05 Leis das Combinações Químicas

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LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS 
 
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Lei das Combinações Químicas 
O estudo das leis das combinações químicas mostrou a existência de certas relações matemáticas 
entre as quantidades (massas e volumes) das substâncias participantes da reação. Estas relações 
começaram a ser observadas no fim do século XVIII e constituem as chamadas leis das combinações 
químicas. As relações entre as massas das substâncias participantes das reações constituem as cha-
madas leis ponderais e as relações entre os volumes constituem as chamadas leis volumétricas. 
Com os conhecimentos atuais as leis das combinações químicas são evidentes; as fórmulas das 
substâncias e as equações das reações evidenciam claramente os enunciados das leis. Contudo, na 
época em que foram enunciadas não havia sido estabelecida a teoria atômico-molecular de Dalton-
Avogadro, portanto, não haviam sido estabelecidos os conceitos químicos de átomo, molécula, 
massa atômica massa molecular, como também não eram conhecidas as fórmulas moleculares das 
substâncias e consequentemente as reações ainda não eram equacionadas como hoje em dia. 
Tudo isto surgiu depois de estabelecida a teoria atômico-molecular de Dalton-Avogadro, teoria esta-
belecida justamente para explicar as leis das combinações químicas. Podemos dizer que o estudo da 
química como ciência começou com as leis das combinações químicas. 
Lei de Lavoisier 
Nome: Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da Massa ou da conservação da matéria. 
Autor: Antoine Laurent de Lavoisier (1743 – 1794): Químico francês, cognominado o Pai da Química. 
Ainda jovem trocou o estudo de Advocacia pelo das ciências físicas, e aos 25 anos de idade era 
membro da Academia de Artes e Ciência de Paris. 
Inicialmente poucos cientistas apoiaram suas idéias, porém não para que se tornasse um eminente 
sábio. Por ser membro da ‘‘Ferme Genérale’’, que arrecadavam imposto sobre tabaco, sal e importa-
ções, durante a revolução francesa, foi acusado de traição e decapitado. 
Enunciado da Lei: “Numa reação química que ocorre em ambiente fechado, a massa total antes da 
reação é igual à massa total após a reação”. 
Ou, então: 
“A massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”. 
Ou, na sua forma mais conhecida: 
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. 
Demonstração: A maneira clássica de comprovar a Lei de Lavoisier é usar um tubo de vidro bifur-
cado, como mostra a figura abaixo; no ramo A, é colocado uma solução aquosa (incolor) de NaCl; no 
ramo B, é colocada uma solução aquosa (também incolor) de AgNO3. O tubo de vidro é fechado her-
meticamente e pesado com a máxima precisão. 
A seguir, viramos o tubo de vidro, como indica a figura abaixo; as soluções A e B se juntam, produ-
zindo a reação: 
NaCL+AgNO3 _______________________ AgCL+ NaNO3 
Que é constatada pelo aparecimento de um precipitado branco (AgCl). Pois bem, pensando nova-
mente o tubo de vidro, vamos constatar que a massa final è igual à massa inicial, apesar da reação 
quìmica ocorrida. 
Desdobramento e/ou consequência: Outra maneira simples de comprovar a Lei de Lavoisier é com 
auxílio de uma lâmpada de flash do tipo descartável usada em fotografias. Esta experiência você 
mesmo poderá fazer: pese a lâmpada antes e depois de usada, e verá que a massa é a mesma. 
O que acontece com uma lâmpada de flash? Inicialmente, ela contém fios de metal magnésio (Mg) e 
gás oxigênio (O2); ao ´´dispararmos“ a máquina fotográfica; a lâmpada ´´acende“ devido a reação de 
2Mg + O2 2MgO; podemos, então, ver a lâmpada esbranquiçada, devido ao MgO, que é um pó 
branco. O ´´peso“ da lâmpada, entretanto, não mudou. 
Como a teoria atômica explica este fato? 
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De um modo muito simples. Durante a reação, ocorre apenas uma reunião entre os átomos de mag-
nésio e oxigênio: 
+ 
Mg O MgO 
Considerando que os átomos existentes antes da reação, continuam existindo após a reação, a 
massa total não poderá mudar. É fácil perceber como a idéia de átomos ia obrigando o aparecimento 
de símbolos, fórmulas e equações químicas. 
Exercícios Resolvidos: 1º) A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio, produziu 27g de 
água, ao lado de gás carbônico. Qual a massa de gás carbônico obtido? 
Resolução: 
Álcool etílico + oxigênio______água + gás carbônico 23g + 48g 27g + m 
De acordo com a lei da conservação da massa, temos: 
23g + 48g = 27g + m # m = 44g 
Respostas: 44g de gás carbônico. 
