LEYES PONDERALES
Muchos químicos del siglo XVIII se interesaron en el estudio de las cantidades de las sustancias que participan en una reacción química. El uso de la balanza fue el primer paso para describir y cuantificar los procesos químicos. Gracias a la medición de las cantidades de reactivos y productos en los procesos de transformación química, fue posible enunciar diferentes leyes que describen y relacionan las proporciones en masa de las sustancias que se combinan. Estas leyes se conocen con el nombre de leyes ponderales o relativas a la masa.
Ley de Lavoisier o de la conservación de la materia
Antoine Lavoisier fue uno de los primeros químicos que utilizó la balanza para estudiar las reacciones químicas, teniendo en cuenta la masa de las sustancias que participan en una determinada reacción. Mediante varios experimentos, toma de mediciones y análisis de datos, Lovoisier puedo demostrar que si tenemos en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacción química, es decir, tanto los reactivos como los productos, nunca varía la masa. La materia no se crea ni se destruye, únicamente se transforma.
"En una reacción química, la masa se conserva, es decir, no hay pérdida ni aumento de masa, por que la masa de los reactivos es igual a la de los productos".
Para que una ecuación química cumpla esta ley, se requiere que haya exactamente el mismo número de átomos a cada lado de la ecuación.
H2 + O2 → H2O No esta balanceada, no cumple la ley.
2H2 + O2 → 2H2O Está balanceada, cumple la ley.
Ley de Proust o de la combinación constante
En 1801, Joseph Louis Proust, químico francés, analizó diferentes sustancias y demostró que cualquier compuesto siempre presenta la misma proporción de masas de los elementos que lo forman. Proust comprobó y estableció que en las reacciones químicas se cumple la ley de las proporciones definidas. Su enunciado es: "cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masa constante".
Esto ocurre siempre y de forma independiente a la clase de reacción y del modo de obtención de las sustancias.
En la tabla, se relacionan los resultados de un análisis que se realizó con tres muestras de amoníaco, las cuales se obtuvieron por diferente proceso.
Determinemos la relación de masa en que están combinados el nitrógeno y el hidrógeno en cada muestra:
El valor 4,666 nos indica la masa de N que está combinada con 1g de H. En cada muestra, la relación de masas es igual; lo cual nos permite concluir que la composición del amoníaco es siempre la misma, por lo tanto, el porcentaje o porporción en la que intervienen el N y el H es constante.
Cualquier compuesto químico puro tiene una composición constante en masa. La tabla muestra algunos ejemplos:
Ley de las proporciones múltiples de Daltón
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas.
Esta ley afirma que: "las masas de un elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar diferentes compuestos están en una proporción de números enteros".
Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos.
Ejemplo:
El oxígeno y el cloro se combinan para formar cuatro óxidos diferentes. La tabla muestra la composición en masa de cada compuesto.
Determinemos la relación de masa en que están combinados el oxígeno y el cloro en cada óxido.
Según lo anterior, para obtener los óxidos, la cantidad de cloro que reacciona es la misma, mientras que la masa de oxígeno varía. Pero esta variación en la masa del oxígeno siempre se realiza en forma de un múltiplo de sí misma. Es decir, para obtener el Cl2O7, se requieren 112 g de oxígeno, que es 7 veces la cantidad de oxígeno que se requiere para obtener el Cl2O. De acuerdo con lo anterior, vemos que: 1 g de cloro se combina con 0,225 g de oxígeno en el Cl2O. Con 0,676 g de oxígeno en el Cl2O3. Con 1,126 g de oxígeno en el Cl2O5 y con 1,577 g de oxígeno en el Cl2O7.
Dividimos los valores por el menor de ellos con el fin de obtener la relación de oxígeno que se combina con el cloro y encontramos:
0,225 ÷ 0,225 = 1 0,676 ÷ 0,225 = 3 1,126 ÷ 0,225 = 5 1,577 ÷ 0,225 = 7
Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.
Esta Ley de Dalton establece que las presiones totales de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla.
Pt = Pa + Pb + ... + Pn
Pt: Presión total. Pa + Pb + Pn: son las presiones parciales de los gases a, b, n
PREGUNTA: La materia no se crea ni se destruye, únicamente se transforma; es un postulado de: