LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA

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;

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