Lei de conservação das massas (Lei de Lavoisier)

Apesar da Lei de Conservação das Massas ter sido publicada pela primeira vez pelo químico russo Mikhail Lomonosov em 1760, o mérito de tal trabalho pertence a Antoine Laurent Lavoisier por um mero detalhe: comunicação. Em sua obra intitulada Traité Élémentaire de Chimie, de 1789 (em português: Tratado Elementar de Química), há o resultado de décadas de trabalho de Lavoisier e colaboradores que tiveram o intuito de construir uma nova abordagem metodológica para a Química.

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A conservação das massas já era conhecida desde os tempos da Grécia Antiga. Filósofos como Epícuro de Samos (341-270 a.C) já admitiam o famoso enunciado “Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”, sendo portando atribuído equivocadamente a Lavoisier. Este apenas expressou a conservação das massas como um princípio fundamental para o estudo da ciência Química.

“Podemos afirmar como um axioma incontestável, que, em todas as operações da natureza, nada é criado; uma quantidade igual de matéria existe antes e depois do experimento; a qualidade e a quantidade dos elementos permanecem precisamente as mesmas; e nada ocorre além de mudanças e modificações na combinação desses elementos. Desse princípio depende toda a arte de realizar experimentos químicos. Devemos sempre supor uma exata igualdade entre os elementos do corpo examinado e aqueles dos produtos de sua análise.” (Lavoisier, 1790, p. 130)

Em suas experiências, Lavoisier investigava o comportamento dos gases, tentando refutar a Teoria do Flogísto na qual estudavam o que acontecia com metais e matéria orgânica quando calcinados. Para que tal fato pudesse acontecer, foram desenvolvidos padrões de estudos como experiências em sistemas fechados após uma queima de determinada substância. Sistema fechado se justifica para que fosse possível o peso antes e depois da ignição do elemento estudado. Com isso, concluíram que a soma de massas era constante, ou seja, não havia perda nem ganho de massa após a reação química. Podemos analisar a proposta da Lei de Lavoisier pelo seguinte exemplo de uma reação química:

2H₂(g) + O₂(g)→2H₂O(l)

A reação acima envolve a interação entre os gases Hidrogênio e Oxigênio para a formação de água. O gás hidrogênio está representado por 2H₂(g), ou seja, temos 4 átomos de hidrogênio resultante da multiplicação do coeficiente estequiométrico 2 com o número subscrito 2 que representa a quantidade de moléculas unidas. O gás oxigênio está representado por O₂(g), sendo assim, apenas 2 átomos de oxigênio. Ao reagirem e formar água, temos um número logo à frente da molécula de H₂O, o número 2, que nos diz que formaram 2 moléculas de água na reação. O coeficiente estequiométrico se multiplica com os átomos de Hidrogênio e Oxigênio. Como temos a fórmula 2H₂O, há em duas moléculas de água 4 átomos de Hidrogênio e 2 átomos de Oxigênio. Observe que é a mesma quantidade de elementos antes de reagirem.

Trabalhando a mesma reação com os pesos atômicos, temos o mesmo fato curioso. Através da Tabela Periódica dos Elementos, sabemos que o peso atômico do hidrogênio é igual a 1 u.m.a (unidade de massa atômica) e do oxigênio é igual a 16 u.m.a. Logo, temos o seguinte:

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2H₂(g) (4×1= 4) + O₂(g) (2×16=32)→2H₂O(l) (32+4=36)

Podemos notar que a soma de unidades de massa atômica (u.m.a) dos gases hidrogênio e oxigênio resulta no mesmo valor de u.m.a da água formada após a reação. Esse tipo de comportamento foi a base da Teoria Atômica de Dalton como também é aspecto fundamental para o entendimento de Cálculo Estequiométrico.

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Referências