Fundamentos de Química – Leis Ponderais, Lavoisier e Proust
Fundamentos de Química – Leis Ponderais, Lavoisier e Proust
Existem duas leis que proporcionaram um crescimento significativo no campo da Química. As leis ponderais foram o início para o estudo do átomo e da Estequiometria. As leis ponderais são compostas por duas leis criadas por Lavoisier e Proust, por volta do século XVIII.
A lei da conservação da massa, proposta por Lavoisier, afirma que em um sistema químico fechado, o somatório das massas dos reagentes é sempre igual à soma das massas dos produtos. Nas palavras de Lavoisier: “Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
A segunda lei ponderal é a lei das proporções definidas, que foi enunciada por Proust, por volta do século XVIII. Proust disse que em determinado composto químico, independentemente de sua procedência ou método de preparação, é sempre formado por elementos químicos iguais, combinados sempre na mesma proporção em massa.
De modo geral, a lei de Proust pode ser enunciada da seguinte maneira: independentemente da reação química, as substâncias, reagentes e produtos obedecem à mesma proporção em massa.
As leis ponderais auxiliam na criação do primeiro modelo atômico científico, feito por John Dalton. A teoria atômica de Dalton apresenta as seguintes características:
- Toda matéria é constituída por partículas indestrutíveis e indivisíveis denominadas átomo.
- Todos os átomos de um mesmo elemento químico apresentam as mesmas propriedades (volume, massa, carga elétrica, etc.) e diferem das propriedades de outros átomos de outros tipos de elementos químicos.
- As reações químicas são rearranjos nas combinações dos átomos envolvidos no sistema.
- Os compostos químicos são constituídos de átomos combinados em uma determinada proporção.
Átomos são muito pequenos para os cientistas utilizarem o padrão de massa que conhecemos. Uma solução para esse problema foi criar uma nova grandeza escalar e, consequentemente, uma nova unidade. E com tudo isso, um padrão diferente para quantificar os átomos.
O padrão foi estabelecido de acordo com um isótopo do carbono. A unidade de massa atômica, representada por u, é definida como 1/12 da massa do átomo de 12C.
A massa atômica dos elementos registrados na Tabela Periódica foi definida por meio de experimentos. Caso um elemento químico apresente na natureza dois ou mais isótopos, sua massa atômica é definida pela média ponderada da massa atômica dos isótopos.
A grandeza que expressa à quantidade de matéria é o mol, cuja unidade é mol. O mol é a quantidade de matéria existente em 6,02 · 1023 partículas (átomos, moléculas, íons, etc.). Esse número é conhecido pelo nome de seu descobridor, AmedeoAvogrado.
Número de Avogrado = 6,02 · 1023
Podemos criar a ideia de massa molar por meio do conceito de mol determinado anteriormente. Massa molar (M) é a massa em gramas, de 6,02 · 1023partículas, isto é, de um mol de partículas.
Por exemplo, a massa molar do carbono (C) é 12 g/mol. Já a massa molar do oxigênio (O) é 16 g/mol e do nitrogênio (N) é 14g/mol.
O valor da massa molar de um elemento químico é numericamente igual ao valor da unidade de massa atômica que esse elemento apresenta.
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Fonte – Apostilas do cursinho pré-vestibular Etapa.
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