As leis ponderais relacionam as massas dos participantes de uma reação. Você provavelmente já viu essa frase:

“Na natureza nada se cria nada se perde tudo se transforma”

1ª Lei: Lei de Lavoisier

Essa frase comprovada pelo cientista Lavoisier é o princípio da lei da conservação das massas ou lei de Lavoisier. Significa que em uma reação química a massa se conserva. Portanto, tudo o que se tinha antes da reação, teria depois também. Mas como ele chegou a essa conclusão? Através de vários experimentos, em que ele utilizava sistemas fechados, pois desta forma, não ocorreria troca de matéria com o meio externo (se fosse um gás, por exemplo, sairia para o meio). Também utilizava balanças de alta precisão, em que media a massa antes e depois da reação.

Então podemos dizer que a massa antes da reação é igual a massa depois que a reação aconteceu. Logo temos que:

MA= MD

ou que a massa dos reagentes é igual a massa dos produtos

MR = MP

2ª Lei: Lei de Proust

Ela diz que as substâncias se combinam em proporções constantes. Veja a seguinte reação:

1º experimento: Gás hidrogênio + Gás oxigênio → Água

2g                       16g            18g

Note que a massa dos reagentes é igual a massa dos produtos, assim como diz a lei de Lavoisier. Mas e a de proust onde ela entra? Veja bem, o que acontece se dobrarmos a quantidade de gás hidrogênio dessa mesma reação?

2º experimento: Gás hidrogênio + Gás oxigênio → Água

4g                        32g               36g

Veja que os reagentes e os produtos são formados obedecendo uma proporção. Se 2g reagem com 16g então, 4g reagem com 32g, ou seja, o dobro e assim, sucessivamente. A lei de Proust diz que os elementos se combinam numa proporção constante.

A lei de Lavoisier e Proust se completam.

Contudo, podemos ter duas situações diferentes:

– Quando os reagentes reagem completamente

– Quando os reagentes NÃO reagem completamente

Veja o exemplo, da mesma reação, para entendermos melhor:

3º experimento: Gás hidrogênio + Gás oxigênio → Água

2g                      18g             18g

Vimos na primeira reação, que 2g gás hidrogênio reagem com 16g gás oxigênio. Certo? Logo, se temos mais que 16g de gás oxigênio, temos um excesso desse gás que é equivalente a 2g. Visto que temos 18g de gás oxigênio. Quando isso acontecer é preciso ter CUIDADO! Vamos a lei de Lavoisier:

MR = MP

2g + 16g = 18g

O que é o excesso? É o reagente que não reagiu. Ok? E o que acontece com essas 2g de gás oxigênio (excesso) que não reagiu? O excesso fica no final da reação sem reagir. Portanto, a massa do reagente usada, é apenas aquela que reagiu e se não usarmos o excesso nos reagentes não usaremos nos produtos. Mas é possível fazer o cálculo usando o reagente em excesso? Sim gás nobre.  Nesse caso, temos o seguinte:

MA = MD

2g + 18g = 20g

Note que nesse caso, foi considerado o excesso dos dois lados. A massa que tinha antes (MA) e a massa que tinha depois (MD).

…Ou você considera excesso nos reagente e produtos ou não considera!

Agora vamos provar a Lei de Proust. Para isso você pode usar um experimento e dividir pelo outro, como os experimentos 1 e 2:

2º = 4 = 32 = 36

1º    2    16     18

O resultado dessas divisões deve ser sempre o mesmo, como diz o nome da lei “lei das proporções constantes”. Logo temos, a constante igual a 2. Lembrando gás nobre, que quando fizer essa relação o excesso NÃO pode ser considerado. Ok? Aqui temos somente o que de fato reagiu, pois é a proporção que as substâncias reagem.

Química em Ação

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