Leyes Ponderales





Son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción.

 

Son las cuatro siguientes:

 

1) Ley de la conservación de la masa, debida a LA VOISIER.

 

2) Ley de las proporciones constantes, debida a PROUST.

 

3) Ley de las proporciones múltiples, debida a DALTON .

 

4) Ley de los pesos equivalentes, debida a RICHTER.

 

Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa

 

Esta importante ley se enuncia del modo siguiente:

 

En una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción («la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma»).

 

Este resultado se debe al químico francés A . L. Lavoisier, quien lo formuló 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.

 

Ley de Proust o de las proporciones constantes

 

En 1808, tras ocho años de investigaciones, J. L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen siempre en la misma proporción ponderal.

 

Por ejemplo, para formar agua, H_{2}O , el hidrógeno y el oxígeno intervienen en las cantidades que, por cada mol, se indican a continuación:

leyes ponderales

 

Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico del H es 1 y el del O es 2: 1 mol de agua = 2 • 1 + 16 = 18 gramos, de los que 2 son de H y 16 de oxígeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8 g de oxígeno por cada uno de hidrógeno, la cual se conservará siempre que se deba formar H_{2}O (en consecuencia, si 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.

 

En efecto, dicho porcentaje puede averiguarse a través de proporciones aritméticas.

 

Ejemplo. Calcular la- composición centesimal del agua:

 

— porcentaje de hidrógeno:

 

leyes ponderales 2

 

— porcentaje de oxígeno:

 

100 \% - 11,11 \% = 88,89 \%

 

Es comprensible que si de la fórmula empírica puede obtenerse la composición centesimal, de ésta podrá hallarse la fórmula.

 

El proceso de cálculo es el siguiente, partiendo del 11,11 % de H y del 88,89 % de O:

 

a) dividir cada porcentaje por el peso atómico del elemento:

 

leyes ponderales 3

b) se dividen los resultados de la división por aquel que sea el menor de ellos; si los números que se obtienen son enteros, se está ante la relación atómica deseada:

leyes ponderales 4

es decir, H_{2}O_{1}, o también escrito simplificadamente, H_{2}O.

En caso de que la relación atómica hubiera sido, por ejemplo, 0,33 (para el primer elemento) por 1, entonces, como en las moléculas figuran siempre un número entero de átomos, deberíamos multiplicar por un factor adecuado (en la proporción 0,33/1, por el factor 3: 0,33 ? 3/1 ? 3 = 1/3) para conseguir la relación entre números enteros.

 

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 concluyó que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan entre sí,una relación, expresable generalmente por medio de números enteros sencillos.

 

Ejemplo. Si se toman 100 g de cada uno de cuatro compuestos de cloro y de oxígeno y en ellos se cumple:

 

— 1.er. compuesto:

 

81,39 g de Cl + 18,61 g de 0;

 

— 2° compuesto:

 

59,32 g Cl + 40,68 g de 0;

 

— 3.er. compuesto:

 

46,67 g Cl + 53,33 g de 0;

 

— 4° compuesto:

 

38,46 g Cl + 61,54 g de 0.

 

A continuación se procede a buscar la relación ponderal g de O /g de Cl, con lo que se obtendrán los gramos de oxígeno que, para cada compuesto, corresponden a 1 g de cloro:

 

— 1.er. compuesto:

 

18,61 / 81,39 = 0,2287; –

 

— 2.° compuesto:

 

40,68 / 59,32 = 0,6858;

 

— 3.er. compuesto:

 

53,33 / 46,67 = 1,1427;

 

— 4.° compuesto:

 

61,54 / 38,46 = 1,6001.

 

Si se divide por la menor de las cantidades se llegará a la relación numérica que enuncia la ley de Dalton:

 

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Ley de Richter o de los p esos equivalentes Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí.

 

Es decir, si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y también c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces, si A y C reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c.

 

Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (H = 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente o equivalente.

 

Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo (concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo).

 

Ejemplo. Si para formar agua, H_{2}O , el hidrógeno y el oxígeno se combinan en la relación 1 g de H / 8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxígeno es 8 gramos.

 

Algunos cálculos relativos a equivalentes gramo

 

Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoníaco (N H 3) suponiendo, para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógeno son, respectivamente, 14 y 1: Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3 átomos de H para formar NH_{3}, se tendrá que el

 

leyes ponderales 6

El equivalente del oxígeno en el óxido de calcio (CaO ), suponiendo que el peso atómico del Ca es 40 y el del oxígeno es 16 (recuérdese que el equivalente gramo del oxígeno es 8 g, pues así se calculó en el ejemplo del H_{2}O):

 

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Por último, hallaremos el número de equivalentes gramo de cobre que hay en una muestra de 286 g de Cu_{2}O .

 

En la tabla de pesos atómicos se encuentra el del cobre (63,5); el del oxígeno ya es sabido, 16. Por consiguiente, 1 mol de Cu_{2}O contiene 2 ? 63,5 = 127 g de Cu y 16 de O , o sea, pesa 127 + 16 = 143 g.

 

Puesto que en el enunciado se habla de 286 g de Cu20 (cantidad que es el doble de 143 g), en la muestra habrá:

 

leyes ponderales 8

 

A hora ya se puede calcular el número de equivalentes gramo de cada elemento:

 

— equivalente gramo O = 8 g
— equivalente gramo Cu = 63,5 g.

 

Se ha dividido por 1 porque la valencia del Cu en el compuesto es unitaria.

 

En los 286 g de Cu_{2}O habrá, pues:

 

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La igualdad en el número de equivalentes gramos nos sugiere que dos elementos se combinan entre sí equivalente a equivalente, de ahí la importancia del concepto de equivalente.



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