o Pai da Química.
Ainda jovem trocou o estudo de Advocacia pelo das ciências físicas, e aos 25 anos de idade era membro da Academia de Artes e Ciência de Paris.
Inicialmente poucos cientistas apoiaram suas idéias, porém não para que se tornasse um eminente sábio. Por ser membro da ‘‘Ferme Genérale’’, que arrecadavam imposto sobre tabaco, sal e importações, durante a revolução francesa, foi acusado de traição e decapitado.
Enunciado da Lei: “Numa reação química que ocorre em ambiente fechado, a massa total antes da reação é igual à massa total após a reação”.
Ou, então:
“A massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”.
Ou, na sua forma mais conhecida:
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Demonstração: A maneira clássica de comprovar a Lei de Lavoisier é usar um tubo de vidro bifurcado, como mostra a figura abaixo; no ramo A, é colocado uma solução aquosa (incolor) de NaCl; no ramo B, é colocada uma solução aquosa (também incolor) de AgNO3. O tubo de vidro é fechado hermeticamente e pesado com a máxima precisão.
A seguir, viramos o tubo de vidro, como indica a figura abaixo; as soluções A e B se juntam, produzindo a reação:
NaCL+AgNO3 _______________________ AgCL+ NaNO3
Que é constatada pelo aparecimento de um precipitado branco (AgCl). Pois bem, pensando novamente o tubo de vidro, vamos constatar que a massa final è igual à massa inicial, apesar da reação quìmica ocorrida.
Desdobramento e/ou conseqüência: Outra maneira simples de comprovar a Lei de Lavoisier é com auxílio de uma lâmpada de flash do tipo descartável usada em fotografias. Esta experiência você mesmo poderá fazer: pese a lâmpada antes e depois de usada, e verá que a massa é a mesma. O que acontece com uma lâmpada de flash? Inicialmente, ela contém fios de metal magnésio (Mg) e gás oxigênio (O2); ao ´´dispararmos“ a máquina fotográfica; a lâmpada ´´acende“ devido a reação de 2Mg + O2 2MgO; podemos, então, ver a lâmpada esbranquiçada, devido ao MgO, que é um pó branco. O ´´peso“ da lâmpada, entretanto, não mudou.
Como a teoria atômica explica este fato?
De um modo muito simples. Durante a reação, ocorre apenas uma reunião entre os átomos de magnésio e oxigênio:
+
Mg O MgO
Considerando que os átomos existentes antes da reação, continuam existindo após a reação, a massa total não poderá mudar. É fácil perceber como a idéia de átomos ia obrigando o aparecimento de símbolos, fórmulas e equações químicas.
Exercícios Resolvidos: 1º) A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio, produziu 27g de água, ao lado de gás carbônico. Qual a massa de gás carbônico obtido?
Resolução:
Álcool etílico + oxigênio______água + gás carbônico 23g + 48g 27g + m
De acordo com a lei da conservação da massa, temos:
23g + 48g = 27g + m # m = 44g
Respostas: 44g de gás carbônico.
2º) Com base na reação:
metano + oxigênio gás carbônico + água
(2x – 6)g (4x + 8)g (5x – 6)g 3x + 6 g
2
Determinar o valor de x:
Resolução:
De acordo com a lei da conservação da massa, temos:
2x – 6 + 4x + 8 = 5x – 6 + 3x + 6 x = 10
2
Resposta: 10
3º) Sabendo-se que 3,40g de nitrato de prata reagem com 1,17g de cloreto de sódio, dando 2,87g de cloreto de prata e 1,70g de nitrato de sódio. Numa segunda experiência, 1,50g de nitrato de prata foi adicionado a 0,351g de cloreto de sódio, dando 0,861g de cloreto de prata, 0,51g de nitrato de sódio e 0,48g de nitrato de prata em excesso. Demonstrar que os resultados estão de acordo com a Lei de Lavoisier sem usar fórmulas nem equações químicas. Usando apenas os dados do problema.
Resolução: 1ª experiência: 3,40 + 1,17 = 2,87 + 1,70 = 4,57g. 2ª experiência: 1,50 + 0,351 = 0,861 + 0,48 = 1,851g.
LEI DE PROUST
Nome: Lei de Proust, também chamada lei das proporções Constantes, ou das Proporções Fixas, ou das Proporções Invariáveis, ou das Proporções Definidas.
Autor: Joseph Louis Proust, em 1799, através da análise de substâncias puras, determinou que sua composição em massa era constante independentemente de seu processo de obtenção.
