Lei da Composição Constante em Química

Em química, a lei da composição constante (também conhecida como lei da proporções definidas) afirma que amostras de um puro composto sempre contém o mesmo elementos no mesmo massa proporção. Esta lei, juntamente com a lei de múltiplas proporções, é a base da estequiometria na química.

Em outras palavras, não importa como um composto seja obtido ou preparado, ele sempre conterá os mesmos elementos na mesma proporção de massa. Por exemplo, dióxido de carbono (CO₂) sempre contém carbono e oxigênio em uma proporção de massa de 3: 8. Água (H₂O) sempre consiste em hidrogênio e oxigênio em uma proporção de massa de 1: 9.

A descoberta desta lei é creditada ao químico francês Joseph Proust, que através de uma série de experimentos realizados de 1798 a 1804 concluíram que os compostos químicos consistiam em uma composição específica. Considerando que a teoria atômica de John Dalton estava apenas começando a explicar que cada elemento consistia em um tipo de átomo e na época, a maioria dos cientistas ainda acreditava que os elementos podiam se combinar em qualquer proporção, as deduções de Proust eram excepcional.

Quando você trabalha com problemas de química usando esta lei, seu objetivo é procurar a razão de massa mais próxima entre os elementos. Tudo bem se a porcentagem estiver a alguns centésimos de diferença. Se você estiver usando dados experimentais, a variação pode ser ainda maior.

Por exemplo, digamos que, usando a lei da composição constante, você queira demonstrar que duas amostras de óxido cúprico cumprem a lei. Sua primeira amostra foi de 1.375 g de óxido cúprico, que foi aquecido com hidrogênio para produzir 1.098 g de cobre. Para a segunda amostra, 1,179 g de cobre foram dissolvidos em ácido nítrico para produzir nitrato de cobre, que foi subsequentemente queimado para produzir 1,476 g de óxido cúprico.

Para solucionar o problema, você precisaria encontrar a porcentagem de massa de cada elemento em cada amostra. Não importa se você escolhe encontrar a porcentagem de cobre ou a porcentagem de oxigênio. Você simplesmente subtrairia um dos valores de 100 para obter a porcentagem do outro elemento.

Anote o que você sabe:

Na primeira amostra:

óxido de cobre = 1,375 g
cobre = 1,098 g
oxigênio = 1,375 - 1,098 = 0,277 g

por cento de oxigênio em CuO = (0,277) (100%) / 1,375 = 20,15%

Para a segunda amostra:

cobre = 1,179 g
óxido de cobre = 1,476 g
oxigênio = 1,476 - 1,179 = 0,297 g

por cento de oxigênio em CuO = (0,297) (100%) / 1,476 = 20,12%

As amostras seguem a lei da composição constante, permitindo números significativos e erros experimentais.

Como se vê, há exceções a esta regra. Existem alguns compostos não estequiométricos que exibem uma composição variável de uma amostra para outra. Um exemplo é o wustite, um tipo de óxido de ferro que pode conter 0,83 a 0,95 ferro por cada oxigênio.

Além disso, como existem diferentes isótopos de átomos, mesmo um composto estequiométrico normal pode exibir variações na composição de massa, dependendo de qual isótopo de átomos estiver presente. Normalmente, essa diferença é relativamente pequena, mas existe e pode ser importante. A proporção de massa de água pesada em comparação com a água comum é um exemplo.