QUAIS SÃO AS LEIS DE PESO DA QUÍMICA? (EXEMPLOS) - QUÍMICA - 2025

As leis ponderais da química são aquelas que mostraram que as massas das substâncias que reagem não o fazem de maneira arbitrária ou aleatória; mas mantendo uma proporção matemática constante de números inteiros ou submúltiplos deles, em que os átomos dos elementos não são criados nem destruídos.

No passado, o estabelecimento dessas leis exigia esforços extraordinários de raciocínio; porque embora pareça óbvio demais agora, antes as massas atômicas e moleculares dos elementos ou compostos, respectivamente, nem eram conhecidas.

Fonte: Jeff Keyzer de Austin, TX, EUA

Como não se sabia exatamente quanto um mol de átomos de cada elemento era igualado, os químicos dos séculos 18 e 19 tiveram que confiar nas massas dos reagentes. Portanto, balanças analíticas rudimentares (imagem superior) foram companheiros inseparáveis ​​durante as centenas de experimentos necessários para estabelecer leis de peso.

É por esta razão que, ao estudar essas leis da química, você se depara com medições de massa a cada momento. Graças a isso, extrapolando os resultados dos experimentos, descobriu-se que compostos químicos puros sempre se formam com a mesma proporção em massa de seus elementos constituintes.

Lei da conservação de massa

Essa lei diz que em uma reação química, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos; enquanto o sistema considerado está fechado e não há troca de massa e energia com o seu entorno.

Em uma reação química, as substâncias não desaparecem, mas são transformadas em outras substâncias de igual massa; daí a famosa frase: “nada se cria, nada se destrói, tudo se transforma”.

Historicamente, a lei da conservação da massa em uma reação química foi proposta pela primeira vez em 1756 por Mikhail Lomonsov, que mostrou os resultados de seus experimentos em seu diário.

Mais tarde, em 1774, Antoine Levoisier, químico francês, apresentou os resultados de seus experimentos que permitiram estabelecer isso; que alguns também chamam de Lei de Lavoisier.

- Experimentos Lavoisier

Na época de Lavoisier (1743-1794), havia a Teoria do Flogisto, segundo a qual os corpos tinham a capacidade de pegar fogo ou queimar. Os experimentos de Lavoisier tornaram possível descartar essa teoria.

Lavoisier conduziu vários experimentos de combustão de metal. Ele pesou cuidadosamente os materiais antes e depois da combustão em um recipiente fechado, descobrindo que havia um aparente ganho de peso.

Mas Lavoiser, com base em seu conhecimento do papel do oxigênio na combustão, concluiu que o ganho de peso na combustão era devido à incorporação de oxigênio no material queimado. O conceito de óxidos metálicos nasceu.

Portanto, a soma das massas dos metais submetidos à combustão e do oxigênio permaneceu inalterada. Esta conclusão permitiu o estabelecimento da Lei de Conservação da Massa.

-Balanço de equações

A Lei de Conservação de Massas estabeleceu a necessidade de equilibrar as equações químicas, garantindo que o número de todos os elementos envolvidos em uma reação química, tanto como reagentes quanto como produtos, seja exatamente o mesmo.

Este é um requisito essencial para a precisão dos cálculos estequiométricos a serem realizados.

-Cálculos

Moles de água

Quantos moles de água podem ser produzidos durante a combustão de 5 moles de metano em excesso de oxigênio? Mostre também que a lei da conservação da matéria é válida.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Observando a equação balanceada da reação, conclui-se que 1 mol de metano produz 2 moles de água.

O problema pode ser resolvido diretamente com uma abordagem simples, já que não temos 1 mol, mas 5 moles de CH ₄:

Moles de água = 5 moles de CH ₄ (2 moles de H ₂ O / 1 mole de CH ₄)

= 10

Isso seria equivalente a 180 g de H ₂ O. Também 5 mol ou 220 g de CO _{2 foram formados}, o que é igual a uma massa total de 400 g de produtos.

