Direto ao assunto
Resumo rápido
As leis ponderais são as leis das massas nas reações químicas, e elas explicam por que os cálculos de estequiometria funcionam. São três: a lei de Lavoisier, da conservação das massas; a lei de Proust, das proporções definidas; e a lei de Dalton, das proporções múltiplas. É um tema ♨️ Morno no ENEM e nos vestibulares, cobrado quase sempre com contas diretas de massas e proporções. Se você entender os três enunciados e treinar os exemplos numéricos deste artigo, resolve a maioria das questões sem decorar fórmulas.
A ideia central é simples: a massa total não muda na reação, cada substância tem uma composição fixa, e, quando dois elementos formam mais de um composto, as massas que se combinam variam em razões de números inteiros pequenos. Veja cada lei com exemplos resolvidos passo a passo.
Lei de Lavoisier: a conservação das massas
Antoine Lavoisier, no século XVIII, pesou reagentes e produtos em sistemas fechados e concluiu: em uma reação química, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos. Em linguagem direta: na natureza, nada se cria e nada se perde, tudo se transforma. Por isso, ao balancear uma equação, o número de átomos de cada elemento tem de ser igual dos dois lados: é a conservação das massas escrita em átomos.
Exemplo 1 — Queima do carbono. Queimam-se 12 g de carbono com 32 g de oxigênio, formando dióxido de carbono: \( \text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 \). Massa dos reagentes: 12 + 32 = 44 g. Massa do produto: 44 g de \( \text{CO}_2 \). Nada sumiu, nada apareceu. Se a questão der 24 g de carbono, o oxigênio necessário dobra, 64 g, e o produto será 88 g, porque a proporção se mantém.
Exemplo 2 — Decomposição do óxido de mercúrio. Aquecem-se 43,4 g de óxido de mercúrio, \( \text{HgO} \), em sistema fechado, obtendo-se 40,2 g de mercúrio metálico e gás oxigênio. Pela lei de Lavoisier, a massa do oxigênio é a diferença: 43,4 − 40,2 = 3,2 g. Equação: \( 2\text{HgO} \rightarrow 2\text{Hg} + \text{O}_2 \). Conferência: 43,4 g de reagente contra 40,2 + 3,2 = 43,4 g de produtos.
Exemplo 3 — Cuidado com o sistema aberto. Se 10 g de magnésio queimam ao ar livre e o produto pesa 16,6 g, não houve criação de massa: o oxigênio do ar entrou na reação. Pela lei de Lavoisier, a massa de oxigênio incorporada foi 16,6 − 10 = 6,6 g. Questões adoram esse truque: o aumento de massa do sólido é exatamente a massa do gás que reagiu. O mesmo vale ao contrário: quando um sólido perde massa ao aquecer, a diferença é a massa do gás liberado.
Lei de Proust: as proporções definidas
Joseph Louis Proust mostrou que uma substância pura sempre tem a mesma composição em massa, não importa a origem nem o modo de preparo. A água, por exemplo, sempre tem oxigênio e hidrogênio na proporção de 8 para 1 em massa: em 9 g de água há sempre 8 g de oxigênio e 1 g de hidrogênio. Em 18 g de água, 16 g de oxigênio e 2 g de hidrogênio. Em 36 g, 32 g e 4 g. A proporção 8 : 1 nunca muda, porque a fórmula \( \text{H}_2\text{O} \) fixa a razão entre os átomos.
Exemplo 4 — Carbonato de cálcio. Em 100 g de \( \text{CaCO}_3 \) há sempre 40 g de cálcio, 12 g de carbono e 48 g de oxigênio, na proporção 40 : 12 : 48, que simplifica para 10 : 3 : 12. Em 50 g do sal, cada parte cai pela metade: 20 g de cálcio, 6 g de carbono e 24 g de oxigênio. Em 200 g, tudo dobra: 80 g, 24 g e 96 g. É regra de três direta, sempre.
Exemplo 5 — Descobrindo a massa que falta. Na formação da água, 4 g de hidrogênio reagem totalmente com oxigênio formando 36 g de água. Pela proporção 8 : 1, a massa de oxigênio é 8 vezes a de hidrogênio: 8 × 4 = 32 g. Conferência por Lavoisier: 4 + 32 = 36 g, exatamente a massa do produto. As duas leis trabalham juntas: Proust dá a proporção, Lavoisier fecha a soma.