2º) Com base na reação: 
metano + oxigênio gás carbônico + água 
(2x – 6)g (4x + 8)g (5x – 6)g 3x + 6 g 
2 
Determinar o valor de x: 
Resolução: 
De acordo com a lei da conservação da massa, temos: 
2x – 6 + 4x + 8 = 5x – 6 + 3x + 6 x = 10 
2 
Resposta: 10 
3º) Sabendo-se que 3,40g de nitrato de prata reagem com 1,17g de cloreto de sódio, dando 2,87g de 
cloreto de prata e 1,70g de nitrato de sódio. Numa segunda experiência, 1,50g de nitrato de prata foi 
adicionado a 0,351g de cloreto de sódio, dando 0,861g de cloreto de prata, 0,51g de nitrato de sódio 
e 0,48g de nitrato de prata em excesso. Demonstrar que os resultados estão de acordo com a Lei de 
Lavoisier sem usar fórmulas nem equações químicas. Usando apenas os dados do problema. 
Resolução: 1ª experiência: 3,40 + 1,17 = 2,87 + 1,70 = 4,57g. 2ª experiência: 1,50 + 0,351 = 0,861 + 
0,48 = 1,851g. 
Lei de Proust 
Nome: Lei de Proust, também chamada lei das proporções Constantes, ou das Proporções Fixas, ou 
das Proporções Invariáveis, ou das Proporções Definidas. 
Autor: Joseph Louis Proust, em 1799, através da análise de substâncias puras, determinou que sua 
composição em massa era constante independentemente de seu processo de obtenção. 
Enunciado da Lei: “Uma determinada substância pura, qualquer que seja sua origem, é sempre for-
mada pelos mesmos elementos químicos, combinados na mesma proporção em massa”. 
Demonstração: Fazendo a reação A + B C + D 
Usando as massas mA e mB, obtendo mC e mD e posteriormente usando as massas mA + mB, ob-
tendo mC em mD a Lei de Proust diz que: 
mA mB mC mD 
mA = mB = mC = mD 
Vamos imaginar várias amostras de água (água de chuva, água do rio, água de um lago, água produ-
zida artificialmente num laboratório, etc.) vamos purificar a água; e vamos demonstrar a água, com 
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auxílio de calor, eletricidade, etc, de modo a separar o hidrogênio do oxigênio. Pesando todas as 
substâncias, iremos chegar, por exemplo, à seguinte tabela: 
Massa inicial da água (gramas) Massa do hidrogênio obtida (gramas) Massa do oxigênio obtida (gra-
mas) 
1.ª experiência 90 10 80 
2.ª experiência 36 4 32 
3.ª experiência 2,7 0,3 2,4 
4.ª experiência 450 50 400 
Apesar das massas mudarem, a proporção é sempre 9 
1 
8 
Ou, em linguagem matemática: 
H = 10 = 4 = 0,3 = 50 
O 80 32 2,4 400 
Todas as frações são iguais, pois as simplificando dá sempre 1.8 
Desdobramento e/ou consequência: A água, qualquer que seja sua origem, é sempre formada por H 
e O, e estes, por sua vez, sempre combinados na proporção de 1:8 em massa. 
É interessante notar que na própria fórmula da água, que usamos hoje em dia (H2O) está implícita 
água, que usamos a proporção 1:8. De fato, considerando as massas atômicas H = 1 e O = 16, te-
mos: H2O correspondente a 2g H para 16g O, que simplificada nos dá 1:8. Não podemos nos esque-
cer, porém, que em ordem cronológica, primeiro foi descoberta a proporção 1:8 em laboratório e de-
pois surgiu a fórmula H2O, exatamente em decorrência daquela proporção. 
Como a Teoria Atômica explica a Lei de Proust? 
De um modo muito simples: admitindo que os átomos se unem em proporção, bem definidos para for-
mar as substâncias químicas. Hoje sabemos que na água, os átomos estão sempre reunidos na pro-
porção de dois átomos de hidrogênio para cada um átomo de oxigênio. 
+ 
mH mO 
Duplicando-se a quantidade de água, teremos: 
+ 
2mH 2mO 
Agora a proporção entre as massas de hidrogênioe oxigênio é 2mH/2mO, mas após a simplificação, 
recairemos na proporção anterior, mH/mO. 