Assim, para que a lei da conservação da matéria seja cumprida, 400 g de reagentes devem reagir; nem mais nem menos. Destes 400 g, 80 g correspondem a 5 moles de CH ₄ (multiplicado por sua massa molecular de 16 g / mol), e 320 g correspondem a 10 moles de O ₂ (da mesma forma por sua massa molecular de 32 g / mol)

Combustão de uma fita de magnésio

Uma fita de magnésio de 1,50 g foi queimada em um recipiente fechado contendo 0,80 g de oxigênio. Após a combustão, 0,25 g de oxigênio permaneceram no recipiente. a) Que massa de oxigênio reagiu? b) Quanto óxido de magnésio foi formado?

A massa de oxigênio que reagiu é obtida por uma simples diferença.

Massa de oxigênio consumido = (massa inicial - massa residual) oxigênio

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

De acordo com a lei de conservação da massa, Massa de óxido de magnésio = massa de magnésio + massa de oxigênio

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Lei de proporções definidas

Joseph Louis Proust (1754-1826), químico francês, percebeu que em uma reação química os elementos químicos sempre reagem em proporções fixas de massa para formar um composto puro específico; portanto, sua composição é constante, independente da fonte ou procedência, ou como é sintetizado.

Proust em 1799 enunciou a lei das proporções definidas, que afirma que: "Quando dois ou mais elementos se combinam para formar um composto, eles o fazem em uma proporção de massa fixa." Portanto, essa relação é fixa e não depende da estratégia seguida para a preparação do composto.

Essa lei também é conhecida como lei da composição constante, que afirma que: "Todo composto químico em estado de pureza contém sempre os mesmos elementos, em uma proporção constante de massa."

-Ilustração da lei

Ferro (Fe) reage com enxofre (S) para formar sulfeto de ferro (FeS), três situações podem ser indicadas (1, 2 e 3):

Para encontrar a proporção em que os elementos se combinam, divida a massa maior (Fe) pela massa menor (S). O cálculo fornece uma proporção de 1,75: 1. Este valor é repetido nas três condições dadas (1, 2 e 3), onde a mesma proporção é obtida, embora sejam utilizadas massas diferentes.

Ou seja, 1,75 g de Fe são combinados com 1,0 g de S para dar 2,75 g de FeS.

-Formulários

Ao aplicar esta lei, pode-se saber exatamente as massas dos elementos que devem ser combinados para obter a massa desejada de um composto.

Dessa forma, pode-se obter informações sobre o excesso de massa de alguns dos elementos envolvidos em uma reação química, ou se há um reagente limitante na reação.

Além disso, é aplicado para conhecer a composição centesimal de um composto e, a partir desta, estabelecer a fórmula de um composto.

Composição centesimal de um composto

O dióxido de carbono (CO ₂) é formado na seguinte reação:

C + O ₂ => CO ₂

12 g de carbono combinam 32 g de oxigênio para dar 44 g de dióxido de carbono.

Portanto, a porcentagem de carbono é igual

Porcentagem de carbono = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Porcentagem de oxigênio = (32 g / 44 g) 100%

Porcentagem de oxigênio = 72,7%

Usando o enunciado da Lei de Composição Constante, pode-se notar que o dióxido de carbono é sempre composto por 27,3% de carbono e 72,7% de oxigênio.

-Cálculos

Trióxido de enxofre

Ao reagir 4 ge 6 g de enxofre (S) com oxigênio (O) em diferentes vasos, foram obtidos 10 ge 15 g de trióxido de enxofre (SO ₃), respectivamente.

Por que essas quantidades de trióxido de enxofre foram obtidas e outras não?

Calcule também a quantidade de enxofre necessária para combinar com 36 g de oxigênio e a massa de trióxido de enxofre obtida.

