A Lei de Proust, Lei das Proporções Constantes ou ainda Lei das Proporções Fixas, como também é conhecida, foi elaborada pelo químico francês Joseph Louis Proust em 1794. Essa lei diz que dois ou mais elementos (reagentes) ao se combinarem para formar substâncias, preservam entre si proporções fixas. Quem foi Proust? Joseph Louis Proust foi Professor de Química e Farmacêutico francês nascido em Angers, na França, em 26 de setembro de 1754. Proust tinha o hábito de analisar o conteúdo de qual...
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O que é a Lei de Proust?
A Lei de Proust é conhecida também como Lei das Proporções Constantes ou Definidas e nos diz que a proporção em massa dos reagentes e das substâncias que são produzidas em uma reação é fixa, constante e invariável.
O estudo das reações de decomposição foi um ponto importante para que o químico francês Joseph-Louis Proust (1754-1826) descobrisse e entendesse que as substâncias compostas apresentam uma composição fixa. A Lei de Proust serve como base para entender as fórmulas químicas como por exemplo, a fórmula molecular.
Desse modo, a Lei pode ser enunciada como:
“Uma substância composta, obtida por fontes naturais ou então em laboratório, sempre é formada pelos mesmos elementos químicos numa relação de massas fixas, constantes e invariáveis.”
Vale ressaltar que a Lei de Proust só pode ser aplicada para substâncias puras. Isso porque substâncias puras apresentam sempre uma mesma composição enquanto as misturas não apresentam essa composição constante.
Como se aplica a Lei de Proust?
Para entender melhor a aplicação da Lei de Proust, considere a reação de decomposição de amostras diferentes de água:
| Decomposição | água → | hidrogênio | oxigênio |
| 9 g de água | 9 g | 1 g | 8 g |
| 18 g de água | 18 g | 2 g | 16 g |
| 27 g de água | 27 g | 3 g | 24 g |
Considerando a divisão da massa de hidrogênio pela massa de oxigênio, chegamos em um mesmo resultado:
massa de hidrogênio/ massa de oxigênio = ⅛ = 2/16 = 3/24 = 0,125
Sendo assim, verifica-se que a proporção em massa dos elementos que compõem a água é sempre a mesma! A massa de oxigênio sempre será 8 vezes maior que a massa de hidrogênio.
Agora, considerando um novo cenário levando em conta a reação de formação da água com 3 g de hidrogênio e 8 g de oxigênio, temos que a reação acontece na proporção de 1 parte de hidrogênio para 8 partes de oxigênio, ocorrendo então o excesso de 2 g de hidrogênio, uma vez que a reação irá acontecer na proporção definida de 1:8.
Se a proporção for seguida e o aumento ou diminuição da massa dos elementos que formam a substância acontecerem igualmente com todos os reagentes, a reação vai acontecer completamente.
Como fazer o cálculo de Proust?
Para realizar o cálculo da proporção de Lei de Proust, precisa-se ter em mente dois pontos principais:
- as substâncias que participam da reação sempre reagem com uma proporção definida e constante;
- a reação só ocorre se tiver uma proporção definida entre os participantes.
Em uma reação genérica, temos:
A + B → C
ma + mb → mc
Se a reação ocorre com a proporção 1:2, a massa de B sempre será o dobro da massa de A para que o produto C seja formado.
ma/ mb = ½
ma/ 2 ma = ½
ma + mb = mc
Se novos experimentos usando essa mesma reação química forem realizados utilizando novos valores de massa, os cálculos confirmam a proporção em massa definida da seguinte maneira:
ma/ ma’ = mb/ mb’ = mc/ mc’
É muito comum, os cálculos envolvendo a Lei de Proust estarem associados com outras Leis Ponderais como a Lei de Lavoisier. Essas leis são muito utilizadas na estequiometria.
A lei das proporções constantes ou lei de Proust diz que a proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas em uma reação é sempre fixa.
No ano de 1806, o químico e farmacêutico Joseph Louis Proust (1754-1826) enunciou a lei das proporções constantes, também conhecida como lei das proporções definidas ou, ainda, Lei de Proust. Essa lei é muito importante porque forneceu as bases para o atomismo e também é usada para a obtenção de outras fórmulas químicas importantes, tais como a fórmula molecular, a fórmula percentual ou centesimal e a fórmula mínima ou empírica.
A lei das proporções constantes de Proust pode ser enunciada da seguinte forma:
Enunciado da Lei de Proust
Para entender o que diz essa lei, considere um exemplo: Ao realizar experimentos, observamos que 10,0 g de cobre metálico reagem com 5,06 g de enxofre, formando como produto 15,06 g de sulfeto cúprico.
Cu(s)
+ S(s) → CuS(s)
↓ ↓ ↓
10,0 g 5,06 g 15,06 g
Segundo a lei de Proust, essa reação sempre ocorrerá nessa mesma proporção de massas. Por exemplo, se dobrarmos o valor do cobre metálico usado, veja o que acontecerá:
Cu(s) +
S(s) → CuS(s) + Cu(s)
↓ ↓ ↓ ↓
20,0 g 5,06 g 15,06 g 10,0 g
parte em excesso parte
que não reagiu
Veja que os 10 gramas de cobre sobraram como excesso e só reagiu a massa que a proporção definiu.
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O mesmo ocorre se dobrarmos a quantidade de enxofre:
Cu(s) + S(s) → CuS(s) + S(s)
↓ ↓
↓ ↓
10,0 g 10,12 g 15,06 g 5,06 g
parte em excesso parte que não reagiu
Viu, só?! Isso ocorre com qualquer quantidade a mais que acrescentarmos. Por exemplo, se usarmos 10 g de cobre e 8 g de enxofre, sobrarão 2,94 g de enxofre.
Mas se seguirmos a proporção e aumentarmos ou diminuirmos igualmente todas as massas, a reação ocorrerá de forma completa, sendo consumidos todos os reagentes, e a massa do produto também seguirá sempre as mesmas proporções:
Dados experimentais em reação entre cobre e enxofre com formação de sulfeto cúprico confirmam a lei das proporções constantes
Essa é uma lei porque se aplica a todas as reações que envolvem substâncias puras. Mas observe que isso ocorre somente com substâncias puras (simples ou compostas), e não com misturas.
Outro ponto que podemos perceber nos dados mostrados na tabela acima é que essas reações também seguem a Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa), que diz que a massa do produto é igual à soma das massas dos reagentes.
Tanto a Lei de Lavoisier quanto a Lei de Proust são exemplos de Leis Ponderais, ou seja, são leis que relacionam as massas dos participantes de uma reação química.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Por Jennifer Rocha Vargas Fogaça