1ª consequência: Composição centesimal de uma substância 
Composição centesimal de uma substância são as porcentagens em massa dos elementos formado-
res dessa substância. O cálculo da composição centesimal é um simples cálculo aritmético de por-
centagens, baseado na lei de Proust. No exemplo da água: 
Para o 9g água 8g oxigênio 
Hidrogênio 100g água x g oxigênio x = 11,11% H 
Para o 9g água 8g oxigênio 
Oxigênio 100g água y g oxigênio y = 88,88% O 
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Em decorrência de Lei de Proust, dizemos, então, que a água tem composição centesimal fixa ou 
constante, a saber: 11,11% de hidrogênio e 88,88% de oxigênio (porcentagem em massa). 
2ª consequência: Cálculo estequiométrico 
Cálculo estequiométrico é o cálculo pelo qual prevemos as quantidades das substâncias que partici-
parão de uma reação química. Com o exemplo da reação do ácido clorídrico com o hidróxido de só-
dio, poderemos calcular a massa de cloreto de sódio que se formará numa terceira experiência, diga-
mos, por exemplo, a partir de 14,6g de ácido clorídrico. Com o auxílio de uma regra de três, temos: 
Na 1ª exp.: 2,92g de HCl 4,68g de NaCl x = 23, 4g de NaCl 
Na nova exp.: 14,6g de HCl x g de NaCl 
Note que essa regra de três só é possível porque a proporção entre as massas de HCl e NaCl perma-
nece constante, conforme nos diz a Lei de Proust. 
Exercícios Resolvidos: 1º) 6g de carbono reagem totalmente com 2g de hidrogênio, produzindo me-
tano. Determinar a composição centesimal do metano. 
6g = 8g x = 75g 
x 100g 
2g = 8g y = 25g 
y 100g 
Então, em 100g de metano existem 75g de carbono e 25g de hidrogênio. 
Resposta: 75% de carbono e 25% de hidrogênio. 
2º) Fez-se uma experiência adicionando 100g de cloro a 100g de sódio; foram obtidos 164,8 gramas 
de cloreto de sódio permanecendo 35,2 gramas de sódio em excesso. Por outro lado consultando-se 
uma tabela de composições centesimais em peso encontra-se para o cloreto de sódio 39,32% de Na 
e 60,68% de Cl. Demonstrar que o resultado experimental e o da tabela estão de acordo com a lei de 
Proust. 
Resolução: Pela experiência conclui-se que 64,8 gramas de sódio se combinaram com 100 gramas 
de cloro dando 164,8 gramas de cloreto de sódio; a relação entre as massas das substâncias foi de 
64,8:100:164,8. Pelo resultado da tabela conclui-se que 39,32 gramas de sódio se combinaram com 
60,68 gramas de cloro dando 100 gramas de cloreto de sódio; a relação entre as massas das subs-
tâncias é portanto 39,32:60,68:100. Matematicamente as duas relações são iguais, de acordo, por-
tanto com a lei de Proust: 
64,8 = 100 = 164,8 
39,32 60,68 100 
3º) Em uma experiência adicionou-se 6g de cálcio a 25g de bromo, são obtidos 20g de brometo de 
cálcio com um excesso de 1g de bromo. Numa segunda experiência são adicionados 20g de cálcio a 
64g de bromo, foram obtidos 80g de brometo de cálcio com 4g de cálcio em excesso. Demonstrar se 
os resultados estão de acordo com a lei de Proust. 
Resolução: 
Massa do cálcio que reagiu na 1ª Exp. = 6g 
Massa do bromo que reagiu na 2ª Exp. = 25 – 1 = 24g 
m do cálcio 6 1 
m do bromo = 24 = 4 
massa do cálcio que reagiu na 2ª Exp. = 20 – 4 = 16g 
massa do bromo que reagiu na 2ª Exp. = 64g 
m do cálcio 16 1 
m do bromo = 64 = 4 
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A razão 1 comprova a Lei de Proust. 
4 
Temos que descontar as massas em excesso, pois elas estão em excesso é porque não reagiram. 
Lei de Dalton 
Nome: Lei de Dalton também chamada Lei das Proporções Múltiplas 
Autor: Jonh Dalton (1766 – 1844). Depois de Berzelius ter esclarecido que duas ou mais substâncias 
podem combinar-se em proporções diferentes, com a condição de darem compostos diferentes, Dal-
ton estudando estas proporções notou que se fosse fixada a massa de uma das substâncias as mas-
sas das outras guardavam entre si uma relação expressa por números inteiros e pequenos (1, 2, 3, 
…). 
Relação expressa por números inteiros e pequenos chama-se relação simples. Em 1803 Dalton 
enunciou uma lei chamada lei das proporções múltiplas. Em 1808, propôs uma teoria denominada 
Teoria Atômica, que possibilitou o entendimento desses resultados experimentais em nível “microscó-
pico”. 