Parte A)

No primeiro recipiente 4 de enxofre são misturados com X g de oxigênio para obter 10 g de trióxido. Se a lei da conservação da massa for aplicada, podemos resolver para a massa de oxigênio que se combinou com o enxofre.

Massa de oxigênio = 10 g de trióxido de oxigênio - 4 g de enxofre.

= 6 g

No vaso 2, 6 g de enxofre são misturados com X g de oxigênio para obter 15 g de trióxido de enxofre.

Massa de oxigênio = 15 g de trióxido de enxofre - 6 g de enxofre

= 9 g

Em seguida, procedemos ao cálculo das relações O / S para cada contêiner:

Razão O / S na situação 1 = 6 g O / 4 g S

= 1,5 / 1

Razão O / S na situação 2 = 9 g O / 6 g S

= 1,5 / 1

O que está de acordo com o que afirma a lei das proporções definidas, que indica que os elementos sempre se combinam na mesma proporção para formar um determinado composto.

Portanto, os valores obtidos são corretos e os que correspondem à aplicação da lei.

Parte b)

Na seção anterior, um valor de 1,5 / 1 foi calculado para a relação O / S.

g de enxofre = 36 de oxigênio (1 g de enxofre / 1,5 g de oxigênio)

= 24 g

g de trióxido de enxofre = 36 g de oxigênio + 24 g de enxofre

= 60 g

Cloro e magnésio

O cloro e o magnésio são combinados na proporção de 2,95 g de cloro para cada g de magnésio. a) Determine as massas de cloro e magnésio necessárias para obter 25 g de cloreto de magnésio. b) Qual é a composição percentual do cloreto de magnésio?

Parte A)

Com base no valor 2,95 para a razão Cl: Mg, a seguinte abordagem pode ser feita:

2,95 g de Cl + 1 g de Mg => 3,95 g de MgCl ₂

Então:

g de Cl = 25 g de MgCl ₂ · (2,95 g Cl / 3,95 g MgCl ₂)

= 18,67

g de Mg = 25 g de MgCl ₂ · (1 g Mg / 3,95 g MgCl ₂)

= 6,33

Em seguida, 18,67 g de cloro são combinados com 6,33 g de magnésio para produzir 25 g de cloreto de magnésio.

Parte b)

Primeiro calcule a massa molecular do cloreto de magnésio, MgCl ₂:

Peso molecular MgCl ₂ = 24,3 g / mol + (2 35,5 g / mol)

= 95,3 g / mol

Porcentagem de magnésio = (24,3 g / 95,3 g) x 100%

= 25,5%

Porcentagem de cloro = (71 g / 95,3 g) x 100%

= 74,5%

Lei de múltiplas proporções ou lei de Dalton

A Lei foi enunciada em 1803 pelo químico e meteorologista francês John Dalton, com base em suas observações sobre as reações dos gases atmosféricos.

A lei foi enunciada da seguinte forma: “Quando os elementos são combinados para dar mais de um composto, a massa variável de um deles se junta à massa fixa do outro e o primeiro tem como uma relação de números canônicos e indistintos”.

Também: "Quando dois elementos são combinados para dar origem a compostos diferentes, dada uma quantidade fixa de um deles, as diferentes quantidades do outro elemento que se combinam com essa quantidade fixa para produzir os compostos são em relação a inteiros simples."

John Dalton fez a primeira descrição moderna do átomo como um componente de elementos químicos, quando apontou que os elementos são feitos de partículas indivisíveis chamadas átomos.

Além disso, ele postulou que os compostos são formados quando átomos de diferentes elementos se combinam em proporções simples de números inteiros.

Dalton concluiu os trabalhos investigativos de Proust. Ele apontou a existência de dois óxidos de estanho, com percentuais de 88,1% e 78,7% de estanho com os percentuais correspondentes de oxigênio, 11,9% e 21,3%, respectivamente.

