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Licenciatura em ciências · USP/ Univesp
10 Química
Guilherme A. Marson
Maria Amélia de Almeida Azzellini
Gianluca C. Azzellini
Lígia D’Ávila Bozzi
Ana Cláudia Kasseboehmer
TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS: 
LEIS PONDERAIS E REPRESENTAÇÃO
10.1. Introdução
10.2. Leis Ponderais
10.2.1 A Lei de Conservação da Massa de Lavoisier
10.2.2 A Lei das Proporções Definidas de Proust
10.2.3 A Lei Volumétrica de Gay-Lussac
10.3. Equações químicas
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Química AMBIENTE NA TERRA
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Objetivos
•	 Conhecer as leis ponderais e saber realizar cálculos estequiométricos simples.
•	 Compreender a simbologia de uma equação química e como balanceá-la.
10.1 Introdução
Quando analisamos os aspectos quantitativos das reações químicas podemos questionar 
vários aspectos importantes, tais como:
•	 Como podemos descrever a reação de uma substância com a outra? 
•	 Quanto de uma substância reage com uma determinada quantidade de 
outra substância? 
•	 Que reagente determina as quantidades de produtos formados em uma 
reação química? 
O objetivo deste tópico é apresentar a simbologia das equações químicas e algumas leis cha-
madas Leis Ponderais úteis para cálculos envolvendo transformações químicas. Esses cálculos, 
abordados no próximo tópico são úteis para responder as questões acima, prevendo rendimento 
de reação, quanto de um reagente é necessário para obter determinado produto, etc.
10.2 Leis Ponderais
Em que proporção contribuem os reagentes em uma transformação química? 
Uma série de estudos permitiu o estabelecimento de leis experimentais ou empíricas rela-
cionadas aos aspectos quantitativos das reações químicas. Essas leis foram estabelecidas no século 
XVIII e marcam o início da Química moderna:
•	 Leis Ponderais, que se referem às relações de massa e são representadas pela Lei da conser-
vação da massa (ou da matéria) de Lavoisier, e pela Lei das proporções definidas de Proust. 
•	 Leis Volumétricas, que se referem aos volumes gasosos, e é representada pela Lei volumé-
trica de Gay-Lussac.
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TÓPICO 10 Transformações Químicas: Leis Ponderais e Representação
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10.2.1 A Lei de Conservação da Massa de Lavoisier
, ao estudar quantitativamente várias transformações químicas de forma controlada, 
descobriu que não ocorria variação na massa do sistema antes e após a transformação química. 
Essa característica das transformações químicas é conhecida como a Lei da conservação das 
massas e pode ser enunciada como: 
Em um sistema isolado, a soma das massas dos reagentes é 
igual à soma das massas dos produtos de uma reação. 
Dessa lei deriva a célebre frase:
A matéria não é criada nem destruída, apenas transformada. 
Hoje essa afirmação pode parecer extremamente óbvia, mas, antes dos estudos de Lavoisier 
e alguns de seus contemporâneos, a investigação das reações (transformações químicas) não era 
feita com o devido controle, o que não permitia que as massas de produtos e reagentes fossem 
determinadas de forma precisa. 
Um caso de reação que era particularmente muito estudado e pouco compreendido eram 
os processos de combustão. Consideremos dois exemplos: 
carvão(s) + ar(g) → dióxido de carbono(g) + cinzas(s)
ferro(s) + ar(g) → óxido de ferro(s)
À época de Lavoisier, ainda havia muita discussão sobre o que eram os gases. Quantificá-los, 
aprisioná-los e separá-los não era uma tarefa trivial. Então, um cientista que estivesse investi-
gando reações como a combustão ao ar estaria limitado à análise dos sólidos envolvidos no 
processo. Assim, aos olhos desses cientistas, os processos seriam:
carvão(s) + ar(g) → cinzas(s)
ferro(s) + ar(g) → óxido de ferro(s)
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Química AMBIENTE NA TERRA
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Uma tabela com dados de massa de reagentes e produtos originaria algo do 
seguinte tipo: 
Processo Massa inicial Massa final Variação
Queima do ferro 56 g 72 g + 16 g
Queima de carvão 15 g 2 g − 13 g
Tabela 10.1 
Hoje sabemos que, ao queimarmos carvão, o carbono é transformado em um gás, o dióxido 
de carbono. Portanto, num sistema aberto, a massa final das cinzas (produto sólido) será menor que 
a do carvão (reagente sólido), porque o gás carbônico escapa do meio de reação para a atmosfera. 