Enunciado da Lei: “Quando dois elementos químicos formam vários compostos, fixando-se a massa 
de um dos elementos, a massa do outro elemento varia numa proporção de números inteiros e, em 
geral, pequenos”. 
Demonstração: Sejam m1, m2, m3,… as massas de B que se combinam com massa fixa m de A, 
dando os compostos X, Y, Z,… Representando por a, b, c, … números inteiros e pequenos: 
A + B X 
m m1 m1 = m2 = m3 
a b c 
A + B Y 
m m2 
a : b : c 
A + B Z relação simples 
m m3 
Por exemplo: 
ou 
ou Podem formar 
+ dois 
compostos 
+ 1° composto 
(Anidrido 
Sulfuroso) 
+ 2° composto 
(Anidrido 
Sulfúrico) 
Notem que, com a massa fixa (10g) de enxofre, ora reagem 10g de oxigênio, ora 15g de oxigênio. 
Pois bem, a proporção 10/15, simplificada, dá 2/3 que é uma proporção de números inteiros e peque-
nos, como diz a lei de Dalton. 
enxofre oxigênio 
Anidrido 
Sulfuroso 
Anidrido 
Sulfúrico 
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Com um átomo (massa fixa) de enxofre, ora reagem dois átomos, ora reagem três átomos de oxigê-
nio, consequentemente, as quantidades (massas) de oxigênio irão formar a proporção 2/3. Generali-
zando, podemos afirmar que isto irá acontecer em qualquer outro exemplo. 
De fato, a Teoria Atômica ao confirmar que “o átomo é indivisível” está dizendo, em outras palavras 
que, em qualquer composto, o número de qualquer elemento deve ser número inteiro; portanto, se os 
números de átomos de oxigênio não fossem 2 e 3, poderiam ser, por exemplo, 2 e 5, ou 3 e 4, etc, 
mas sempre teríamos uma proporção de números inteiros. 
Desdobramento e/ou consequência: Observe, também, que as fórmulas usadas, hoje em dia, obede-
cem a esta idéia: 
Anidrido Sulfuroso S [1] O [2] 
Anidrido Sulfúrico S [1] O [3] 
Quantidade fixa de enxofre (S [1]) 
Quantidade de oxigênio na proporção 2/3 (O [3]) 
Exercícios Resolvidos: 1º) Num dos óxidos de carbono existe 0,30g de carbono para 0,40g de oxigê-
nio. No outro óxido existe 0,24g de carbono para 0,64g de oxigênio dizer se esses resultados estão 
de acordo com a Lei de Dalton. 
Resposta: Sim, pois, fixando-se o carbono, massas de oxigênio ficarão na proporção 1:2. 
2º) Se haver dois óxidos de enxofre contendo respectivamente 50% e 40% em massa de enxofre. 
Pergunta-se, se os dados estarão de acordo com a Lei de Dalton. 
Resposta: Sim, pois, fixando-se o enxofre, as massas de oxigênio ficarão na proporção 2:3. 
3º) Descobrir os números de prótons, de nêutrons e de elétrons do átomo de carbono que apresenta 
Z = 6 e A = 13. 
Resolução: 
Como Z = P e A = P + h, podemos escrever que N = A – Z: 
A = P A = P + n} n = A – Z 
A = P + n A = Z + n} 
Observando os cálculos acima, você pode notar que o número de nêutrons é dado pela diferença en-
tre o número de massa e o número atômico. 
Como o átomo é eletricamente neutro, o número de prótons é sempre igual o número de elétrons. 
Assim: P = número de prótons} = P = E 
E = número de elétrons} 
Desse modo, temos: 
Z = 6 Z = P P= 6 n = A – Z # n = 13 – 6 # 7 
A = 13 e = 6 
Resposta: o átomo de carbono tem seis prótons, sete nêutrons e seis elétrons. 
LEI DE RICHTER – WENZEL – BERZELIUS 
Nome: Lei de Richter – Wenzel – Berzelius. É também chamada Lei das Proporções Recíprocas ou 
Lei dos Números Proporcionais ou Lei dos Equivalentes. 
Autor: Richter – Wenzel – Berzelius 
Enunciado da Lei: “A proporção das massas, segundo a qual dois elementos B e C reagem entre si, 
ou é igual, ou corresponde a uma proporção de múltiplos e submúltiplos das massas com os quais 
cada um desses elementos reage separadamente com uma massa fixa de um outro elemento A”. 