-Cálculos

Água e peróxido de hidrogênio

Mostre que os compostos água, H ₂ O e peróxido de hidrogênio, H ₂ O ₂, satisfazem a Lei das Múltiplas Proporções.

Pesos atômicos dos elementos: H = 1 g / mol e oxigênio = 16 g / mol.

Os pesos moleculares dos compostos: H ₂ O = 18 g / mol e H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

O hidrogênio é o elemento com quantidade fixa de H ₂ O e H ₂ O ₂, portanto, serão estabelecidas as proporções entre O e H em ambos os compostos.

Razão O / H em H ₂ O = (16 g / mol) / (2 g / mol)

= 8/1

Razão O / H em H ₂ O ₂ = (32 g / mol) / (2 g / mol)

= 16/1

Relação entre as duas proporções = (16/1) / (8/1)

= 2

Portanto, a razão O / H do peróxido de hidrogênio para a água é 2, um número inteiro simples. Portanto, fica demonstrado o cumprimento da Lei de Múltiplas Proporções.

Óxidos de nitrogênio

Que massa de oxigênio se combina com 3,0 g de nitrogênio em a) óxido nítrico, NO eb) dióxido de nitrogênio, NO ₂. Mostre que o NÃO e o NÃO ₂ cumprem a Lei das Proporções Múltiplas.

Massa de nitrogênio = 3 g

Pesos atômicos: nitrogênio, 14 g / mol, e oxigênio, 16 g / mol.

Cálculos

Em NO, um átomo de N combina com 1 átomo de O, então a massa de oxigênio que combina com 3 g de nitrogênio pode ser calculada usando a seguinte abordagem:

g de O = g nitrogênio · (PA. O / PA. N)

= 3 g (16 g / mol / 14 g / mol)

= 3,43 g O

Em NO ₂, um átomo de N combina com 2 átomos de O, então a massa de oxigênio que é combinada é:

g de oxigênio = 3 g (32 g / mol / 14 g / mol)

= 6,86 g O

Razão O / N em NO = 3,43 g O / 3 g N

= 1.143

Razão O / N em NO ₂ = 6,86 g O / 3 g N

= 2.282

Valor da relação entre as proporções O / N = 2.282 / 1.143

= 2

Portanto, o valor da razão O / N é 2, um número inteiro simples. Portanto, a Lei de Múltiplas Proporções é cumprida.

Lei das proporções recíprocas

Esta lei, formulada por Richter e Carl F. Wenzel separadamente, estabelece que as proporções de massa de dois compostos com um elemento em comum, nos permite determinar a proporção de um terceiro composto entre os outros elementos se eles reagem.

Por exemplo, se você tiver os dois compostos AB e CB, poderá ver que o elemento comum é B.

A lei de Richter-Wenzel ou proporções recíprocas diz que, sabendo quanto de A reage com B para dar AB, e quanto de C reage com B para dar CB, podemos calcular a massa de A necessária para reagir com um massa de C para formar AC.

E o resultado é que a proporção A: C ou A / C deve ser um múltiplo ou submúltiplo de A / B ou C / B. Porém, esta lei nem sempre é cumprida, principalmente quando os elementos apresentam vários estados de oxidação.

De todas as leis ponderais, esta é talvez a mais "abstrata" ou complicada. Mas se você analisar de um ponto de vista matemático, verá que consiste apenas em fatores de conversão e cancelamentos.

-Exemplos

Metano

Se 12 g de carbono é conhecido por reagir com 32 g de oxigênio para formar dióxido de carbono; e que, por outro lado, 2 g de hidrogênio reagem com 16 g de oxigênio para formar água, então as proporções de massa C / O e H / O para CO ₂ e H ₂ O, respectivamente, podem ser estimadas.