Ao queimarmos ferro metálico, ocorre uma reação com o oxigênio, sendo formado óxido de 
ferro. A massa de óxido de ferro (produto sólido) será maior que a massa inicial de ferro (reagente 
sólido). Assim como no caso da queima do carvão, a massa de oxigênio gasoso foi incorporada 
nos produtos. Contudo, como o produto da reação com ferro não é um gás, a massa do produto 
permanece no sistema e o sólido produzido tem massa maior do que a do sólido de partida. 
A ausência de métodos para quantificar ou pesar a massa dos gases envolvidos em processos 
como esses levou à crença de que havia, nas combustões, um ente imaterial que explicaria os 
ganhos e perdas de massa concluídos na comparação das massas dos compostos sólidos envol-
vidos nos processos. As observações anteriores aos experimentos de Lavoisier tentavam explicar 
essas variações de massa nas reações de combustão através da teoria do “Flogisto”. As substâncias 
teriam na sua constituição uma substância - o flogisto, que poderia ser liberado ou incorporado 
no processo de combustão, o que justificaria as variações de massa observadas. 
Adicionalmente ao controle do sistema de reação, a melhora nos sistemas de pesagem per-
mitiu a determinação de valores de massa mais precisos no estudo das transformações químicas. 
Muitos dos esforços de Lavoisier concentravam-se em estudar a combustão em sistemas fechados 
em que fosse possível controlar e medir a quantidade de matéria durante uma transformação 
química. Nessas condições, os dados obtidos para os mesmos experimentos seriam algo do tipo:
Processo Massa inicial Massa final Variação
sólido gás sólido gás
Queima de ferro 56 g 16 g 72 g 0 0 g
Queima do carvão 15 g 32 g 2 g 45 g 0 g
Tabela 10.2
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TÓPICO 10 Transformações Químicas: Leis Ponderais e Representação
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Esses dados são incompatíveis com a teoria do Flogisto. Ademais, incorporam os princípios 
do método científico que se firmava na Física e na Biologia. Os experimentos de Lavoisier, por-
tanto, empregam o método científico para estudar os processos químicos sob uma nova óptica. 
Por essa razão são considerados tão fundamentais. Muitos historiadores da ciência apontam 
a derrubada da teoria do Flogisto como o marco do fim da alquimia e o início da Química 
moderna. Note-se que tamanha mudança está associada a inovações técnicas num instrumento 
muito antigo: a balança. Portanto, podemos admitir que a associação dialógica entre tecnologia 
e ciência se manifesta também no marco zero da Química moderna.
10.2.2 A Lei das Proporções Definidas de Proust
 Em 1779 publica a Lei das proporções definidas, que nasce da análise ele-
mentar das substâncias químicas. Esse trabalho corrobora e aperfeiçoa a descrição quantitativa 
dos trabalhos de Lavoisier: 
Amostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a 
mesma proporção em massa de seus elementos constituintes. 
Isso significa que, ao decompormos, por exemplo, a água, vamos sempre obter a mesma 
proporção em massa de seus elementos constituintes hidrogênio e oxigênio. Ao decompor 9 g 
de água, sempre obtemos 1 g de hidrogênio e 8 g de oxigênio. 
Essa mesma proporção será válida se formos sintetizar água a partir de seus constituintes, e 
neste caso a lei assume uma proposição de caráter prático muito importante: 
Em determinada reação química, a proporção entre as 
massas dos reagentes e dos produtos é constante. 
Portanto, se reagimos 1 g de hidrogênio e 8 g de oxigênio obtemos 9 g de água:
Hidrogênio + Oxigênio → Água
 1 g 8 g 9 g
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A presença de um dos elementos em excesso não altera a quantidade de composto formado:2 g de hidrogênio e 8 g de oxigênio formarão 9 g de água, restando 1 g de hidrogênio sem reagir. 
A proporção efetiva para essa reação é de 1:8:9. Isso significa que, se na transformação química 
as proporções em massa se mantêm, agora existe um parâmetro quantitativo que permite o 
planejamento da obtenção de compostos.
