¥Tudo Sobre Leis Químicas

• Lei da Conservação da Massa (Lavoisier)

Lavoisier mediu cuidadosamente as massas de um sistema antes e depois de uma reação em recipientes fechados. A figura ilustra uma possibilidade de se testar a Lei de Lavoisier em um procedimento simples.

Provocando o contato entre as soluções reagentes (cloreto de sódio e nitrato de prata), surge um sólido levemente acinzentado, o precipatado de cloreto de prata e uma solução aquosa de nitrato de sódio.
Lavoisier constatou que a massa do sistema antes e depois da reação é a mesma.
Com base em inúmeras experiências, Lavoisier enunciou a Lei da Conservação da Massa:

"Numa reação química, não ocorre alteração na massa do sistema".

Ou: "Na Natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma".
É bom frisar que, depois de Lavoisier enunciar esta lei, outros cientistas fizeram novos experimentos que visam testar a hipótese proposta por ele e, mesmo ao utilizarem balanças mais modernas, de grande sensibilidade, os testes confirmaram o enunciado proposto.
Quando um pedaço de ferro é abandonado ao ar, vai se "enferrujando", ou seja, vai sofrendo uma reação química. Se compararmos a massa do ferro inicial com a do ferro "enferrujado", notaremos que este último tem massa maior.
Será que neste caso a massa não se conserva?
O que acontece é que os reagentes dessa reação química são ferro (sólido) e material gasoso, proviniente do ar.

massa do ferro + massa dos gases (ar) = massa do ferro "enferrujado"

Como o sistema inicial é constituído por ferro e ar, e o sistema final por ferro "enferrujado", o aumento de massa efetivamente não existiu.
Por essa razão é necessário utilizarmos sistemas fechados para verificar a Lei de Lavoisier.
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• Lei das Proporções Definidas (Proust)

No final do século XVIII, através de inúmeros experimentos, Proust mediu as massas dos reagentes e produtos de uma reação e calculou as diversas relações possíveis entre elas.
Vamos considerar a reação química de decomposição da água, para que você possa entender como ele procedeu:

água ® oxigênio + hidrogênio

Se fizermos diversos experimentos com quantidades variadas de água pura e analisarmos as massas dos produtos, teremos o seguinte:

Quer dizer que, independentemente da origem da amostra de água (de chuva, de rio, de mar), desde que pura, teremos uma proporção constante entre as massas de água, de hidrogênio e de oxigênio:

Como há proporcionalidade entre massas envolvidas numa reação, podemos construir os seguintes gráficos:

Repetindo experimentos com decomposição de outras substâncias, Proust afirmou:

"Numa dada reação química, existe uma proporção constante entre as massas das substâncias participantes".

ou

"Qualquer composto, independentemente de sua origem, tem uma relação constante entre as massas de seus elementos constituintes".

Esquematicamente

x, y, z, w representam as massas das substâncias X, Y, Z e W

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• Lei volumétrica de Gay-Lussac para as reações químicas

Vamos examinar alguns exemplos de medidas de volumes de gases que participam de reações gasosas.
Como o volume de um gás varia bastante com a pressão e a temperatura, esses gases devem estar todos em idênticas condições para que seus volumes possam ser comparados.
• Síntese do cloreto de hidrogênio

Neste caso, temos a proporção de 1 para 1 entre reagentes, para 2 de produto.

• Síntese da água

Na síntese da água, temos uma relação de volumes de reagentes de 2 (hidrogênio) para 2 (oxigênio), formando 2 de água.

As observações experimentais de Gay-Lussac podem ser sintetizadas em uma lei.

Observe outro exemplo:

• Síntese do gás amoníaco

Nesta síntese, temos uma relação de volumes de 3 para 1 reagentes, para 2 de produto.

Atráves dos exemplos você poderá notar que o volume do gás produto não é necessariamente igual ao dos reagentes.
Retome cada exemplo.

