Leyes ponderales de la quimica.

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Lavoisier revolucionó la química al otorgar a esta ciencia su definitorio carácter experimental en pos de las leyes universales.

Esta ley es una de las más fundamentales en todas las ciencias naturales pues afirma que: en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, solo se transforma y permanece invariable.

Para Lavoisier los cambios en las sustancias no producían la creación o destrucción de la materia. Experimentalmente utilizó y perfeccionó la balanza, demostrando que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos

“Durante un cambio químico no existe cambio en la masa de los reactivos al convertirse en productos”

Algunos de los experimentos más importantes de Lavoisier examinaron la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con el oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas. La explicación de Lavoisier de la combustión reemplazó a la teoría del flogisto (Principio imaginado por Stahl en el siglo XVIII, que formaba parte de todos los cuerpos y era causa de su combustión.) en la cuales eran las sustancias que desprendían los materiales al arder.

Ejemplos de la ley de conservación de la materia:

- La combustión: Si se queman 10 gramos de papel se obtiene 0.1 gramos de cenizas y 9.9 gramos de gases productos de la combustión que son liberados.

- La ebullición: Si se hierve un Kilogramo de agua en estado líquido durante el tiempo suficiente para que se consuma, se obtendrá un Kilogramo de vapor.

- Una reacción química: Si se tiene un Kilogramo de Hidrógeno y se combina con un Kilogramo de Oxígeno mediante una descarga eléctrica se obtendrá un

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kilogramo y medio de agua y medio kilogramo de Oxígeno, lo que se expresa en la siguiente reacción: H2 + O2 àH20 + O

Si a un automóvil se le carga con 20 Kilogramos de combustible, después de haber encendido el motor durante un tiempo y de que se haya consumido todo el combustible, el auto pesará 20 Kilogramos menos, pero en la atmósfera habrá 20 Kilogramos más de gases producto de la combustión.

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (Proust 1795)

La ley de las proporciones contantes es una de las leyes ponderales anunciadas en el año 1795 por el farmacéutico y químico francés Louis Proust, el cual tras ocho años de las investigaciones afirma que:

“Cuando varias sustancias se unen para formar un compuesto lo hacen siempre en una relación constante de masa, es decir, cuando se unen para formar una sustancia determinada, lo hacen siempre en porciones fijas y determinadas”

La ley de Proust es la garantía de proporcionalidad entre la masa de las sustancias reactivas y de los productos en una reacción química; por esto es denominada ley de las Proporciones Constantes.

La ley de Proust no se cumple exactamente. La causa es que la masa atómica promedio depende de la composición isotópica del elemento. Esta puede variar según su origen. Tampoco cumplen esta ley algunos sólidos iónicos, como el óxido de zinc o el sulfuro de cobre (II) o los semiconductores extrínsecos, debido a defectos en la red cristalina. Estas sustancias se llaman compuestos no estequiométricos o bertólidos en honor a Berthollet.

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Ejemplo:

Calcular la proporción de masas en la reacción 2 H2 + O2 → H2O.

Supongamos que reacciona 1 mol de cada sustancia:

1 mol H2 = 2 gramos → 2 H2 = 4 gramos

1 mol O2 = 32 gramos

Simplificando obtenemos que reacciona 1 unidad de masa de H2 por cada 8 unidades de masa de O2

Por lo tanto los reactantes H2 y O2 reaccionan siempre en proporción 1 a 8

LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS (Richter 1792)

La ley de las proporciones recíprocas es una de las llamadas leyes estequiométricas de las ciencias naturales y fue anunciada en 1792 por Jeremías Benjamín Richter, este afirma que:

“Las de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o con múltiplos o submúltiplos de estos”

Richter buscó aplicar las matemáticas a la reciente Química y trató de establecer relaciones numéricas entre las composiciones de las diferentes sustancias. En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si se mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, la mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió la cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad determinada de una base particular y viceversa.

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Mediante mediciones cuidadosas encontró que se requerían cantidades fijas y exactas.

A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamada Ley de los pesos equivalentes.

Es de importancia para la historia de la química y el desarrollo del concepto de mol y de fórmula química, más que para la química actual. Esta ley permite establecer el peso equivalente o peso-equivalente-gramo, que es la cantidad de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia.

Ejemplo:

Sean las proporciones respecto al oxígeno en las siguientes reacciones:

2 H2 + O2 → H2O: para 1 gramo de oxígeno se unen 0,125 de hidrógeno para formar agua

2 Cl2 + O2 → 2 Cl2O: para 1 gramo de oxígeno se unen 4,43 de cloro para formar Cl2O

Vemos que las proporciones del cloro e hidrógeno guardan la relación:

4,43 / 0,125 = 35,45