Exemplificando, se for necessária a obtenção de 2 g de hidrogênio a partir da decomposição da 
água, será necessário utilizar 18 g de água. E também é possível prever que nessa decomposição, 
além dos 2 g de água, serão produzidos 16 g de oxigênio. Se utilizarmos uma quantidade maior 
ou menor de água, as quantidades de hidrogênio e oxigênio serão proporcionais à quantidade de 
água utilizada, mantendo sempre a relação 1:8:9 (hidrogênio:oxigênio:água):
Quantidade de gás 
hidrogênio, g
Quantidade de gás 
oxigênio, g
Quantidade de água, g
1 8 9
2 16 18
3 24 27
4,5 36 40,5
Tabela 10.3: Valores de massa para diferentes proporções de reagentes e produtos.
Podemos, então, dizer que a Lei das proporções definidas de Proust nos permite a atribuição 
de coeficientes estequiométricos em massa para as reações químicas irreversíveis.
A Lei de Proust, portanto, nos permite predizer as quantidades de reagentes e produtos 
envolvidos numa reação química cujos coeficientes estequiométricos sejam conhecidos. A 
questão da predição é uma característica fundamental da aplicação do método científico deri-
vado do pensamento indutivista que se estruturava no século XVIII. No caso:
1. realizam-se inúmeros experimentos com diferentes proporções de reagentes e produtos; 
2. a partir dos resultados, define-se uma relação empírica conhecida e geral para as 
proporções em que reagem; 
3. a partir da generalização é possível prever quaisquer quantidades de reagentes e produtos.
O que ocorre quando as quantidades colocadas para reagir não 
respeitam as proporções estequiométricas para a reação?
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TÓPICO 10 Transformações Químicas: Leis Ponderais e Representação
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Simplesmente sobra o reagente que estiver em menor quantidade. A reação procede até que 
o reagente em menor quantidade seja consumido por completo. Nesse caso: 
1. o reagente em menor quantidade é denominado reagente limitante 
2. a quantidade máxima de produto que pode ser obtido é calculada segundo os coeficientes 
estequiométricos a partir da quantidade de reagente limitante 
3. a quantidade do reagente em excesso consumida é calculada segundo os coeficientes 
estequiométricos a partir da quantidade de reagente limitante.
Tomemos como exemplo um automóvel movido a etanol. A quantidade de gás carbônico 
emitida pode ser calculada comparando a quantidade inicial de etanol no tanque de combus-
tível com a final. O outro reagente da combustão - o oxigênio do ar está em grande excesso e 
necessariamente sobrará oxigênio na atmosfera após o etanol ter sido consumido. A quantidade 
de oxigênio consumida pode ser calculada também a partir da quantidade de álcool no tanque. 
As implicações tecnológicas da Lei de Proust são profundas. Não seria possível sustentar os 
processos industriais químicos nascentes no século XVIII sem o controle preciso das quantidades 
de matérias-primas e produtos. Um grande foco de aplicação deste tipo de conhecimento era a 
indústria siderúrgica nascente em países como a Inglaterra, a França e nos territórios que viriam 
a se tornar a Alemanha 100 anos mais tarde.
10.2.3 A Lei Volumétrica de Gay-Lussac
 A Lei volumétrica de advém de seus cuidadosos estudos da síntese da água 
realizados em 1808, em que verificou que dois volumes de hidrogênio se combinam com um 
volume de oxigênio para formar um volume de água gasosa. 
Hidrogênio + Oxigênio → Água
 2 V 1 V 1 V
Nota: V representa uma unidade de volume.
A Lei de Gay-Lussac pode ser expressa como: 
Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes de gases 
que participam de uma reação química têm uma relação constante 
entre si, que pode ser expressa através de números inteiros.
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Para a reação da formação da água, a relação de números inteiros que equivale à proporção 
em volume de reagentes e produto é de 2:1:1. Se pesarmos esses volumes na condição da reação, 
as massas obedecem às proporções definidas de Proust.
Para reações gasosas, em princípio, pode ser mais conveniente medir volumes do que pesar 
os componentes gasosos, pois é mais fácil medir o volume de um gás com precisão do que 
pesá-lo com precisão numa balança. Sobretudo no início do século XIX.
A aplicação das proporções em volume é análoga aos coeficientes estequiométricos em massa, 
que podem ser utilizados para a obtenção de informações quantitativas sobre uma reação química. 
