Leis da Química

Lei de Avogadro

Gases que ocupam o mesmo volume, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contém o mesmo número de moléculas. Isto quer dizer que à mesma pressão e temperatura, o volume que um gás ocupa é proporcional à quantidade de moléculas desse gás existentes no recipiente. Ou seja, para pressão e temperatura constantes:

em que:
V₁ - representa o volume do gás 1;
V₂ - representa o volume do gás 2;
n₁ - representa o número de moles do gás 1;
n₂ - representa o número de moles do gás 2.

Lei de Boyle-Mariotte

Para uma dada temperatura, o produto da pressão exercida por uma quantidade de gás e o volume por ele ocupado é constante:

P₁.V₁=P₂.V₂

P₁ - é a pressão do gás no estado 1
V₁ - é o volume do gás no estado 1
P₂ - é a pressão do gás no estado 2
V₂ - é o volume do gás no estado 2

ou seja:

P.V=constante

a pressão e o volume de uma quantidade de gás variam inversamente.

A Teoria de Dalton

A teoria de Dalton baseava-se nos seguintes postulados:

• os elementos químicos consistem em partículas de matéria, ou átomos, que não se subdividem e que preservam sua individualidade nas transformações químicas;
• todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos e, em particular, têm a mesma massa, caracterizando-se cada elemento pela massa de seu átomo;
• os compostos químicos são formados pela união de átomos de diferentes elementos em proporções numéricas simples e determinadas, por exemplo, 1:1, 1:2, 2:3.

Desse modo Dalton procurou explicar as leis de Lavoisier e de Proust:

• Como os átomos não sofrem mudanças durante uma reação, a massa de um composto é a soma das massas, de seus elementos;
• Um composto é formado pela união de átomos em proporções determinadas;
• Consequentemente, a proporção, em peso, dos dois elementos é sempre a mesma em qualquer amostra do composto.

Lei de Dauton

De sua hipótese Dalton concluiu que, se dois elementos, A e B, podem formar mais de um composto, então as massas de B que combinam com a mesma massa de A nos diferentes compostos estão entre si na mesma proporção que pequenos números inteiros. Por exemplo, oxigênio e carbono podem formar dois compostos: em um deles, monóxido de carbono, a proporção dos dois elementos é de 4:3 (massa), respectivamente, e no outro, dióxido de carbono, é de 8:3. As massas de oxigênio que reagem com a mesma massa de carbono nos dois compostos estão entre si como 4:8 ou 1:2. Essa lei, conhecida como lei das proporções múltiplas, ou lei de Dalton, foi derivada da teoria e posteriormente confirmada pela experiência, constituindo a primeira predição e o primeiro triunfo da teoria atômica da matéria.

Apesar do seu sucesso para explicar e predizer as leis da combinação química, a teoria de Dalton era incompleta, pois não podia determinar os pesos relativos dos átomos.

Dalton fez então, arbitrariamente, a suposição mais simples: quando apenas um composto de dois elementos fosse conhecido, estipulava-se AB para sua fórmula estrutural. A água era considerada como formada por um átomo de hidrogênio e um de oxigênio. Embora simples, a hipótese era incorreta e gerou algumas incongruências e dificuldades.

Também o estudo das propriedades da combinação de elementos gasosos levantou problemas que desafiaram a teoria atômica. Joseph Louis Gay-Lussac descobriu em 1805 que, numa reação de elementos no estado gasoso, os volumes dos reagentes e dos produtos, nas mesmas condições de pressão e temperatura, estão entre si como pequenos números inteiros.

Por exemplo, um volume de oxigênio combina-se com dois volumes de hidrogênio dando dois volumes de vapor de água, nas mesmas condições de pressão e temperatura; um volume de nitrogênio reage com três volumes de hidrogênio para dar dois volumes de amônia.

Se volumes de todos os elementos gasosos, bem como seus átomos, se combinam em proporções de pequenos números inteiros, deve haver uma relação simples entre o número de átomos em volumes iguais de todos os gases. Dalton admitiu que volumes iguais de todos os gases, submetidos à mesma pressão e temperatura, contêm o mesmo número de átomos. Mas então, quando um volume de oxigênio reage com dois volumes de hidrogênio para formar dois volumes de vapor de água, cada átomo de oxigênio deveria dividir-se, o que contraria o postulado da indivisibilidade do átomo em processos químicos.

Lei de Dulong e Petit

A lei de Dulong e Petit pedia uma explicação teórica e isto teria que ser feito usando-se o princípio da equipartição da energia, a única ferramenta teórica conhecida, por volta da metade do século XIX, para o cálculo da capacidade calorífica. Além disto esta explicação teria que vir de L. Boltzmann pois nesta época já sabia da importância, e do valor médio, da força intramolecular.

Numa nota de rodapé do seu livro teoria cinética de gases⁶, parte I de 1896 e parte II de 1898, encontra-se a seguinte dedução, colocada aqui na linguagem de hoje. Consideremos um sólido monoatômico onde a força intramolecular é do tipo harmônica. Se este sólido é composto de N átomos teremos que contar 3N graus de liberdade. Cada átomo deste sólido irá contribuir com1/2kTpara a energia cinética média e1/2kTpara a energia potencial média, já que estamos supondo que a interação é do tipo harmônica. Então teremos para a energia interna, E=3N(1/2kT+1/2kT)=3NkT donde C_V= 3Nk. Por mol teremos C_V=3R que é a lei de Dulong e Petit.

Fonte: http://www.scielo.br/scielo.php?pid=S0100-40422001000500018&script=sci_arttext

Lei de Lavoisier

A Lei de Lavoisier foi formulada pelo químico francês Antoine Lavoisier na segunda metade do século XVIII.

Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que, numa reação química que se processe num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:

Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas deágua; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Enunciado: "Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados".