As Leis ponderais são generalizações matemáticas estabelecidas em relação às massas das espécies químicas (reagentes e produtos) participantes de uma reação.
Quais são as Leis ponderais?
As Leis ponderais incluem a “Lei de Lavoisier”, a “Lei de Proust” e a “Lei de Dalton”. Elas foram postuladas no século XVIII e se tornaram essenciais para o desenvolvimento dos estudos envolvendo a estequiometria e de outras teorias. Todas essas Leis estão relacionadas às relações entre as massas das substâncias envolvidas nas reações químicas.
Lei de Lavoisier: a Lei da Conservação da Massa
Uma das contribuições mais relevantes do químico francês Antoine Laurent Lavoisier é a Lei da Conservação da Massa, enunciada após inúmeras reações químicas realizadas em recipientes fechados.
Utilizando-se de uma balança, Lavoisier determinou a massa do recipiente antes e depois do acontecimento da reação. Com os resultados obtidos, enunciou que:
“A massa final de um recipiente fechado, após ocorrer dentro dele uma reação química, é sempre igual à massa inicial.”
Esse enunciado é a Lei de Lavoisier (Conservação da Massa) e pode ser escrita de outra maneira:
“Quando uma reação química é realizada em um recipiente fechado, a massa dos produtos é sempre igual a massa dos reagentes.”
Além dessas maneiras, essa Lei é comumente enunciada como:
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.”
Desse modo, analisando um exemplo:
água → hidrogênio + oxigênio
A massa da água é 18 g, sendo a massa do hidrogênio (duas moléculas) iguais a 2 g e a massa do oxigênio, 16 g, a soma resulta na massa observada na molécula de água, ou seja, a massa do reagente (18 g) é igual a massa dos produtos (2 g + 16 g = 18 g).
No entanto, é importante compreender os motivos que levaram Lavoisier a escolher e considerar os recipientes fechados.
Entre os reagentes e produtos das reações, podem existir substâncias gasosas. Se, por exemplo, uma substância gasosa for produzida em uma reação em um recipiente aberto, ela sairá de modo espontâneo do ambiente e assim, sua massa não será medida por uma balança como parte da massa final da reação. Com a utilização de sistemas fechados, Lavoisier eliminou as dúvidas sobre a entrada e a saída de gases no recipiente.
Lei de Proust: a Lei das Proporções constantes
O estudo das reações de decomposição foi importante para que o francês Joseph-Louis Proust descobrisse que as substâncias compostas apresentam uma composição fixa. O que ele percebeu, no caso, é de que os elementos que participam da composição de uma substância pura, apresentam uma proporção em massa.
Considerando o exemplo utilizado anteriormente, a água é composta pelos elementos hidrogênio e oxigênio. Alguns dados experimentais são mostrados a seguir:
| Decomposição de: | 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 |
Exemplo para exemplificar a Lei de Proust
Para compreender melhor o enunciado realizado por Proust, vamos dividir a massa de hidrogênio pela massa de oxigênio de cada uma das situações apresentadas:
massa de hidrogênio/massa de oxigênio = 1/8= 2/16= 3/24
Ao comparar os resultados observados, verifica-se que a proporção existente entre os elementos que compõem a água é sempre a mesma, ou seja, a massa de oxigênio é sempre 8 vezes maior que a massa de hidrogênio.
Foi por meio de experimentos semelhantes que Proust concluiu que:
“A composição química das substâncias compostas é sempre constante, não importando qual sua origem.”
Uma adaptação desse enunciado é:
“Uma certa substância composta sempre é formada pelos mesmos elementos químicos numa mesma proporção, em massa.”
Essa é a Lei de Proust, conhecida também como Lei das Proporções Constantes.
Vale ressaltar que essa generalização vale apenas para substâncias puras e não para misturas, uma vez que misturas não apresentam uma composição constante.