Demonstração: Esquematizando, a leinos diz se acontecer: 
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A B C 
1ª reação mA mB – 1º composto 
2ª reação mA – mC 2º composto 
3ª reação – m’B m’C 3º composto 
Iremos ter 
m’B = mB 
m’C mC 
Ou 
m’B = mB x p 
m’C mC x q 
Onde (p) e (q) são números inteiros em geral, pequenos. 
Observe o seguinte – basta p e q serem números inteiros para indicarem que: 
m’B e m’C formam uma proporção de múltiplos de mB e mC; por exemplo: 
m’B = mB x 2 
m’C mC x 3 aqui: p = 2 e 
q = 3 
m’B e m’C formam uma proporção de submúltiplos de mB e mC; por exemplo: 
m’B = mB x 1/5 = mB x 4 
m’C mC x 1/4 mC x 5 aqui: p = 4 e 
q = 5 
finalmente se tivermos p = 1 e q = 1 
m’B = mB x 1 
m’C mC x 1 
Iremos concluir que a fórmula 
m’B = mB x p 
m’C mC x q 
Acabará coincidindo com a fórmula 
m’B = mB 
m’C mC 
Por isto, usaremos, de agora em diante, somente a primeira. 
Exemplo – no laboratório constatamos que: 
ferro enxofre oxigênio Composto formado 
1ª reação 7g 4g – Sulfeto ferroso 
2ª reação 7g – 2g Óxido ferroso 
3ª reação – 12g 12g Anidrido Sulfuroso 
Dividindo as massas do enxofre pelo oxigênio, vemos que: 
12 # 4 
12 2 
Mas: 12 = 4 . p onde p = 1 
12 2 . q q = 2 
Desdobramento e/ou consequência: Equivalente – grama de um elemento químico é a massa desse 
elemento que se combina com 8 gramas de oxigênio. 
Qual a importância de conhecermos os equivalentes dos elementos químicos? 
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Considerando as 8 gramas de oxigênio, como sendo a massa fixa mA que aparece no esquema da 
Lei de Richter, os equivalentes – gramas serão representados pelas massas, mB e mC. Então iremos 
concluir que, numa reação futura, os equivalentes – gramas reagirão entre si ou, na pior das hipóte-
ses, reagirão na proporção de seus múltiplos ou submúltiplos simples. 
Exercícios Resolvidos: 
1º) Descobrir os números de prótons, nêutrons e elétrons do átomo representado por 32S 
16 
Resolução: 
32S indica um átomo de enxofre que apresenta: 
16 Z = 16 e A = 32 
Assim, temos Z = P P = 16 E = 16 
A = P + n 32 = 16 + n N = 16 
Resposta: O átomo tem 16 prótons, 16 elétrons, 16 nêutrons. 
2º) Se analisarmos os compostos aminoácido, óxido nítrico e água, encontraremos os seguintes re-
sultados: 
nitrogênio 
hidrogênio oxigênio 
Amoníaco 4,2g 0,9g – 
Óxido nítrico 4,2g – 4,8g 
Água – 0,1g 0,8g 
Pergunta-se se esses resultados estão de acordo com a Lei de Richter. 
Resposta: Sim, pois, estando fixo o nitrogênio, a relação H/O nos dá 
p = 2 . 
q 3 
3º) Um dos sulfetos de ferro apresenta 63,63% de ferro, e um de seus óxidos, 77,77% de ferro, em 
massa. Por outro lado, verifica-se a existência de um óxido de enxofre contendo 50,00%, em massa 
de enxofre. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei das Proporções Recíprocas. 
Resolução: Fixando a massa de ferro e relacionando S/O, temos p = 1 
q 2 
Lei de Gay Lussac 
Nome: Lei volumétrica de Gay Lussac ou Lei das Combinações dos Volumes Gasosos. 
Autor: Gay Lussac. No início do século XIX, o cientista francês Gay Lussac estudou as relações entre 
os volumes das substâncias reagentes no estado gasoso, medindo esses volumes nas mesmas con-
dições de temperatura e pressão, e enunciou as Leis Volumétricas que podem ser reunidas num só 
enunciado. 
Enunciado da lei: “Quando medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes 
dos reagentes e dos produtos gasosos, formam uma proporção constante de números inteiros e pe-
quenos”. 
Demonstração: Vejam as explicações das Leis Volumétricas, através dos seguintes esquemas: 
Síntese do cloreto de hidrogênio. 
Hidrogênio + Cloro Ácido Clorídrico (P, T, constante) 
101 + 101 201 
Proporção 1:1:2, que é uma proporção de números inteiros e pequenos. 
Síntese do vapor de água. 