Podemos exemplificar a determinação das proporções volumétricas para a reação completa entre 
nitrogênio e hidrogênio, formando amônia em uma determinada condição de pressão e temperatura: 
Nitogrênio + Hidrogênio → Amônia
1,6 L 4,8 L 3,2 L
Sendo consumidos 1,6 L e 4,8 L, respectivamente, de nitrogênio e hidrogênio e formados 3,2 L 
de amônia, a proporção em volumes é de 1,6 L : 4,8 L : 3,2 L, que pode ser reduzida aos seguintes 
números inteiros 1:3:2. Logo, os coeficientes estequiométricos volumétricos dessa reação são 1:3:2. 
Comparando a reação da síntese de água com a da síntese de amônia, notamos um aspecto 
interessante das reações gasosas, a variação de volume:
•	 Na reação da formação de água, os coeficientes estequiométricos dos reagentes são 2 V e 
1 V (total 3 V ) e do produto 1 V. 
•	 Na reação da formação de amônia, os coeficientes estequiométricos dos reagentes são 
1 V e 3 V (total 4 V ) e do produto 2 V.
Logo, nessas duas reações ocorre “contração de volume”. 
A contração de volume não é uma característica de todas as reações gasosas embora seja 
frequente. Note que, embora haja contração de volume, a massa no sistema não muda, isto é, a 
quantidade de matéria é a mesma, o que varia é o volume ocupado por ela. Portanto, no caso 
das reações que envolvem gases, é comum uma variação na densidade do sistema.
10.3 Equações químicas
Nas reações químicas átomos ou íons reorganizam-se para formar outras substâncias. 
Equações químicas são usadas para descrever reações químicas, e elas mostram
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TÓPICO 10 Transformações Químicas: Leis Ponderais e Representação
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1. as substâncias que reagem, chamadas reagentes,
2. as substâncias formadas, chamadas produtos, e
3. as quantidades relativas das substâncias envolvidas.
Escrevemos os reagentes à esquerda seguidos de uma seta e os produtos, à direita da seta. 
Como um exemplo típico, vamos considerar a combustão do gás natural. O gás natural é uma 
mistura de várias substâncias, mas o principal componente é o metano, CH
4
.
A Figura 10.1 nos mostra através de modelos de preenchimento como os átomos dos 
reagentes se reorganizam para formar os produtos na reação da combustão do metano:
Figura 10.1: Representação submicroscópica da reação entre metano e oxigênio.
BA
Esse modelo de representação da transformação química do nível submicroscópico pode ser apre-
sentado também na forma de uma equação química, utilizando a simbologia da linguagem química.
A Figura 10.1A representa uma molécula de metano. Esta molécula é constituída de 
um átomo de carbono e quatro de oxigênio ou CH
4
. Ao lado, há duas moléculas de oxigênio 
sendo que cada molécula é constituída de dois átomos do elemento químico oxigênio ou 
“2 O
2
”. Após a seta está ilustrada uma molécula de dióxido de carbono que é constituída de um 
átomo de carbono e dois de oxigênio ou CO
2
. Finalmente, a Figura 10.1B refere-se às duas 
moléculas de água produzidas. Cada molécula de água é formada por um átomo de oxigênio e 
dois átomos de hidrogênio ou “2 H
2
O”.
Dadas essas informações, a transformação química de queima do metano pode ser então 
sintetizada na equação químicaseguinte:
4 2 2 2
Reagentes Produtos
CH 2 O CO 2 H O+ → +
 
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Qual é a informação que esta equação nos fornece? Em termos mais simples, nos diz que 
o metano reage com oxigênio para produzir dióxido de carbono e água. Mais especificamente, 
para cada molécula de CH
4
 que reage, duas moléculas de O
2
 também reagem, e uma molécula 
de CO
2
 e duas moléculas de H
2
O são formadas. Assim:
Calor
4 2 2 2
1 molécula 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas
CH 2 O CO 2 H O+ → +
O princípio, a lei da conservação da matéria, fornece a base para “balancear” as equações 
químicas e para os cálculos baseados nessas equações. Pelo fato de a matéria nem ser criada nem 
destruída durante uma reação química, uma reação química balanceada deve sempre 
incluir o mesmo número e tipo de átomos em ambos os lados da equação. Antes de 
tentar balancear uma equação, todas as substâncias devem ser representadas por fórmulas. Por 
exemplo, devemos escrever H
2
 para representar moléculas diatômicas de hidrogênio e não H, 
que representa os átomos de hidrogênio. Uma vez que fórmulas corretas são escritas, os subs-
critos nas fórmulas não podem ser alterados. Subscritos diferentes nas fórmulas especificam 
diferentes compostos, portanto, alterar as fórmulas durante o balanceamento significaria que a 
equação já não descreve a mesma reação. 