Enunciado da Lei: “Uma determinada substância pura, qualquer que seja sua origem, é sempre formada pelos mesmos elementos químicos, combinados na mesma proporção em massa”.
Demonstração: Fazendo a reação A + B C + D
Usando as massas mA e mB, obtendo mC e mD e posteriormente usando as massas mA + mB, obtendo mC em mD a Lei de Proust diz que:
mA mB mC mD
mA = mB = mC = mD
Vamos imaginar várias amostras de água (água de chuva, água do rio, água de um lago, água produzida artificialmente num laboratório, etc.) vamos purificar a água; e vamos demonstrar a água, com auxílio de calor, eletricidade, etc, de modo a separar o hidrogênio do oxigênio. Pesando todas as substâncias, iremos chegar, por exemplo, à seguinte tabela:
Massa inicial da água (gramas) Massa do hidrogênio obtida (gramas) Massa do oxigênio obtida (gramas)
1.ª experiência 90 10 80
2.ª experiência 36 4 32
3.ª experiência 2,7 0,3 2,4
4.ª experiência 450 50 400
Apesar das massas mudarem, a proporção é sempre 9
1
8
Ou, em linguagem matemática:
H = 10 = 4 = 0,3 = 50
O 80 32 2,4 400
Todas as frações são iguais, pois as simplificando dá sempre 1.
8
Desdobramento e/ou conseqüência: A água, qualquer que seja sua origem, é sempre formada por H e O, e estes, por sua vez, sempre combinados na proporção de 1:8 em massa.
É interessante notar que na própria fórmula da água, que usamos hoje em dia (H2O) está implícita água, que usamos a proporção 1:8. De fato, considerando as massas atômicas H = 1 e O = 16, temos: H2O correspondente a 2g H para 16g O, que simplificada nos dá 1:8. Não podemos nos esquecer, porém, que em ordem cronológica, primeiro foi descoberta a proporção 1:8 em laboratório e depois surgiu a fórmula H2O, exatamente em decorrência daquela proporção.
Como a Teoria Atômica explica a Lei de Proust?
De um modo muito simples: admitindo que os átomos se unem em proporção, bem definidos para formar as substâncias químicas. Hoje sabemos que na água, os átomos estão sempre reunidos na proporção de dois átomos de hidrogênio para cada um átomo de oxigênio.
+
mH mO
Duplicando-se a quantidade de água, teremos:
+
2mH 2mO
Agora a proporção entre as massas de hidrogênio e oxigênio é 2mH/2mO, mas após a simplificação, recairemos na proporção anterior, mH/mO.
1ª conseqüência: Composição centesimal de uma substância
Composição centesimal de uma substância são as porcentagens em massa dos elementos formadores dessa substância.
O cálculo da composição centesimal é um simples cálculo aritmético de porcentagens, baseado na lei de Proust. No exemplo da água:
Para o 9g água 8g oxigênio
Hidrogênio 100g água x g oxigênio x = 11,11% H
Para o 9g água 8g oxigênio
Oxigênio 100g água y g oxigênio y = 88,88% O
Em decorrência de Lei de Proust, dizemos, então, que a água tem composição centesimal fixa ou constante, a saber: 11,11% de hidrogênio e 88,88% de oxigênio (porcentagem em massa).
2ª conseqüência: Cálculo estequiométrico
Cálculo estequiométrico é o cálculo pelo qual prevemos as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química. Com o exemplo da reação do ácido clorídrico com o hidróxido de sódio, poderemos calcular a massa de cloreto de sódio que se formará numa terceira experiência, digamos, por exemplo, a partir de 14,6g de ácido clorídrico. Com o auxílio de uma regra de três, temos:
Na 1ª exp.: 2,92g de HCl 4,68g de NaCl x = 23, 4g de NaCl
Na nova exp.: 14,6g de HCl x g de NaCl
Note que essa regra de três só é possível porque a proporção entre as massas de HCl e NaCl permanece constante, conforme nos diz a Lei de Proust.
Exercícios Resolvidos: 1º) 6g de carbono reagem totalmente com 2g de hidrogênio, produzindo metano. Determinar a composição centesimal do metano.
6g = 8g x = 75g
x 100g
2g = 8g y = 25g
y 100g
Então, em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio.
Resposta: 75% de carbono e 25% de hidrogênio.
2º) Fez-se uma experiência adicionando 100g de cloro a 100g de sódio; foram obtidos 164,8 gramas de cloreto de sódio permanecendo 35,2 gramas de sódio em excesso. Por outro lado consultando-se uma tabela de composições centesimais em peso encontra-se para o cloreto de sódio 39,32% de Na e 60,68% de Cl. Demonstrar que o resultado experimental e o da tabela estão de acordo com a lei de Proust.