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Hidrogênio + Oxigênio Vapor de Água (P, T, constante) 
201 + 101 201 
Proporção 2:1:2, que é uma proporção de números inteiros e pequenos. 
Podemos ver que no primeiro esquema há conservação de volume e no segundo não há conserva-
ção de volume durante a reação. Tudo isto é muito comum nas reações entre gases. Sendo assim, 
costuma-se definir “contração de volume” pela fórmula: 
C = S – V 
S 
Em que: 
C = contração de volume 
S = soma dos volumes dos reagentes 
V = volume do produto formado 
(todos à mesma P e T) 
Assim temos, por exemplo: 
Nitrogênio + Hidrogênio = amoníaco (P, T, constante) 
100ml + 300ml = 200ml 
Proporção 1:3:2 
C = (100 + 300)- 200 C = 1/2 
(100 + 300) 
O que significa que o volume gasoso total contrai-se à metade durante a reação. 
Exercícios Resolvidos: 1º) Certa massa de um gás exerce pressão de 2,5 atm quando submetida de 
27°C. Determinar a pressão exercida quando sua temperatura passa a 127°C, sem variar o volume. 
Resolução: 
Estado 1 {P1 = 2,5 atm 
{T1 = 27°C + 273 = 300K 
Estado 2 {P2 = ? 
{T2 = 127°C + 273 = 400K 
P1 = P2 = 2,5 = P2 = P2 = 2,5.400 = 3,3 atm 
T1 T2 300 400 300 
Resposta: 3,3 atm 
2º) Verificar se obedecem às Leis Volumétricas de Guy – Lussac os seguintes volumes que partici-
pam de uma reação química e que foram medidos em condições idênticas de pressão e de tempera-
tura: 
1,36l de N2 + 4,08l de H2 2,72l de NH3 
Resolução: Dada a proporção 1,36 : 4,08 : 2,72, vamos dividir todos os valores pelo menor deles 
(1,36) e teremos 1 : 3 :2. Como essa proporção é de números inteiros e pequenos, estão comprova-
das as Leis Volumétricas de Guy-Lussac. 
CONCLUSÃO 
Concluímos como as Leis das Combinações Químicas foram importantes para que a química adqui-
risse o caráter de ‘Ciência’, e que a partir delas, as reações puderam ser interpretadas, entendidas e 
até mesmo previstas. 
Leis Ponderais 
Na Química, as Leis Ponderais incluem a “Lei de Proust” e a “Lei de Lavoisier”. Ambas contribuíram 
para o avanço da Química como ciência de forma que introduziram o método científico. 
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS 
 
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As Leis Ponderais foram postuladas no século XVIII, sendo essenciais para os estudos da estequio-
metria e de outras teorias que foram postuladas posteriormente. Elas estão relacionadas com as 
massas dos elementos químicos dentro das reações químicas. 
Lei de Lavoisier 
A Lei de Lavoisier é chamada de “Lei de Conservação das Massas” e foi introduzida pelo químico 
francês Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). Seu enunciado é: 
“A soma das massas das substâncias reagentes em um recipiente fechado é igual à soma das mas-
sas dos produtos da reação”. 
Note que a famosa frase “Na natureza nada se cria, nada se forma, tudo se transforma” está inspi-
rada na Lei da Conservação das Massas de Lavoisier, posto que o químico descobriu que nas rea-
ções químicas, os elementos não desaparecem, ou seja, são eles rearranjados e transformados em 
outros. 
A experiência realizada por Lavoisier ocorreu na transformação do Mercúrio (Hg) em contato com o 
Oxigênio (O2) formando o Óxido de Mercúrio II (HgO). 
Assim, Lavoisier fez vários experimentos analisando as massas dos reagentes e dos produtos nas 
reações químicas, o que o levou a constatar que as massas dos elementos envolvidos, após reagi-
rem são, constantes, ou seja, a reação possui a mesma massa inicial. Observe que a Lei de Lavoisier 
é aplicada para as reações químicas que ocorrem em recipientes fechados. 
Lei de Proust 
A Lei de Proust é chamada de “Lei das Proporções Constantes” e foi postulada pelo químico francês 
Joseph Louis Proust (1754-1826). Seu enunciado é: 
“Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na 
mesma proporção em massa”. 
Da mesma maneira, Proust realizou uma série de experimentos e constatou que as massas dos ele-
mentos envolvidos nas reações químicas são proporcionais. Isso explica a massa dos elementos quí-
micos e sua proporcionalidade. 
Ou seja, determinadas substâncias sempre reagem com outras a partir de uma proporção definida 
das massas envolvidas. 