Calculando C / O e H / O, temos:

C / O = 12g C / 32g O

= 3/8

H / O = 2g H / 16g O

= 1/8

O oxigênio é o elemento comum, e você deseja saber quanto carbono reage com o hidrogênio para produzir metano; ou seja, você deseja calcular C / H (ou H / C). Portanto, é necessário fazer uma divisão das proporções anteriores para mostrar se a reciprocidade é cumprida ou não:

C / H = (C / O) / (H / O)

Observe que, desta forma, os O's são cancelados e C / H permanece:

C / H = (3/8) / (1/8)

= 3

E 3 é um múltiplo de 3/8 (3/8 x 8). Isso significa que 3 g de C reage com 1 g de H para dar metano. Mas, para poder comparar com o CO ₂, multiplique C / H por 4, que é igual a 12; isto dá 12 g de C que reage com 4 g de H para formar metano, o que também é verdade.

Sulfeto de magnésio

Se 24 g de magnésio é conhecido por reagir com 2 g de hidrogênio para formar hidreto de magnésio; Além disso, 32 g de enxofre reage com 2 g de hidrogênio para formar sulfeto de hidrogênio, o elemento em comum é o hidrogênio e queremos calcular Mg / S a partir de Mg / H e H / S.

Em seguida, calculando Mg / H e H / S separadamente, temos:

Mg / H = 24g Mg / 2g H

= 12

H / S = 2g H / 32g S

= 1/16

No entanto, é conveniente usar S / H para cancelar o H. Portanto, S / H é igual a 16. Feito isso, passamos a calcular Mg / S:

Mg / S = (Mg / H) / (S / H)

= (12/16)

= 3/4

E 3/4 é um submúltiplo de 12 (3/4 x 16). A razão Mg / S indica que 3 g de Mg reage com 4 g de enxofre para formar sulfeto de magnésio. No entanto, você deve multiplicar Mg / S por 8 para poder compará-lo com Mg / H. Assim, 24 g de Mg reage com 32 g de enxofre para dar este sulfeto de metal.

Cloreto de alumínio

Sabe-se que 35,5 g de Cl reagem com 1 g de H para formar HCl. Além disso, 27 g de Al reagem com 3 g de H para formar AlH ₃. Encontre a proporção de cloreto de alumínio e diga se esse composto obedece à lei de Richter-Wenzel.

Novamente, procedemos para calcular Cl / H e Al / H separadamente:

Cl / H = 35,5g Cl / 1g H

= 35,5

Al / H = 27g Al / 3g H

= 9

Agora, Al / Cl é calculado:

Al / Cl = (Al / H) / (Cl / H)

= 9 / 35,5

≈ 0,250 ou 1/4 (na verdade 0,253)

Ou seja, 0,250 g de Al reage com 1 g de Cl para formar o sal correspondente. Mas, novamente, Al / Cl deve ser multiplicado por um número que permite ser comparado (por conveniência) com Al / H.

Imprecisões no cálculo

Al / Cl é então multiplicado por 108 (27 / 0,250), dando 27 g de Al, que reage com 108 g de Cl. Não é exatamente o caso. Se tomarmos por exemplo o valor 0,253 vezes Al / Cl e o multiplicarmos por 106,7 (27 / 0,253), teremos que 27 g de Al reagem com 106,7 g de Cl; que é mais próximo da realidade (AlCl ₃, com um PA de 35,5 g / mol para Cl).

Aqui, vemos como a lei de Richter pode começar a vacilar quanto à precisão e ao mau uso de decimais.

Referências

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
2. Flores, J. Química (2002). Editorial Santillana.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (sf). As leis ponderal e volumétrica. Recuperado de: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (sf). Leis de combinação química. Recuperado de: toppr.com
5. Brilhante. (2019). Leis de combinação química. Recuperado de: brilhante.org
6. Chemistry LibreTexts. (2015, 15 de julho). Leis Químicas Fundamentais. Recuperado de: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 de janeiro de 2019). Lei de Conservação de Massa. Recuperado de: Thoughtco.com