Exemplo 6 — Reagente em excesso. Misturam-se 10 g de hidrogênio com 40 g de oxigênio para formar água. A proporção exige 8 g de oxigênio para cada 1 g de hidrogênio, então 10 g de hidrogênio precisariam de 80 g de oxigênio, mas só há 40 g. O oxigênio é o limitante: com 40 g de oxigênio reagem 5 g de hidrogênio, formando 45 g de água, e sobram 5 g de hidrogênio sem reagir. Sempre que as massas não seguem a proporção, um reagente sobra.
Lei de Dalton: as proporções múltiplas
John Dalton observou que, quando dois elementos formam mais de um composto, fixando-se a massa de um deles, as massas do outro que se combinam estão entre si como números inteiros pequenos. É a lei que explica por que existem \( \text{CO} \) e \( \text{CO}_2 \), e não um composto qualquer entre os dois.
Exemplo 7 — Monóxido e dióxido de carbono. Fixando 12 g de carbono, o monóxido de carbono, \( \text{CO} \), usa 16 g de oxigênio, e o dióxido de carbono, \( \text{CO}_2 \), usa 32 g. A razão entre as massas de oxigênio é 16 : 32, ou seja, 1 : 2, números inteiros pequenos. Dobrou o número de átomos de oxigênio por átomo de carbono, dobrou a massa.
Exemplo 8 — Monóxido e dióxido de nitrogênio. Fixando 14 g de nitrogênio, o \( \text{NO} \) usa 16 g de oxigênio e o \( \text{NO}_2 \) usa 32 g. Razão novamente 1 : 2. Se a questão der 28 g de nitrogênio, as massas dobram, 32 g e 64 g, e a razão continua 1 : 2, porque a proporção não depende da quantidade escolhida.
Exemplo 9 — Enxofre e oxigênio. Fixando 32 g de enxofre, o dióxido de enxofre, \( \text{SO}_2 \), usa 32 g de oxigênio, e o trióxido de enxofre, \( \text{SO}_3 \), usa 48 g. A razão é 32 : 48, que simplifica para 2 : 3. É assim que a questão costuma aparecer: duas massas, uma simplificação, e a resposta é a razão em números inteiros pequenos.
| Lei | Enunciado em uma frase | Exemplo numérico |
|---|---|---|
| Lavoisier (conservação) | A massa total não muda na reação | 12 g de C + 32 g de O₂ = 44 g de CO₂ |
| Proust (proporções definidas) | Cada substância tem composição fixa em massa | Água: sempre 8 g de O para 1 g de H |
| Dalton (proporções múltiplas) | Massas do segundo elemento variam em razão inteira pequena | CO e CO₂: 16 g e 32 g de O para 12 g de C, razão 1 : 2 |
| Substância | 100 g contêm | Em 50 g | Em 200 g |
|---|---|---|---|
| Água (\( \text{H}_2\text{O} \)) | 88,9 g de O e 11,1 g de H | 44,4 g de O e 5,6 g de H | 177,8 g de O e 22,2 g de H |
| Carbonato de cálcio (\( \text{CaCO}_3 \)) | 40 g de Ca, 12 g de C, 48 g de O | 20 g de Ca, 6 g de C, 24 g de O | 80 g de Ca, 24 g de C, 96 g de O |
| Sal de cozinha (\( \text{NaCl} \)) | 39,3 g de Na e 60,7 g de Cl | 19,7 g de Na e 30,3 g de Cl | 78,7 g de Na e 121,3 g de Cl |
Mapa mental
- Leis ponderais
- Lavoisier: massa dos reagentes = massa dos produtos; nada se cria, nada se perde, tudo se transforma
- Exemplo: 12 g de C + 32 g de O₂ = 44 g de CO₂
- Proust: substância pura tem composição fixa em massa; água sempre 8 : 1 de O para H
- Exemplo: 100 g de CaCO₃ têm 40 g de Ca, 12 g de C e 48 g de O
- Dalton: fixado um elemento, as massas do outro variam em razão de inteiros pequenos
- Exemplo: CO e CO₂, para 12 g de C, usam 16 g e 32 g de O, razão 1 : 2
- Ferramentas: regra de três, diferença de massas para achar o gás, reagente limitante
- Erros comuns: esquecer o gás que entra ou sai, não simplificar a razão, confundir as três leis
SAQ — Perguntas e respostas curtas
1. O que diz a lei de Lavoisier? Que a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.
2. O que diz a lei de Proust? Que uma substância pura sempre tem a mesma composição em massa, qualquer que seja a origem.
