Lei de múltiplas proporções: explicação e exemplos - Ciência - 2023

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o Lei de múltiplas proporções afirma que se dois elementos formam mais de um composto quando reagem um com o outro, então a proporção das massas com as quais um deles combina com uma massa fixa do outro, é igual a uma proporção de pequenos inteiros.

A declaração da lei pode parecer complexa se você não tiver um exemplo à mão. Portanto, considere alguns Oreos, feitos de duas tampas de chocolate e uma tira de creme adoçado: T₂C (T = tampa e C = creme). Se quiséssemos inventar um biscoito Oreo mais robusto, adicionaríamos outra tira de creme, então temos creme duplo (T₂C₂ ou TC).

Poderíamos também adicionar outro, para que o biscoito tenha três vezes mais creme do que um biscoito convencional (T₂C₃) E se colocássemos outra tampa de chocolate no meio das listras brancas (T₃C₂)? As opções são ilimitadas; mas sempre adicionamos uma unidade de tapa ou creme. Não pensamos em meia tampa (1/2 T), nem um quinto de creme (1/5 C), seria inapropriado.

O mesmo acontece com os elementos químicos: seus átomos não se dividem para formar compostos. Portanto, as massas de T ou C entre seus compostos estão "sempre" em uma relação simples.

Explicação

Proporções

A lei das proporções múltiplas, junto com a lei das proporções definidas, precedeu a estequiometria e as primeiras fórmulas químicas. Vamos esquecer os cookies, mas vamos manter seus símbolos: T e C. Por meio de experimentos, os elementos T e C são encontrados para formar vários compostos: T₂C, TC e T₂C₃.

Antes das fórmulas químicas, era impossível saber imediatamente quais eram as proporções das massas de T e C realmente em tais compostos. Eles tinham que ser determinados primeiro. Em um composto, a massa de T dobrou a de C; isto é, 2 gramas de T são combinados com 1 grama de C.

Então, no outro composto, as massas de T e C eram iguais: 2 gramas de T agora se combinam com 2 gramas de C. Aqui surge a pergunta: e se T e C ainda pudessem formar outro composto? Nesse caso, certamente seria formado a partir de 2 gramas de T, mas desta vez seriam combinados com 3 gramas de C (1 grama + 1 grama + 1 grama).

Relações de massa simples

As proporções das massas com as quais T e C reagem permitem estabelecer suas fórmulas químicas: T₂C (2 gramas T: 1 grama C), TC (2 gramas T: 2 gramas C) e T₂C₃ (2 gramas T: 3 gramas C). Se quisermos comparar as relações das massas de T ou C nesses compostos, é necessário que uma de suas massas permaneça constante; neste caso o de T: 2 gramas.

Portanto, determinaremos as proporções de massa de C nestes três compostos:

T₂C: 1 grama C / 2 gramas T
TC: 2 gramas C / 2 gramas T
T₂C₃: 3 gramas C / 2 gramas T

Teremos, portanto, uma razão para a massa de C igual a 1: 2: 3. Ou seja, há 2 vezes mais C em TC do que em T₂C e 3 vezes mais C em T₂C₃ isso em T₂C. Como você pode ver, 1: 2: 3 são pequenos números inteiros (não mais do que dez).

Exemplos da lei de múltiplas proporções

Para os exemplos a seguir, os mesmos passos anteriores serão aplicados, mas levaremos em consideração as massas molares dos respectivos elementos, assumindo um mol do composto.

COCO₂

Este exemplo explica de maneira simples como funciona a lei das proporções múltiplas; no CO (monóxido de carbono), existem 1.333 gramas de oxigênio para cada grama de carbono. Em dióxido de carbono (CO₂), existem 2.666 gramas de oxigênio para cada grama de carbono. Portanto, a proporção de oxigênio em ambos os compostos é 1: 2, um número inteiro pequeno.

H₂O-H₂OU₂

A lei de múltiplas proporções se aplica ao par de compostos H₂O-H₂OU₂.

Em um mole de H₂Ou 2 gramas de hidrogênio combinados com 16 gramas de oxigênio. Enquanto isso, em um mole de H₂OU₂, 2 gramas de hidrogênio combinam com 32 gramas de oxigênio. Para verificar se esta lei é cumprida, devemos definir a mesma massa para um dos elementos em ambos os compostos. Desta vez é hidrogênio: 2 gramas.