Lei de Dalton: Lei das Proporções Múltiplas
De acordo com o enunciado elaborado por Dalton em 1803, quando uma massa fixa de uma determinada substância combina-se com diferentes massas de uma outra substância, originam-se substâncias diferentes. No entanto, estas massas diferentes da segunda substância apresentam entre si uma relação expressa em números inteiros e pequenos.
Para uma visualização mais completa do enunciado, podemos utilizar como exemplo a formação de óxidos de nitrogênio.
Mantendo a massa do nitrogênio constante e a massa do oxigênio variando, temos o seguinte:
| Experiência | N2 | O |
| 1 | 28 g | 16 g |
| 2 | 28 g | 32 g |
| 3 | 28 g | 48 g |
Aplicação da Lei de Dalton
Considerando a experiência 1, temos a formação do N2O de acordo com a reação apresentada a seguir:
1 N2 + ½ O2 → N2O
Agora fazendo a divisão da massa de oxigênio da experiência 2 pela experiência 1, temos:
32/ 16 = 2
Logo na experiência 2, ocorrerá a formação da substância N2O2.
Já na divisão da massa de oxigênio da experiência 3 pela massa em 1, obtemos uma relação de 3 átomos oxigênios para 1 na primeira experiência, logo, resulta-se em um óxido com 3 oxigênios, N2O3.
A partir dos exemplos apresentados, visualiza-se a Lei de Dalton com maior eficiência. É essa a Lei que explica a formação de CO e CO2 e também a de H2O2 e H2O, quando um dos elementos apresenta uma proporção fixa de massa e o outro varia.
Qual a importância das Leis ponderais?
Possuir o conhecimento a respeito das Leis ponderais nos auxilia a compreender como algumas reações ocorrem. De fato, essas Leis são utilizadas para a compreensão e o entendimento da estequiometria de uma reação, uma vez que envolvem e relacionam as massas dos reagentes e dos produtos em uma reação química qualquer.
As leis ponderais são aquelas que relacionam matematicamente as massas das substâncias presentes nas reações. Entre elas existem duas mais importantes, que são: Lei de conservação das massas e Lei das proporções constantes. Essas leis foram criadas, respectivamente, por Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) e por Joseph Louis Proust (1754-1826). Vejamos sucintamente do que se trata cada uma delas:
- Lei de Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier:
Popularmente essa lei é conhecida pela famosa frase: “Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma”.
Lavoisier enunciou essa lei assim: “Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”.
Ele chegou a essa conclusão depois de pesar uma retorta contendo mercúrio metálico antes de sofrer calcinação. Após a reação química, ele pesou novamente o sistema que continha como produto o óxido de mercúrio II. Lavoisier observou que a massa do sistema se conserva, o que significa que os átomos das substâncias se rearranjaram para formar novas substâncias, porém nenhum deles “desapareceu”.
Essa é uma lei da “natureza”, pois é verificada em todas as reações químicas.
- Lei das Proporções Constantes ou Lei de Proust:
Assim como Lavoisier, Proust realizou uma série de experiências e chegou à seguinte conclusão:
“Uma dada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”.
Por exemplo, a água sempre é formada por 11,1% de massa de hidrogênio e 88,9% em massa de oxigênio. Portanto, se temos 100 g de água, 11,1 g é de hidrogênio e 88,9 g é de oxigênio. Dividindo esses valores chegamos à proporção de 1:8; o que significa que, na formação da água, a combinação do hidrogênio com o oxigênio sempre deve ocorrer na proporção de 1 para 8 em massa. Assim, se formos produzir 45 g de água, serão necessários 5 g de hidrogênio e 40 g de oxigênio. Já se formos produzir o dobro de água (90 g), os valores de massa do hidrogênio e do oxigênio também irão dobrar, ou seja, 10 g de hidrogênio e 80 g de oxigênio. Note que a proporção nos dois casos permaneceu a mesma (1:8), assim como nos casos mostrados abaixo em que se mostra o caminho inverso, ou seja, a decomposição da água:
Essa também é uma lei da “natureza”, pois ocorre em todos os casos. Desse modo, toda substância apresenta uma proporção constante em massa na sua composição.
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