3. Qual é a proporção em massa da água? 8 g de oxigênio para 1 g de hidrogênio, sempre.
4. O que diz a lei de Dalton? Que, fixada a massa de um elemento, as massas do outro em compostos diferentes estão em razão de inteiros pequenos.
5. Por que um sólido pode ganhar massa ao queimar ao ar livre? Porque o oxigênio do ar entra na reação e soma a sua massa ao produto.
6. Em 200 g de carbonato de cálcio, quantos gramas de cálcio há? 80 g, o dobro dos 40 g presentes em 100 g.
7. Para 12 g de carbono, qual é a razão das massas de oxigênio em CO e CO₂? 16 : 32, ou seja, 1 : 2.
Questões comentadas
Questão 1. Queimam-se 6 g de carbono com oxigênio suficiente, formando dióxido de carbono. A massa de CO₂ formada é:
a) 12 g. b) 16 g. c) 22 g. d) 32 g. e) 44 g.
Gabarito: C. A proporção é 12 g de C para 44 g de CO₂; com 6 g, metade, formam-se 22 g.
Questão 2. Aquecem-se 43,4 g de óxido de mercúrio, obtendo-se 40,2 g de mercúrio e gás oxigênio. A massa de oxigênio liberada é:
a) 1,6 g. b) 3,2 g. c) 6,4 g. d) 40,2 g. e) 43,4 g.
Gabarito: B. Por Lavoisier, 43,4 − 40,2 = 3,2 g, que é a massa do gás que saiu.
Questão 3. Uma amostra de 18 g de água pura contém:
a) 16 g de O e 2 g de H. b) 9 g de O e 9 g de H. c) 8 g de O e 10 g de H. d) 2 g de O e 16 g de H. e) 12 g de O e 6 g de H.
Gabarito: A. A proporção fixa é 8 : 1; em 18 g, são 16 g de oxigênio e 2 g de hidrogênio.
Questão 4. Fixando 14 g de nitrogênio, formam-se NO com 16 g de oxigênio e NO₂ com 32 g. Esse resultado ilustra a lei de:
a) Lavoisier. b) Proust. c) Dalton. d) Boyle. e) Avogadro.
Gabarito: C. É a lei das proporções múltiplas: as massas de oxigênio estão na razão 1 : 2, de inteiros pequenos.
Questão 5. Misturam-se 10 g de hidrogênio com 40 g de oxigênio para formar água, na proporção 1 : 8. A massa de água formada e a sobra são:
a) 50 g, sem sobra. b) 45 g de água e 5 g de hidrogênio. c) 45 g de água e 5 g de oxigênio. d) 40 g de água e 10 g de oxigênio. e) 90 g de água.
Gabarito: B. Com 40 g de oxigênio reagem 5 g de hidrogênio, formando 45 g de água; sobram 5 g de hidrogênio.
Dica do professor
Em questão de lei ponderal, escreva primeiro a proporção e depois faça a regra de três. Se aparecer massa de gás que entra ou sai, use a diferença de massas antes de qualquer outra conta. E, ao ver dois compostos dos mesmos elementos, fixe a massa de um deles e simplifique a razão do outro: a resposta quase sempre é 1 : 2 ou 2 : 3.
Atenção / cuidado
- Não confunda as leis: conservação é soma igual, proporção definida é composição fixa, proporção múltipla é razão inteira entre compostos diferentes.
- Em sistema aberto, some o gás que entra ou desconte o gás que sai antes de concluir que a massa mudou.
- Na proporção da água, 8 : 1 é em massa, não em número de átomos: em átomos, a razão é 1 oxigênio para 2 hidrogênios.
- Sempre simplifique a razão de Dalton até os menores inteiros possíveis.
Conexão com outras áreas
Matemática: regra de três, proporções e simplificação de razões. História: Lavoisier, Proust e Dalton e o nascimento da química moderna no fim do século XVIII. Biologia: a água e o carbonato de cálcio nos organismos e nas conchas. Para continuar, veja o cálculo estequiométrico, as fórmulas químicas, as grandezas químicas e as reações inorgânicas, além da Química na sala de estudo.
Incidência: ♨️ Morno — cai com frequência no ENEM e nos vestibulares. Matéria: Química | Subdisciplina: Estequiometria | Tema: Leis ponderais.