Resolução: Pela experiência conclui-se que 64,8 gramas de sódio se combinaram com 100 gramas de cloro dando 164,8 gramas de cloreto de sódio; a relação entre as massas das substâncias foi de 64,8:100:164,8. Pelo resultado da tabela conclui-se que 39,32 gramas de sódio se combinaram com 60,68 gramas de cloro dando 100 gramas de cloreto de sódio; a relação entre as massas das substâncias é portanto 39,32:60,68:100. Matematicamente as duas relações são iguais, de acordo, portanto com a lei de Proust:
64,8 = 100 = 164,8
39,32 60,68 100
3º) Em uma experiência adicionou-se 6g de cálcio a 25g de bromo, são obtidos 20g de brometo de cálcio com um excesso de 1g de bromo. Numa segunda experiência são adicionados 20g de cálcio a 64g de bromo, foram obtidos 80g de brometo de cálcio com 4g de cálcio em excesso. Demonstrar se os resultados estão de acordo com a lei de Proust.
Resolução:
Massa do cálcio que reagiu na 1ª Exp. = 6g
Massa do bromo que reagiu na 2ª Exp. = 25 – 1 = 24g
m do cálcio 6 1
m do bromo = 24 = 4
massa do cálcio que reagiu na 2ª Exp. = 20 – 4 = 16g
massa do bromo que reagiu na 2ª Exp. = 64g
m do cálcio 16 1
m do bromo = 64 = 4
A razão 1 comprova a Lei de Proust.
4
Temos que descontar as massas em excesso, pois elas estão em excesso é porque não reagiram.
LEI DE DALTON
Nome: Lei de Dalton também chamada Lei das Proporções Múltiplas
Autor: Jonh Dalton (1766 – 1844). Depois de Berzelius ter esclarecido que duas ou mais substâncias podem combinar-se em proporções diferentes, com a condição de darem compostos diferentes, Dalton estudando estas proporções notou que se fosse fixada a massa de uma das substâncias as massas da outras guardavam entre si uma relação expressa por números inteiros e pequenos (1, 2, 3, …). Relação expressa por números inteiros e pequenos chama-se relação simples. Em 1803 Dalton enunciou uma lei chamada lei das proporções múltiplas. Em 1808, propôs uma teoria denominada Teoria Atômica, que possibilitou o entendimento desses resultados experimentais em nível “microscópico”.
Enunciado da Lei: “Quando dois elementos químicos formam vários compostos, fixando-se a massa de um dos elementos, a massa do outro elemento varia numa proporção de números inteiros e, em geral, pequenos”.
Demonstração: Sejam m1, m2, m3,… as massas de B que se combinam com massa fixa m de A, dando os compostos X, Y, Z,… Representando por a, b, c, … números inteiros e pequenos:
A + B X
m m1 m1 = m2 = m3
a b c
A + B Y
m m2
a : b : c
A + B Z relação simples
m m3
Por exemplo:
ou
ou Podem formar
+ dois
compostos
+ 1° composto
(Anidrido
Sulfuroso)
+ 2° composto
(Anidrido
Sulfúrico)
Notem que, com a massa fixa (10g) de enxofre, ora reagem 10g de oxigênio, ora 15g de oxigênio. Pois bem, a proporção 10/15, simplificada, dá 2/3 que é uma proporção de números inteiros e pequenos, como diz a lei de Dalton.
enxofre oxigênio
Anidrido
Sulfuroso
Anidrido
Sulfúrico
Com um átomo (massa fixa) de enxofre, ora reagem dois átomos, ora reagem três átomos de oxigênio, conseqüentemente, as quantidades (massas) de oxigênio irão formar a proporção 2/3.
Generalizando, podemos afirmar que isto irá acontecer em qualquer outro exemplo. De fato, a Teoria Atômica ao confirmar que “o átomo é indivisível” está dizendo, em outras palavras que, em qualquer composto, o número de qualquer elemento deve ser número inteiro; portanto, se os números de átomos de oxigênio não fossem 2 e 3, poderiam ser, por exemplo, 2 e 5, ou 3 e 4, etc, mas sempre teríamos uma proporção de números inteiros.
