Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier
“Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.”
“Em qualquer reação química, em um sistema fechado,
a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.”
Lavoisier
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Acesse a Unidade 2 da plataforma e conheça um pouco mais sobre a vida de Lavoisier.
Vamos utilizar a água como exemplo, pois foi o próprio Lavoisier, em 1783, quem anunciou que a água não era uma substância simples, mas uma substância que poderia ser decomposta e recomposta a partir de dois gases – hidrogênio e oxigênio.
Hidrogênio + Oxigênio faísca Água
1g + 8g formaram 9g
Massa total antes da transformação = massa total depois da transformação
Usando modelos e linguagem química, podemos relacionar a Lei de Lavoisier às ideias de áto- mos, moléculas, fórmulas e equações químicas, conforme a demonstração na Figura 2.5.
Figura 2.5: Equação química da formação da água e sua representação em modelos moleculares.
Observe as representações da composição da água e aplique a Lei de Lavoisier. Foi possível?
Não, porque existem dois átomos de oxigênio no lado esquerdo (reagentes) e apenas um no
lado direito (produtos), ou seja, no final da equação, tem um átomo a menos de oxigênio, o que significa menos massa.
Para que as representações fiquem adequadas à Lei da Conservação das Massas, precisamos completar a equação acrescentando uma molécula de hidrogênio e, assim, formaremos duas moléculas de água.
Figura 2.6: Equação química equilibrada seguindo a Lei de Lavoisier e sua representação em modelos moleculares.
Você pode estar se perguntando: por que não foi produzido o H₂O₂?
Ao ajustar uma equação química, usamos unicamente os coeficientes (número de moléculas na representação) e, em nenhum caso, trocamos a atomicidade (subín- dices das fórmulas), como você deve ter pensado ao se fazer a pergunta. Ao alte- rarmos a atomicidade, estamos modificando a identidade da substância. Veja que a água (H2O) apresenta propriedades diferentes da água oxigenada (H2O2).
Vamos analisar outras situações:
O modelo apresentado na Figura 2.7, representa o estado inicial de um sistema em que átomos de um mesmo elemento químico são representados por esferas
de mesma cor, e átomos de elementos químicos distintos são representados por esferas de cores diferentes.
atomicidade Número de átomos que constitui uma substância. Exemplos:
no gás oxigênio (O₂), a atomicidade é 2.
No gás ozônio (O₃), a atomicidade é 3.
Figura 2.7: Sistema com duas substâncias diferentes re- presentadas por esferas de cores diferentes.
Considerando que há uma reação química envolvendo as moléculas do sistema inicial, preci- samos analisar as quatro representações na Figura 2.8 e identificar qual o modelo correto do sistema final, após a reação.
Figura 2.8: Modelos moleculares.
Para resolver essa questão, precisamos ter em mente que, em uma reação química, os átomos não se modificam e nem sua quantidade é alterada. Com base nessa Lei de Lavoisier, vamos analisar as nossas opções.
No sistema representado pela letra (A), as esferas de cor branca desapareceram.
No sistema representado pela letra (B), o número de esferas aumentou comparado com o sis- tema inicial.
No sistema representado pela letra (C), ocorreu a formação de um novo tipo de átomo (esferas cinzas).
E, finalmente, no sistema representado pela letra D, temos o mesmo número e tipo de esferas só que agora reorganizados de outra maneira, o que caracteriza uma reação química.
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Na Unidade 2, lá na plataforma, você poderá assistir a um vídeo que demonstra a Lei de Lavoisier..
Atividade
Utilizando a Lei de Lavoisier, resolva as atividades a seguir no seu caderno. Você encontrará as respostas das questões no final da Unidade. Vamos lá!
2. Considere o esquema representado a seguir, em que os círculos brancos e abóboras repre- sentam átomos diferentes:
Determine qual deverá ser o valor numérico de X, Y e W para que se represente uma reação química balanceada.
3. Ao dissolver-se um comprimido efervescente em uma dada massa de água, ao término do processo, observa-se uma diminuição da massa do conjunto. A referida observação contraria a Lei de Lavoisier? Justifique a sua resposta.
Lei das proporções constantes ou Lei de Proust
“Uma determinada substância, qualquer que seja a sua procedência, ou método de preparação, é sempre formada pelos mesmos elementos químicos combinados na mesma proporção em massa.”
“A proporção com que um ou mais elementos se combinam para formar uma substância é constante.”
“Numa reação química, seja qual for, as massas das substâncias participantes guardam entre si uma relação fixa e constante.”
