Lei das Proporções Constantes
A Lei de Proust ou Lei das Proporções Definidas, ou ainda Lei das Proporções Fixas, como também é chamada, foi elaborada pelo químico francês Joseph Louis Proust em 1797. Essa lei diz que a massa dos reagentes e as massas dos produtos que acontecem em uma reação devem obedecer sempre proporções constantes.
A Lei de Proust foi elaborada no início do século XIX pelo químico Joseph Louis Proust.
(Foto: Wikipedia)
Você sabe quem é Proust?
Professor de Química e Farmacêutico, Joseph Louis Proust nasceu em Angers, na França, em 26 de setembro de 1754. Filho de Boticário, Proust tinha o hábito e gostava muito de analisar o conteúdo de qualquer coisa. Ele morou na Espanha no ano de 1789, uma vez que havia fugido da Revolução Francesa. Nesse período, Proust ensinou Química na academia de artilharia de Segóvia e em Salamanca. O químico partiu para Madrid, onde trabalhou no laboratório de Carlos IV. Já no ano de 1816, foi nomeado para entrar na Academia de Ciências da França.
Durante o tempo em que trabalhou no Hospital de Salpetrière desenvolveu pesquisas sobre a urina, ácido fólico e alúmen. Ao morar na Espanha, Proust se empenhou no estudo de determinados minerais. Uma dessas pesquisas foram voltadas para a remoção do açúcar existente nas uvas. Foi no ano de 1797 que Proust formulou a Lei das Proporções Constantes. Nessa época a Lei de Proust foi muito contestada pelos cientistas, em especial pelo químico Vlaude-Louis Berthollet.
Contudo, em 1808 ficou reconhecido que a Lei de Proust era eficaz. Apesar da lei ter sido formulada por John Dalton, a parte empírica era conferida à Proust. Essa lei foi essencial para estimular nos estudos da Química o atomismo. Proust ainda chegou a estudar sobre sais orgânicos e, devido a isso, é apontado como um dos fundadores da análise química. O químico morreu em Angers, na sua cidade natal, no ano de 1826.
É importante lembrar que na época em que foram realizados os experimentos, os cientistas não tinham à disposição aparelhos modernos de pesagem. As balanças que existiam nesse período conseguiam obter um peso, mas não muito assertivo. Porém, isso não atrapalhou os avanços da ciência e os conceitos que se tem acesso atualmente.
De acordo com a Lei de Proust, um composto químico apresenta, sempre, os mesmos elementos nas mesmas proporções, em massa. A união da Lei de Proust e da Lei de Lavoisier são exemplos de Leis Ponderais, isto é, são leis que relacionam as massas dos participantes de uma reação química.
Aplicação da Lei de Proust
Para compreender melhor o que diz essa lei, confira abaixo um exemplo:
Considere que 50g de mercúrio ao reagir com 4g de oxigênio forma 54g de óxido de mercúrio. Se ao dobrar a quantidade de mercúrio para 100, o mesmo terá que acontecer com o gás oxigênio, pois de 4g, passará a ter 8g. Para comprovar se a Lei de Proust foi aplicada da forma correta é preciso dividir o segundo experimento pelo primeiro para verificar se eles seguem uma constância conforme à Lei de Proust se baseia.
Considere que 50g de mercúrio ao reagir com 4g de oxigênio forma 54g de óxido de mercúrio. Se ao dobrar a quantidade de mercúrio para 100, o mesmo terá que acontecer com o gás oxigênio, pois de 4g, passará a ter 8g. Para comprovar se a Lei de Proust foi aplicada da forma correta é preciso dividir o segundo experimento pelo primeiro para verificar se eles seguem uma constância conforme à Lei de Proust se baseia.
Experimentalmente, tem-se os seguintes elementos:
1exp: Mercúrio + Gás Oxigênio -> Óxido de Mercúrio
50g 4g 54g
2exp: 100g 8g 108g
3exp: 10g 10g x
Reage 10g 0,8 10,8
100/50 = 8/4 = 108/54
Para comprovar a constância das massas, divida o segundo experimento de mercúrio (100g) pelo primeiro experimento do mercúrio (50g) que resulta em 2g. Ao dividir o segundo experimento do gás oxigênio (8g) pelo primeiro experimento do mesmo elemento (4g) dá 2g. E, ao dividir o segundo experimento, que resulta no óxido de mercúrio (108g), pelo primeiro experimento de óxido de mercúrio (54g), também dá 2g. Logo, a constante desses experimentos é igual a 2g.
Supondo que temos um terceiro experimento, como exposto acima, e nele vamos prever se 10g de mercúrio reage com 10g de gás oxigênio para formar 20g de óxido de mercúrio. Já se sabe que 50g de mercúrio reage com 4g de gás oxigênio. Será que todo mercúrio vai reagir? Será que todos gás oxigênio vai reagir? Será que dessa reação resultará 20g de óxido de mercúrio?
Então, quanto de mercúrio será necessário para reagir com 10g de gás oxigênio? Esse cálculo pode ser feito com a famosa regra de três. Veja abaixo:
50 – 4
X – 10
Multiplica-se na diagonal para encontrar o valor de x. Ou seja:
4x = 500
Mantém o x do lado esquerdo, uma vez que é o valor dele que se quer descobrir, e divide o valor maior que é 500 (do lado direito) por 4 (do lado esquerdo). Dessa forma:
X= 500/4
X= 125g
Nesse caso, o mercúrio não contém 125g, pois só possui 10g. Logo, esse experimento é impossível de acontecer pois a proporção está errada. Se já sabemos que 50g de mercúrio reage com 4g de gás oxigênio, 10g de mercúrio vai reagir com quanto de gás oxigênio? Vamos ao cálculo, mais uma vez, pela aplicação da regra de três:
50 – 4
10 – y
Logo,
50y= 40
y = 40/50
y = 0,8g
Portanto, se 10g de mercúrio reagirem, será necessário 0,8g de oxigênio. No terceiro experimento é possível perceber quem é o reagente limitante e, nesse caso, o mercúrio está em falta. Se tivesse mais quantidade de mercúrio, ocorreria mais reação. Quem está em excesso, portanto, é o oxigênio. Sobrou 9,2g em excesso do gás oxigênio, isto é, não reagiu. Para compreender se a Lei de Proust foi aplicada da forma correta, basta pegar o experimento que está constante, que não tem excesso e nem falta, que no caso é o segundo, e dividir pelo último experimento. Veja:
100/10 = 8/0,8 = 108/10,8
Logo, 100g de mercúrio dividido por 10g de mercúrio equivale a 10g. Já 8g de gás oxigênio dividido por 0,8g de gás oxigênio vale 10g. E, 108g de óxido de mercúrio dividido por 10,8g de mercúrio também dá 10g. Portanto, a constante desse experimento é igual a 10g. Pode-se dizer que a análise dessas proporções são a base do cálculo da estequiometria.