As razões de massa para O em H₂O e H₂OU₂ estão:

H₂O: 16 gramas O / 2 gramas H
H₂OU₂: 32 gramas O / 2 gramas H

A proporção de massa de O será de 16:32. No entanto, podemos simplificar dividindo por 16, permanecendo 1: 2. Novamente, a relação final é composta de pequenos números inteiros.

SW₂-SW₃

Em um mol de SO₂, 32 gramas de enxofre combinam com 32 gramas de oxigênio. Enquanto isso, em um mole de SO₃, 32 gramas de enxofre combinam com 48 gramas de oxigênio. A massa do enxofre é a mesma para os dois compostos, então podemos comparar diretamente as proporções de oxigênio:

SW₂: 32 gramas OU
SW₃: 48 gramas OU

Sendo a razão da massa de oxigênio entre os dois compostos igual a 32:48 ou 1: 1,5. Mas não deveria haver números inteiros? A proporção 1: 1,5 (1 / 1,5) também pode ser escrita como 2: 3 (0,6) e, novamente, teremos pequenos números inteiros: 2 e 3.

Observe que também poderíamos ter escrito a proporção como 48:32 ou 1,5: 1, o resultado sendo 3: 2. A lei não muda, apenas a interpretação da relação: Há 1,5 ou 3/2 vezes mais oxigênio no SO₃ que no SO₂; o que é o mesmo que dizer que há 2/3 ou 0,6 vezes menos oxigênio no SO₂ que no SO₃.

NERD₂-N₂EM₂OU₃-N₂OU₅

A lei também pode ser aplicada a vários compostos. Considere, portanto, óxidos de nitrogênio: NO-NO₂-N₂EM₂OU₃-N₂OU₅. Para poder avaliar esta lei neles devemos fixar uma massa de nitrogênio: 28 gramas. Por quê? Por que NÃO e NÃO₂ tem um átomo de nitrogênio a menos que outros óxidos:

2 (NO): 28 gramas N / 32 gramas O
2 (NÃO₂): 28 gramas N / 64 gramas O
N₂O: 28 gramas N / 16 gramas O
N₂OU₃: 28 gramas N / 48 gramas O
N₂OU₅: 28 gramas N / 80 gramas O

Então, vamos esquecer o nitrogênio e nos concentrar nas gramas de oxigênio:

2 (NÃO): 32 gramas OU
2 (NÃO₂): 64 gramas OU
N₂O: 16 gramas O
N₂OU₃: 48 gramas OU
N₂OU₅: 80 gramas O

Sendo a razão das massas de O igual a 32: 64: 16: 48: 80. Para simplificar, dividimos todos os seus números pelo menor, 16, deixando 2: 4: 1: 3: 5.

Ou seja, há: 2 vezes mais oxigênio em NO do que em N₂Ou, 4 vezes mais oxigênio em NO₂que no N₂Ou, 3 vezes mais oxigênio no N₂OU₃ que no N₂O, e 5 vezes mais oxigênio no N₂OU₅ que no N₂Ou. Novamente, temos pequenos números inteiros, variando de 1 a 5.

Limitações

A lei das múltiplas proporções nem sempre é verdadeira. Por exemplo, as massas molares ou pesos atômicos dos elementos não são números inteiros, mas têm muitas casas decimais. Isso modifica completamente as relações calculadas, que não são mais simples.

Além disso, a lei não é seguida para compostos pesados, como alguns hidrocarbonetos. Por exemplo, undecano, C₁₁H₂₄, tem 1,0083 ou 121/120 vezes mais hidrogênio do que decano, C₁₀H₂₂, cuja relação é composta por 121 e 120, que ultrapassam dez; eles não são números inteiros pequenos.

E, finalmente, a lei falha com compostos não estequiométricos, como com muitos óxidos e sulfetos.

conclusão

A lei das proporções múltiplas afirma que quando dois elementos formam mais de um composto, as diferentes massas de um elemento que se combinam com a mesma massa do outro elemento estão na proporção de um pequeno número inteiro.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
Wikipedia. (2020). Lei de múltiplas proporções. Recuperado de: en.wikipedia.org
Os editores da Encyclopaedia Britannica. (2020). Lei de múltiplas proporções. Recuperado de: britannica.com
ChemistryGod. (4 de junho de 2019). Lei de múltiplas proporções de Dalton. Recuperado de: chemicalgod.com
Garcia Nissa. (2020). Lei de múltiplas proporções: definição e exemplos. Estude. Recuperado de: study.com