EEMPI 8040 Gral San Martín
EDI “Explorando el Universo Físico”
QUÍMICA II
LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA
1. Ley de la conservación de la masa de Lavoisier
Está importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reacción química, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma).
Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.
Las leyes ponderales son:
Ley de la conservación de la masa, debida a LAVOISIER
Ley de las proporciones constantes, debida a PROUST
Ley de las proporciones múltiples, debida a DALTON
Ley de los pesos equivalentes, debida a RICHTER
2. Ley de Proust o de las proporciones constantes
En 1808, tras ocho años de las investigaciones, Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.
Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación:
1 MOL AGUA PESA 2. 1,008 g DE H + 15,999 g DE O = 18,015 g
Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es 2: 1 mol de agua = 2 . + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de
Oxigeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8 g de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8 de O, sobrarían 2 g de H).
Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.
3. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyo que:
los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guadaran entren sí una relación, expresable generalmente por medio de números enteros sencillos.
Ejemplo se toma 100 g de cada uno de cuatro compuestos de cloro y de oxigeno y en ellos se cumple:
1ER. COMPUESTO 100 g Cl2O : 81,39 g Cl + 18,61 g O;
2DO. COMPUESTO 100 g Cl2O3 : 59,32 g Cl + 40,68 g O;
3ER. COMPUESTO 100 g Cl2O5 : 46,67 g Cl + 53,33 g O;
4TO. COMPUESTO 100 g Cl2O7 : 38,46 g Cl + 61,54 g O;
A continuación se procede a buscar la relación ponderal g de O/g de Cl, con los que se obtendrán los gramos de oxigeno que, para cada compuesto, corresponde a 1 g de Cl;
1ER. COMPUESTO: 18,61 / 81.39 = 0,2287;
2DO. COMPUESTO: 40,68 / 59,32 = 0,6858;
3ER. COMPUESTO: 53,33 / 46,67 = 1,1427;
4TO. COMPUESTO: 61,54 / 38,46 = 1,6001
Si divide por la menor de las cantidades se llegara a la relación numérica que enuncia la ley de Dalton:
0,2287 / 0,2287 = 1
0,6858 / 0,2287 = 3
1,1427 / 0,2287 = 5
1,6001 / 0,2287 = 7
4. Ley de Richter o de las proporciones recíprocas o equivalentes:
La ley de proporciones recíprocas o equivalentes, fue enunciada por Richter en 1792 y completada algunos años más tarde por Wenzel. Esta ley indica que:
“…si dos elementos diferentes, cada uno con un cierto peso, son capaces de combinarse con un peso dado de un tercer elemento, los pesos de aquéllos elementos son capaces de combinarse entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de dichos pesos.”
Puesto de una manera más práctica podríamos decir que si 100 gramos de A pueden combinarse con 200 gramos de C, y 50 gramos de B, también pueden combinarse con 200 gramos de C, entonces 100 gramos de A pueden reaccionar con los 50 gramos de B, o hacerlo en proporciones múltiplos o sub-múltiplos de éstas, como 50 gr de A con 25 gr de B, o 200 gr de A con 100 gr de B.
Para poner algún ejemplo en concreto, podemos observar las siguientes reacciones:
N2 + 3 H2 2 NH3
Aquí 28 g de nitrógeno reaccionan con 6 g de hidrógeno, o dicho de otro modo, cada gramo de H se combina con 4,66 g de N.
H2 + ½ O2 H2O
Aquí un gramo de H se combina con 8 g de O.
Según la ley de Richter 4,66 g de N serían capaces de combinarse con 8 g de O dado que ambos pueden combinarse con 1 g de H.
Si observamos la reacción:
N2 + O2 2 NO
Allí 28 g de N se combinan con 32 g de O, o bien 7 g de N se combinan con 8 g de N. Si multiplicamos por 4 los 7 g de N y los 8 g de O veremos que la ley se cumple perfectamente.
El enunciado de Richter fue:
“Si pesos de distintos elementos se combinan con un mismo peso de un elemento determinado, cuando esos elementos se combinen entre sí, sus pesos relativos serán múltiplos o submúltiplos de aquellos pesos” |