• Síntese do cloreto de hidrogênio
reagentes: v + v = 2v produtos: 2v

• Síntese da água
reagentes: 2v + v = 3v produtos: 2v

• Síntese do gás amoníaco
reagentes: 3v + v = 4v produtos: 2v

Com exceção da síntese do cloreto de hidrogênio, em que houve conservação do volume, nos demais casos tivemos redução do volume.
Os trabalhos de Gay-Lussac não puderam ter uma explicação teórica compatível com a Teoria Atômica de Dalton. Foi Avogrado que em 1811 explicou os resultados experimentais das reações entre gases, valendo-se da idéia de que os gases eram formados de moléculas que poderiam ser formados por mais de um átomo.
Vamos representar as sínteses que utilizarmos como exemplo através das equações que conhecemos hoje, uma vez que elas nos permitem entender do que dependem as reações volumétricas.
É bom frisar, no entanto, que essas equações não eram conhecidas pelos cientistas da época. Foi através do trabalho de inúmeros estudiosos da Química que se pode chegar a elas.

• Síntese do cloreto de hidrogênio

• Síntese da água

Neste caso, dizemos que há uma contração de 1/3, isto é, o volume do gás produto é 1/3 menor do que o dos reagentes.
Assim:
Volume dos reagentes: 3v Volume dos produtos: 2v
Contração (absoluta): 3v - 2v = v
Em relação ao volume inicial, houve uma contração de v para 3v, ou seja:

• Síntese do gás amoníaco

Neste caso, dizemos que há uma contração de volume igual a ½, isto é, o volume do gás produto cai o equivalente à metade do volume inicial (reagentes).
Assim:

Veja agora um exemplo de reação de decomposição, em que há expansão do volume. Trata-se da análise do Cl₂O gasoso:

Neste caso, o volume expandiu-se de ½, ou seja, o volume do produto é 1,5 vez o dos gases reagentes.

Como a Teoria Atômica proposta por Dalton não conseguia explicar a contração de volumes observada em algumas sínteses, Avogrado formulou uma hipótese ou princípio, que foi capaz de explicar as conclusões de Gay-Lussac, através da introdução do conceito de molécula.

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• Princípio de Avogrado

A proposição teórica de Avogrado pode ser enconstrada atualmente com o nome de hipóteses, princípio ou lei.
Este princípio, enunciado em 1811, pelo italiano Amedeo Avogrado, pode ser assim enunciado:

Pressão: P Temperatura: T Gás: Cl2 Volume: x	Pressão: P Temperatura: T Gás: NH3 Volume: x	Pressão: P Temperatura: T Gás: H2 Volume: x

Como Avogrado explica a lei de Gay-Lussac?

Consideramos a síntese do gás amoníaco:

Nesta reação, o número de moléculas x de nitrogênio combina-se com 3x de hidrogênio, dando 2x moléculas de gás amoníaco. É a proporção de moléculas que nos fornece a proporção de volumes, de acordo com Avogrado.
Mas, hoje, você já sabe equacionar a reação mencionada, usando fórmula e coeficientes de acerto. Então observe:

	3 H2	+	1 N2	®	2 NH3
Volume V
Volume V			Volume V			Volume V
Volume V						Volume V
	3x moléculas 3y litros		x moléculas y litros		2x moléculas 2y litros
Proporção em moléculas e em volumes: 3:1:2

O príncipio de Avogrado traz algumas conseqüências importantes:

a) Numa reação entre gases, os coeficientes de acerto, além de nos fornecerem a proporção de moléculas que participam da reação, dão também a proporção em volumes (em iguais condições de pressão e temperatura) que reagem e se formam.

Exemplo:
Combustão do monóxido de carbono

2CO + O₂ ® 2CO₂

os coeficientes: 2, 1 e 2 indicam que:
• para cada duas moléculas de CO precisamos de 1 molécula de O₂ e se formam 2 moléculas de CO₂.
• para cada xL de CO são necessários x/2L de O₂ e se formam xL de CO₂ à mesma P e T.

b) A proporção de moléculas entre dois recipientes contendo gases a igual pressão e temperatura é a proporção de seus volumes.
Exemplo:

c) Como você sabe de moléculas e número de mols se relacionam, já que 1 mol corresponde a 6,0 X 10²³ moléculas, podemos dizer que a proporção em mols entre dois recipientes contendo gases (a igual pressão e temperatura) é a proporção de seus volumes.
Vamos examinar um exemplo:

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Bibliografia: Novais, Vera Lúcia Duarte de. Química - São Paulo: Atual, 1993.