Química general

leyes ponderables

Las Leyes Ponderales o Gravimétricas son un grupo de Leyes que estudian las reacciones químicas en función de las cantidades de materia de los diferentes elementos que intervienen. Son las siguientes:

• Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier - 1785):
  
  
  Esta ley afirma que en una reacción química la masa permanece constante. Esto implica que la masa que se consume de los reactivos es la misma que se obtiene de los productos de la reacción.
  
  Otra manera de enunciarla sería: en una reacción química, la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma permaneciendo constante.
  
  Solo existe una única excepción a esta ley: las reacciones nucleares en las que parte de la materia se transforma en energía.
  
  
  De esta ley se deduce que el número de átomos permanece constante una reacción.
  
  Ejemplo: sea una reacción en la que reaccionan A y B para dar C. Reaccionan completamente 50 gramos de A y 70 gramos de B para dar C. Calcular la cantidad de C.
  
  Solución: como la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma, en este caso se ha transformado toda en C. Por lo tanto la cantidad de C es igual a A + B = 50 + 70 = 120 gramos.

• Ley de Proporciones Constantes o Proporciones definidas (Proust - 1799):
  
  Esta ley afirma que cuando viarias sustancias se unen para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación constante de masa.
  
  Esta ley tiene implicaciones importantes. Por ejemplo, a la hora de determinar la fórmula molecular de un compuesto, podemos asegurarnos que los subíncides de cada elemento son fijos.

• Ley de Proporciones Múltiples (Dalton - 1801):
  
  Esta ley afirma que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales que ejercen cada uno de los gases que la componen.

  
  Por lo tanto esta ley se puede expresar como:
   
  
  P_Total = p₁ + p₂ +...+ p_n
  
  Donde p₁, p₂, ..., p_n son las presiones parciales de cada uno de los gases de la mezcla. 

• Ley de Proporciones Equivalentes (Ritcher - 1792):
  Esta ley afirma que la masa de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercero, guardan la misma relación que las masas de los elementos cuando se combinan entre sí. 
  
  La Ley de Ritcher permite establecer el peso equivalente o peso equivalente - gramo, que consiste en la cantidad de una sustancia que reaccionará con una cantidad determinada de otra.
  
  En química moderna, el peso equivalente se usa en las reacciones ácido-base y las reacciones redox (reducción-oxidación) para calcular la cantidad de materia que proporciona 1 mol de iones de hidrógeno en el primer caso o de la cantidad de electrones que se consumen en el segundo.

Etimológicamente "ponderal" proviene del latín "ponderare" que significa "pesar, estimación del peso".

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 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 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 sistemapesaba 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, j.l. 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 8g 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 2g 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 so 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 una de los elementos combinados con un mismo peso del otro guadaran entren sí una relacion, expresables generalmente por medio de numeros enteros sencillos.
Ejemplo se toma 100 gr de cada uno de cuatro compuestos de cloro y de oxigeno y en ellos se cumple:
1er. Compuesto
81,39 g de cl + 18,61 g de o;
2do. Compuesto
59,32 g cl + 40,68 g de o;
3er. Compuesto
46,67 g cl + 53,33 g de o;
4to. Compuesto
38,46 g cl + 61,54 g de o;

A continuación se procede a buscar la relacion ponderal g de o/g de cl, con los que se obtendran los gramos de oxigeno que, para cada compuesto, corresponde a 1 g de cloro;
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:
2,2287 0,6858 1,1427 1,6001
= 1; = 3; = 5; = 7;
0,2287 0,2287 0,2287 0,2287

4. Ley de Richter o de los pesos 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 sin 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 sí a y c reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c.
Como consecuencia de la ley de richter, apartir 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 h2o, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de h/8 g de o, entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxigeno es 8 gramos.

Algunos Calculos Relativos A Equivalentes Gramo
Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (nh3) suponiendo, para simplificar los calculos, que los pesos atomicos 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 nh3, se tendra que el
14
Equivalente Gramos Del N = = 4,6667 g DE N
3

El equivalente del oxigeno en el oxido de calcion (cao), suponiendo que el peso atómico del ca es 40 y el del oxigeno es 16 (recuérdese que el equivalentegramo del oxigeno es 8 g, pues así se calculo en el ejemplo del h2o):
40g DE Ca 16g de O
x DE Ca 8g DE O
Por Tanto
8 . 40
x = 20 g DE Ca.

Leyes ponderales o gravimétricas

Ley de la conservación de la masa de Lavoisier

En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos resultantes. La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la identidad de los elementos químicos, que resulta indispensable en el balanceo de ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en cualquier reacción química se conserva la masa. Es decir: la materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma.

"En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos"

Ley de Proust o de las proporciones constantes

En 1799, J. L. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un compuesto determinado, dos o más elementos químicos se unen entre sí, siempre en la mismaproporción ponderal (del latín pondus, pondéris: casos nominativo y genitivo de peso).

Una aplicación de la ley de Proust es en la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, es decir el porcentaje ponderal que dentro de lamolécula representa cada elemento.

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Puede ocurrir que dos elementos se combinan y -en vez de producir un solo compuesto- generen varios compuestos (caso no previsto en la ley de Proust).

En 1808, Dalton concluyó que los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan una relación expresable por lo general mediante uncociente de números enteros pequeños.

Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792)

"Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí lo hacen según una relación sencilla de masas ∅⊄. Es decir: siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen en equivalencia o según múltiplos o submúltiplos de los elementos."

Ley de los volúmenes de combinación

A diferencia de las anteriores esta ley propuesta por Gay-Lussac en 1809 relaciona los volúmenes de los reactivos y los productos en una reacción química y las proporciones de los elementos en diferentes compuestos.

La ley de los volúmenes de combinación establece que, cuando los gases reaccionan entre sí para formar otros gases, y todos los volúmenes se miden a la misma temperatura y presión:

La relación entre los volúmenes de los gases reactantes y los productos se pueden expresar en números simples enteros

Por ejemplo, Gay-Lussac descubrió que 2 volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno que reaccionan forman 2 volúmenes de agua gaseosa.