Desdobramento e/ou conseqüência: Observe, também, que as fórmulas usadas, hoje em dia, obedecem a esta idéia:
Anidrido Sulfuroso S [1] O [2]
Anidrido Sulfúrico S [1] O [3]
Quantidade fixa de enxofre (S [1])
Quantidade de oxigênio na proporção 2/3 (O [3])
Exercícios Resolvidos: 1º) Num dos óxidos de carbono existe 0,30g de carbono para 0,40g de oxigênio. No outro óxido existe 0,24g de carbono para 0,64g de oxigênio Dizer se esses resultados estão de acordo com a Lei de Dalton.
Resposta: Sim, pois, fixando-se o carbono, massas de oxigênio ficarão na proporção 1:2.
2º) Se haver dois óxidos de enxofre contendo respectivamente 50% e 40% em massa de enxofre. Pergunta-se, se os dados estarão de acordo com a Lei de Dalton.
Resposta: Sim, pois, fixando-se o enxofre, as massas de oxigênio ficarão na proporção 2:3.
3º) Descobrir os números de prótons, de nêutrons e de elétrons do átomo de carbono que apresenta Z = 6 e A = 13.
Resolução:
Como Z = P e A = P + h, podemos escrever que N = A – Z:
A = P A = P + n} n = A – Z
A = P + n A = Z + n}
Observando os cálculos acima, você pode notar que o número de nêutrons é dado pela diferença entre o número de massa e o número atômico.
Como o átomo é eletricamente neutro, o número de prótons é sempre igual o número de elétrons.
Assim: P = número de prótons} = P = E
E = número de elétrons}
Desse modo, temos:
Z = 6 Z = P P= 6 n = A – Z # n = 13 – 6 # 7
A = 13 e = 6
Resposta: o átomo de carbono tem seis prótons, sete nêutrons e seis elétrons.
LEI DE RICHTER – WENZEL – BERZELIUS
Nome: Lei de Richter – Wenzel – Berzelius. É também chamada Lei das Proporções Recíprocas ou Lei dos Números Proporcionais ou Lei dos Equivalentes.
Autor: Richter – Wenzel – Berzelius
Enunciado da Lei: “A proporção das massas, segundo a qual dois elementos B e C reagem entre si, ou é igual, ou corresponde a uma proporção de múltiplos e submúltiplos das massas com os quais cada um desses elementos reage separadamente com uma massa fixa de um outro elemento A”.
Demonstração: Esquematizando, a lei nos diz se acontecer:
A B C
1ª reação mA mB – 1º composto
2ª reação mA – mC 2º composto
3ª reação – m’B m’C 3º composto
Iremos ter
m’B = mB
m’C mC
Ou
m’B = mB x p
m’C mC x q
Onde (p) e (q) são números inteiros em geral, pequenos.
Observe o seguinte – basta p e q serem números inteiros para indicarem que:
a) m’B e m’C formam uma proporção de múltiplos de mB e mC; por exemplo:
m’B = mB x 2
m’C mC x 3 aqui: p = 2 e
q = 3
b) m’B e m’C formam uma proporção de submúltiplos de mB e mC; por exemplo:
m’B = mB x 1/5 = mB x 4
m’C mC x 1/4 mC x 5 aqui: p = 4 e
q = 5
c) finalmente se tivermos p = 1 e q = 1
m’B = mB x 1
m’C mC x 1
Iremos concluir que a fórmula
m’B = mB x p
m’C mC x q
Acabará coincidindo com a fórmula
m’B = mB
m’C mC
Por isto, usaremos, de agora em diante, somente a primeira.
Exemplo – no laboratório constatamos que:
ferro enxofre oxigênio Composto formado
1ª reação 7g 4g – Sulfeto ferroso
2ª reação 7g – 2g Óxido ferroso
3ª reação – 12g 12g Anidrido Sulfuroso
Dividindo as massas do enxofre pelo oxigênio, vemos que:
12 # 4
12 2
Mas: 12 = 4 . p onde p = 1
12 2 . q q = 2
Desdobramento e/ou conseqüência: Equivalente – grama de um elemento químico é a massa desse elemento que se combina com 8 gramas de oxigênio.
Qual a importância de conhecermos os equivalentes dos elementos químicos?
Considerando as 8 gramas de oxigênio, como sendo a massa fixa mA que aparece no esquema da Lei de Richter, os equivalentes – gramas serão representados pelas massas, mB e mC. Então iremos concluir que, numa reação futura, os equivalentes – gramas reagirão entre si ou, na pior das hipóteses, reagirão na proporção de seus múltiplos ou submúltiplos simples.