Observe que asmassas dos elementos envolvidos podem se alterar, no entanto, a proporção entre 
elas será sempre a mesma. Assim, se a massa de um elemento da reação química é duplicada, os 
outros também são. Isso explica o processo de balanceamento das reações químicas e os cálculos 
estequiométricos. 
Leis ponderais são generalizações sobre as massas de todos os participantes (reagentes e produtos) 
de uma reação química. Genericamente, uma reação química pode ser representada da seguinte 
forma: 
A + B C + D 
- Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa) 
De acordo com Lavoisier, quando uma reação química é realizada em ambiente fechado, a soma das 
massas dos reagentes é sempre igual à soma das massas dos produtos. 
Soma das massas dos reagentes = Soma das massas dos produtos 
Assim, segundo Lavoisier, se uma reação genérica (reagentes A e B, produtos C e D) for realizada 
em um recipiente fechado, utilizando-se 5 gramas de A e 10 gramas de B, podemos afirmar que a 
massa do produto C é de 15 gramas. 
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS 
 
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A + B - C 
 5g 10g x 
Como a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos: 
5 + 10 = x 
15 gramas = x 
ou 
x = 15 g 
- Lei de Proust (Lei das proporções definidas) 
De acordo com Proust, os participantes de uma reação química sempre estabelecem uma proporção 
em massa constante. Quando realizamos a decomposição da água por eletrólise, por exemplo, obte-
mos gás hidrogênio e gás oxigênio: 
2H2O - 2H2 + O2 
Sempre que isso é feito, verifica-se que a proporção entre as massas dos gases hidrogênio e oxigê-
nio obtidas é sempre de 1 para 8, não importando a massa de água que foi utilizada na eletrólise. As-
sim: 
Eletrólise de 4,5 gramas de água 
2H2O - 2H2 + O2 
 4,5g 0,5g 4g 
Se dividirmos as massas de H2 e O2 formadas, teremos a proporção 1 para 8: 
0,5 = 1 
 4 8 
Eletrólise de 9 gramas de água 
2H2O - 2H2 + O2 
 9g 1g 8g 
Se dividirmos as massas de H2 e O2 formadas, teremos a proporção 1 para 8: 
1 
8 
Outro fato interessante observado por Proust é que, se dividirmos as massas de H2O, H2 e O2 dos 
dois exemplos acima, teremos a mesma proporção: 
2H2O - 2H2 + O2 
 4,5g 0,5g 4g 
 9g 1g 8g 
Ou seja: 
1 = 1 = 1 
2 2 2 
Por isso, de acordo com a lei de Proust, para uma reação genérica, utilizando-se diferentes massas 
das substâncias envolvidas nela, em momentos distintos, podemos utilizar a seguinte expressão com 
relação às massas dos participantes: 
A + B - C 
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS 
 
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1ª experiência mA = mB = mC 
2ª experiência mA’ = mB’ = mC’ 
- Lei de Dalton (Lei das proporções múltiplas) 
De acordo com John Dalton, quando uma massa fixa de uma substância A combina-se com massas 
diferentes de uma substância B, originando substâncias diferentes, as massas de B apresentam entre 
si uma relação expressa por números inteiros e pequenos. 
Quando reagimos carbono com oxigênio, por exemplo, podemos formar dióxido de carbono ou monó-
xido de carbono, como nos dois casos a seguir: 
Carbono + oxigênio - dióxido de carbono 
 12g 16g 28g 
Carbono + oxigênio - dióxido de carbono 
 12g 32g 44g 
Temos nas duas reações a mesma massa do reagente A. Assim, se dividirmos as massas de oxigê-
nio, que é a substância B que aparece em ambas as reações, observaremos uma relação entre nú-
meros inteiros e pequenos: 
16 = 1 
32 2 
- Aplicação das leis ponderais: 
1º) Sabe-se que o gás Hidrogênio reage com o gás Oxigênio na proporção 1:8, em massa, para for-
mar água. Sabendo desse fato, determine os valores das massas X, Y e Z na tabela a seguir, respec-
tivamente: 
 
36 g, 44 g e 51,8 g 
33,6 g, 2,4 g e 52 g 
32 g, 44 g e 51 g 
36 g, 48 g e 52 g 
37 g, 44,8 g e 51,8 g 
Para resolver a questão, basta fazer o seguinte: 
1o Passo: A massa X pode ser encontrada pela Lei de Lavoisier, já que é a única massa conhecida 
na segunda experiência, assim: 
Soma das massas dos reagentes = Soma das massas dos produtos 
5 + 32 = X 
37 = X 
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS 
 
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X = 37 gramas 
2o Passo: Para encontrar o valor da massa Z, podemos utilizar a lei de Proust, pois, em uma reação 
que é realizada mais de uma vez, as massas seguem uma proporção de acordo com o esquema 
abaixo: 
mA = mB = mC 
mA’ mB’ mC’ 
Assim, para encontrar a massa Z, podemos utilizar os participantes A (Hidrogênio) e B (Oxigênio): 
mA = mB 
 mA’ mB’ 
5 = 32 
7 Z 
5.Z = 7.32 
Z = 224 
 5 
Z = 44,8 gramas 
3o Passo: A massa y pode ser encontrada pela Lei de Lavoisier, assim: 
Soma das massas dos reagentes = Soma das massas dos produtos 
7 + 44,8 = Y 
51,8 = Y 
Y = 51,8 gramas 
Lei volumétrica de Gay-Lussac 
A lei volumétrica de Gay-Lussac diz que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volu-
mes dos gases de uma reação formam uma proporção constante 
Joseph Lous Gay-Lussac (1778-1850) foi um cientista que fez estudos importantes sobre os gases. 