Por exemplo, éter dimetílico, C
2
H
6
O, queima em excesso de oxigênio para resultar em dióxido de 
carbono e água. Vamos balancear a equação para esta reação. Na forma não balanceada, a equação é: 
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
Carbono aparece em apenas um composto de cada lado da equação, e o mesmo é válido para 
o hidrogênio. Começamos balanceando estes elementos: 
C2H6O + O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Observamos que agora temos números diferentes de oxigênios dos dois lados da equação. O 
único O do C
2
H
6
O balanceia um dos átomos do outro lado da equação e, como nesta fórmula 
temos também carbono e hidrogênio que já foram balanceados, balanceamos os outros 6 O 
colocando o coeficiente 3 antes do O
2
 (reagente): 
C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
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TÓPICO 10 Transformações Químicas: Leis Ponderais e Representação
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Quando terminamos o balanceamento, devemos sempre fazer uma verificação completa 
para cada elemento: 
Reagentes Produtos
2 C, 6 H, 7 O 2 C, 6 H, 7 O
Percebemos que a equação se encontra balanceada, pois o número de cada um dos átomos 
nos reagentes é igual aos contidos nos produtos. 
O produto do balanceamento são coeficientes numéricos à frente das 
fórmulas de reagentes e produtos, os chamados coeficientes estequiométricos.
Vamos agora obter a equação balanceada para a reação do metal alumínio com ácido clorí-
drico para produzir cloreto de alumínio e hidrogênio. A “equação” não balanceada é: 
Al + HCl → AlCl3 + H2
Na forma em que se encontra escrita, a “equação” não satisfaz a lei da conservação da matéria 
porque há dois átomos de H na molécula de H
2
 e três átomos de Cl em uma unidade de AlCl
3
 (lado 
direito), mas apenas um átomo de H e um átomo de Cl na molécula de HCl (lado esquerdo). 
Vamos primeiro balancear o cloro, colocando um coeficiente 3 na frente de HCl: 
Al + 3 HCl → AlCl3 + H2
Agora há 3 H à esquerda e à direita, 2 H. O mínimo múltiplo comum de 3 e 2 é 6; para 
balancear H, multiplicamos 3 HCl por 2 e o H
2
 por 3. 
Al + 6 HCl → AlCl3 + 3 H2
Agora Cl está novamente não balanceado (6 Cl à esquerda e 3 à direita), porém podemos 
corrigir essa diferença, colocando o coeficiente 2 na frente do AlCl
3
. 
Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
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Agora que todos os elementos, exceto Al, estão balanceados (1 à esquerda e 2 à direita), 
completamos o balanceamento colocando o coeficiente 2 na frente do Al nos reagentes: 
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Conferindo o balanceamento temos:
Reagentes Produtos
2 Al, 6 H, 7 Cl 2 Al, 6 H, 7 Cl
Portanto, agora a equação se encontra balanceada. 
Balanceamento de equações químicas “por inspeção” é uma abordagem de tentativa e erro, a 
qual exige muita prática, mas é muito importante! Lembre-se de que usamos os coeficientes 
com os menores números inteiros. Algumas equações químicas são difíceis de balancear, por 
“tentativa e erro”. Ao longo do curso aprenderemos alguns métodos para o balanceamento de 
equações mais complexas, como algumas equações que envolvem reações de oxidação-redução.
Na representação de uma equação química também é útil indicar o estado físico das subs-
tâncias. A simbologia é a seguinte:
 (g) gasoso;
 (l) líquido;
 (s) sólido;
 (aq) aquoso (dissolvido em água);
Veja alguns exemplos:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)
HCl(g) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
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Na semana passada, você elaborou individualmente uma hipótese para 
o problema da obtenção de substâncias metálicas a partir de minérios.
Durante esta semana, exercite a outra atividade importante da função 
do cientista: discuta suas ideias com seus colegas no fórum de discussão.
Em caso de dúvidas: acessar fórum de dúvidas.
Bom trabalho!
Referências para a elaboração do tópico
Atkins, P. W.; Jones, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BrAdy, J. E.,russel, J. W. E Holum, J. R. Química: a matéria e suas transformações. 3. ed. Rio 
de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.