Considerando diferentes quantidades de hidrogênio e oxigênio para a produção de água, con- forme os dados contidos na Tabela 2.1, podemos observar que, em qualquer experiência, a relação entre as massas de hidrogênio e de oxigênio é sempre constante e igual a 1:8.
Tabela 2.1: Experiência relacionando a quantidade de hidrogênio e de oxigênio para a produção de água
Reação Gás hidrogênio Gás oxigênio → Água
1ª experiência 1 g 8 g 9 g
2ª experiência 3 g 24 g 27g
3ª experiência 5 g 40 g 45 g
1 8 3
24 5
= =40
Figura 2.9: Representação em modelo atômico da primeira e da segunda experiência.
Obtendo duas moléculas de água, quatro ou mais, todas as massas ficam multiplicadas por esses mesmos valores. Portanto, seja qual for a quantidade de moléculas, a relação entre a massa de hidrogênio e a de oxigênio será sempre constante. Isso significa que, se o número de átomos ou moléculas dobra, as massas dobram e a proporção se mantém.
Agora, vejamos como podemos solucionar os exemplos a seguir:
1º. (UFMG) Uma mistura de hidrogênio, H₂(g), e oxigênio, O₂(g), reage, num recipiente her- meticamente fechado, em alta temperatura e em presença de um catalisador, produzindo vapor de água, H₂O(g).
A Figura 2.10 representa a mistura antes da reação.
Supondo que a reação seja completa, o desenho que representa o estado final do sistema dentro do recipiente, considerando a quantidade de moléculas representadas para o estado inicial, é:
Figura 2.10: Representação da mistura inicial com hidrogênio (H₂) e oxigênio (O₂).
Vamos então resolver essa questão juntos:
Segundo a Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier, verificamos que “a proporção com que um ou mais elementos se combinam para formar uma substância é constante.”
Figura 2.11: Opções de modelos moleculares, apenas um deles representa a reação da mistura inicial.
No esquema A, o número de esferas pretas aumentou em relação ao sistema inicial, o que contraria a Lei de Lavoisier.
No esquema B, tanto o número de esferas pretas quanto o de brancas aumentaram em relação ao sistema inicial, o que contraria a Lei de Lavoisier.
No esquema C, temos tanto a Lei de Lavoisier quanto a Lei de Proust contempladas, pois a equação que representa a reação de composição da água é: 2H₂ + O₂ → 2H₂O.
Multiplicando por três (×3), temos: 6H₂ + 3O₂ → 6H₂O com sobra de uma molécula H2 (ou 2 áto- mos de H). Dessa forma, foi respeitada a proporcionalidade.
No esquema D, o número de esferas brancas diminuiu em relação ao sistema inicial, o que contraria a Lei de Lavoisier.
Sendo assim, podemos dizer que a resposta correta é a opção C.
Atividade
Agora tente resolver a atividade proposta a seguir no seu caderno.
4. (UTFPR – modificada) Até antes da elaboração da lei da conservação da massa, acredita- va-se que as substâncias reagiam sem nenhum tipo de relação, ou seja, as quantidades que reagiam não dependiam de nenhum tipo de proporção. Após a formalização matemática desta lei por Antoine L. Lavoisier, outras proporções entre substâncias reagentes começaram a apa- recer. Dentre elas, pode-se citar a lei das proporções definidas (também conhecida como lei de Proust). Ao conjunto de leis que retratam o comportamento da matéria em relação às propor- ções em que elas se combinam dá-se o nome de leis ponderais. Com relação às leis ponderais, pode-se afirmar que a alternativa que mostra uma reação química que não está de acordo com a lei de Proust é:
a) 1g de hidrogênio + 8g de oxigênio formando 9g de água 4g de hidrogênio + 32g de oxigê- nio formando 36g de água;
b) 2g de hidrogênio + 16g de oxigênio formando 18g de água 4g de hidrogênio + 8g de oxi- gênio formando 12g de água;
c) 12g de carbono + 32g de oxigênio formando 44g de dióxido de carbono 24g de carbono + 64g de oxigênio formando 88g de dióxido de carbono;
d) 3g de carbono + 8g de oxigênio formando 11g de dióxido de carbono 9g de carbono + 24g de oxigênio formando 33g de dióxido de carbono;
e) 6g de carbono + 8g de oxigênio formando 14g de dióxido de carbono 12g de carbono + 16g de oxigênio formando 28g de monóxido de carbono.