Exercícios Resolvidos: 1º) Descobrir os números de prótons, nêutrons e elétrons do átomo representado por 32S
16
Resolução:
32S indica um átomo de enxofre que apresenta:
16 Z = 16 e A = 32
Assim, temos Z = P P = 16 E = 16
A = P + n 32 = 16 + n N = 16
Resposta: O átomo tem 16 prótons, 16 elétrons, 16 nêutrons.
2º) Se analisarmos os compostos aminoácido, óxido nítrico e água, encontraremos os seguintes resultados:
nitrogênio
hidrogênio oxigênio
Amoníaco 4,2g 0,9g –
Óxido nítrico 4,2g – 4,8g
Água – 0,1g 0,8g
Pergunta-se se esses resultados estão de acordo com a Lei de Richter.
Resposta: Sim, pois, estando fixo o nitrogênio, a relação H/O nos dá
p = 2 .
q 3
3º) Um dos sulfetos de ferro apresenta 63,63% de ferro, e um de seus óxidos, 77,77% de ferro, em massa. Por outro lado, verifica-se a existência de um óxido de enxofre contendo 50,00%, em massa de enxofre. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei das Proporções Recíprocas.
Resolução: Fixando a massa de ferro e relacionando S/O, temos p = 1
q 2
LEI DE GAY LUSSAC
Nome: Lei volumétrica de Gay Lussac ou Lei das Combinações dos Volumes Gasosos.
Autor: Gay Lussac. No início do século XIX, o cientista francês Gay Lussac estudou as relações entre os volumes das substâncias reagentes no estado gasoso, medindo esses volumes nas mesmas condições de temperatura e pressão, e enunciou as Leis Volumétricas que podem ser reunidas num só enunciado.
Enunciado da lei: “Quando medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos reagentes e dos produtos gasosos, formam uma proporção constante de números inteiros e pequenos”.
Demonstração: Vejam as explicações das Leis Volumétricas, através dos seguintes esquemas:
Síntese do cloreto de hidrogênio.
Hidrogênio + Cloro Ácido Clorídrico (P, T, constante)
101 + 101 201
Proporção 1:1:2, que é uma proporção de números inteiros e pequenos.
Síntese do vapor de água.
Hidrogênio + Oxigênio Vapor de Água (P, T, constante)
201 + 101 201
Proporção 2:1:2, que é uma proporção de números inteiros e pequenos.
Podemos ver que no primeiro esquema há conservação de volume e no segundo não há conservação de volume durante a reação. Tudo isto é muito comum nas reações entre gases. Sendo assim, costuma-se definir “contração de volume” pela fórmula:
C = S – V
S
Em que:
C = contração de volume
S = soma dos volumes dos reagentes
V = volume do produto formado
(todos à mesma P e T)
Assim temos, por exemplo:
Nitrogênio + Hidrogênio = amoníaco (P, T, constante)
100ml + 300ml = 200ml
Proporção 1:3:2
C = (100 + 300)- 200 C = 1/2
(100 + 300)
O que significa que o volume gasoso total contrai-se à metade durante a reação.
Exercícios Resolvidos: 1º) Certa massa de um gás exerce pressão de 2,5 atm quando submetida de 27°C. Determinar a pressão exercida quando sua temperatura passa a 127°C, sem variar o volume.
Resolução:
Estado 1 {P1 = 2,5 atm
{T1 = 27°C + 273 = 300K
Estado 2 {P2 = ?
{T2 = 127°C + 273 = 400K
P1 = P2 = 2,5 = P2 = P2 = 2,5.400 = 3,3 atm
T1 T2 300 400 300
Resposta: 3,3 atm
2º) Verificar se obedecem às Leis Volumétricas de Guy – Lussac os seguintes volumes que participam de uma reação química e que foram medidos em condições idênticas de pressão e de temperatura:
1,36l de N2 + 4,08l de H2 2,72l de NH3
Resolução: Dada a proporção 1,36 : 4,08 : 2,72, vamos dividir todos os valores pelo menor deles (1,36) e teremos 1 : 3 :2. Como essa proporção é de números inteiros e pequenos, estão comprovadas as Leis Volumétricas de Guy-Lussac.
CONCLUSÃO
Concluímos como as Leis das Combinações Químicas foram importantes para que a química adquirisse o caráter de ‘Ciência’, e que a partir delas, as reações puderam ser interpretadas, entendidas e até mesmo previstas.
BIBLIOGRAFIA
Curso de Química V – 1
Antônio Sardella
Edegar Mateus
Livro de Química V – 1
Ricardo Feltre
Livro Educar
Programa de estudo e pesquisa