Ele realizou a produção da água a partir da reação entre os gases hidrogênio e oxigênio e verificou 
que eles sempre reagiam na proporção de dois volumes de hidrogênio para um volume de oxigênio, 
produzindo dois volumes de água: 
Hidrogênio + Oxigênio - Água 
1º Experimento: 2 L 1 L 2 L 
2º Experimento: 4 L 2 L 4 L 
3º Experimento: 8 L 4 L 8 L 
4º Experimento: 16 L 8 L 160 L 
Observe que em todos os experimentos a proporção é sempre a mesma: 2 : 1 : 2. 
Depois de vários experimentos e análises, percebendo que o mesmo ocorria com outros tipos de rea-
ções entre gases, ou seja, as reações sempre seguiam uma proporção de volumes constantes, esse 
cientista chegou à seguinte lei das reações em volumes gasosos, conhecida como Lei Volumétrica de 
Gay-Lussac ou Lei da Combinação de Volumes: 
Mas essa lei foi de encontro com a teoria atômica de Dalton, que dizia que tudo era formado por partí-
culas esféricas maciças e indivisíveis, os átomos. Segundo essa teoria, o volume dos produtos na re-
ação deveria ser igual à soma dos volumes dos reagentes. Assim, deveria ocorrer o seguinte: 
Hidrogênio + Oxigênio - Água 
 2 volumes + 1 volume - 3 volumes 
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS 
 
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Mas Gay-Lussac mostrou que não era assim que ocorria na prática, o resultado era igual a dois volu-
mes de vapor de água. 
A resposta para essa aparente contradição veio por meio da hipótese ou lei de Avogadro. 
Amedeo Avogadro (1776-1856) mostrou que, na realidade, os gases não eram átomos isolados, mas 
sim moléculas (com exceção dos gases nobres). Sua lei dizia o seguinte: 
 
Avogadro mostrou que 1 mol de qualquer gás possui 6,02 . 1023 moléculas. Esse valor é conhecido 
como número ou constante de Avogadro. Ficou comprovado que, nas Condições Normais de Tempe-
ratura e Pressão (CNTP), em que a pressão é igual a 1 atm e a temperatura é de 273 K (0ºC), o vo-
lume ocupado por 1 mol de qualquer gás sempre será 22,4 L. Esse valor corresponde ao volume mo-
lar dos gases. Essas relações são muito importantes para a resolução de exercícios de estequiome-
tria. 
Isso pode parecer estranho, pois pode surgir a seguinte dúvida: Como gases com moléculas e áto-
mos de tamanhos diferentes poderiam ocupar o mesmo volume? 
Bem, isso ocorre porque as moléculas dos gases ficam muito distantes umas das outras, tanto que o 
tamanho das moléculas é desprezível. 
Desse modo, a lei volumétrica de Avogadro explicou a lei volumétrica de Gay-Lussac. Observe a se-
guir que duas moléculas de hidrogênio (dois volumes) reagem com uma molécula de oxigênio (um 
volume) para a formação de duas moléculas de água(dois volumes). A água e o hidrogênio possuem 
o mesmo volume porque possuem a mesma quantidade de moléculas, conforme dito pela lei de Avo-
gadro. 
 
Ao mesmo tempo, a lei de Avogadro fez com que a teoria atômica permanecesse, pois veja que tanto 
nos reagentes quanto nos produtos há um total de 6 átomos (4 de hidrogênio e 2 de oxigênio). 
Essas leis volumétricas foram muito importantes para o desenvolvimento do conceito de moléculas. 
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