Brown, T. L.; lemAy, H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J. R. Química: a ciência central. 9. ed. São 
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
kotz, J. C.; treicHel, P. M.; weAver, G. C. Química geral e reações químicas. 6. ed. São 
Paulo: Cengage Learning, 2010. 
sHriver, D. F.; Atkins, P. W. Química inorgânica. 4.ed. Porto Alegre: Bookman, 2008. 
wHitten, K. W.; dAvis, R. E.; Peck, M. L. General Chemistry. 5. ed. New York: Heartcourt 
College Pub., 1997. 
mAHAn, B. M.; myers, J. R. Química: um curso universitário. São Paulo: Edgard Blücher, 1995.
gomes, L. A. K. Materiais: foco dos estudos em química. Química Nova na Escola, v. 8, 
1998, p. 15-18.
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Glossário
Antoine Laurent Lavoisier: Lavoisier nasceu em Paris em 1743. Tendo acesso à educação, estudou física, 
botânica, matemática, astronomia, geologia e química. Aos 23 anos, seu estudo sobre o sistema de 
Iluminação de Paris foi premiado pela Academia Francesa de Ciências. Em 1768 torna-se coletor de 
impostos e inspetor-geral das pólvoras e salitres. Entre 1785 e 1787, integra a comissão de agricultura 
governamental. Em 1789, apresenta os fundamentos da nova nomenclatura química na obra Tratado 
Elementar de Química, em coautoria com o químico Berthollet. Esse trabalho revisa e estabelece 
o conceito de elemento químico. No contexto da Revolução Francesa, torna-se deputado suplente 
dos Estados Gerais, cargo que ocupa até 1793. Em 1794, Lavoisier foi guilhotinado por razões polí-
ticas no chamado “Período do Terror” da revolução.
Joseph Louis Proust: Joseph Louis Proust (1754-1826) era um químico e farmacêutico francês. Foi che-
fe da farmácia do hospital Salpêtrière, em Paris, período em que estudou a urina, o ácido fosfórico e 
o alúmen. Lecionou química para militares da academia de artilharia de Segóvia, na Espanha, onde 
pesquisou a composição dos minerais. Em Madrid, desenvolveu um método para extrair açúcar da 
uva. Em 1806, retorna à França e enuncia a Lei das proporções definidas. Proust é convocado por 
Napoleão I para fundar uma fábrica de açúcar de uva usando o método descoberto por ele, mas 
recusa a oferta. Embora tenha sido eleito para dirigir a Academia de Ciências da França em 1816, 
abdicou do cargo. Proust também pesquisou os sais dos ácidos de origem biológica.
Joseph-Louis Gay-Lussac: Joseph-LouisGay-Lussac (1778-1850) nasceu em Saint-Léonard de Noblat, 
na França. Gay-Lussac foi pioneiro nos estudos sobre o comportamento das substâncias em estado 
gasoso, dedicando-se ainda ao eletromagnetismo. Gay-Lussac iniciou sua formação como engenhei-
ro, opção que viria a abandonar para se dedicar à Química, tendo sido incentivado por dois grandes 
cientistas da época: Claude-Louis Berthollet e Pierre-Simon Laplace. A obra central de Gay-Lussac 
foi a expansão térmica dos gases em 1802: ele demonstrou que, sob pressão constante, o volume 
de um gás ideal é diretamente proporcional à temperatura, lei conhecida como Lei de Charles e 
Gay-Lussac. Em colaboração com o cientista Alexander von Humboldt, determinou com precisão 
a composição volumétrica da água. Entre outros trabalhos, Gay-Loussac também se dedicou aos es-
tudos dos fenômenos atmosféricos e à análise de substâncias de origem vegetal e animal e a estudos 
sobre a solubilidade dos sais. Além de cientista, Gay-Lussac teve uma ativa vida política até sua morte 
em Paris, em 9 de maio de 1850.
	10.1. Introdução
	10.2. Leis Ponderais
	10.2.1 A Lei de Conservação da Massa de Lavoisier
	10.2.2 A Lei das Proporções Definidas de Proust
	10.2.3 A Lei Volumétrica de Gay-Lussac
	10.3. Equações químicas
	lavoisier: 
	lavoisier_bt: 
	lavoisier_x: 
	proust_bt: 
	proust_caixa: 
	proust_x: 
	lussac: 
	lussac_bt: 
	lussac_x: