LEYES PONDERALES

Leyes ponderales y volumétricas

U

n primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).

La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; Esto es, en términos químicos: La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción. (la quimica y la teoria atomica)

Esta ley se considera enunciada por LAVOISIER, pues si bien era utilizada como hipótesis de trabajo por los químicos anteriores a él se debe a LAVOISIER su confirmación y generalización. Un ensayo riguroso de esta ley fue realizado por LANDOLT en 1893-1908, no encontrándose diferencia alguna en el peso del sistema antes y después de verificarse la reacción, siempre que se controlen todos los reactivos y productos.

La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. La teoría de la relatividad debida a EINSTEIN ha eliminado él dualismo existente en la física clásica entre la materia ponderable y la energía imponderable. En la física actual, la materia y la energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc2 en donde E es la energía, m la masa y la velocidad de la luz

En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre ambas variaciones es, análogamente,

E = m.c2

La letra griega  (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la magnitud a que antecede.

La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares. Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos reaccionantes disminuye en 4,65 10-9 g, cantidad totalmente inobservable.

Ley de las proporciones definidas.

Enunciada por Louis Joseph Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust. Plantea que cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso invariable.

Esta ley puede servirnos como ejemplo de la aplicación del método científico. En el contacto con el aire, el hierro se corroe y que otros metales, como el Zinc y el aluminio se transforman a su vez en sustancias distintas.

Como ejemplo, para obtener sulfato de hierro, debemos combinar el hierro y el azufre en la siguiente proporción: 7 partes de hierro, por 4 partes de azufre. Así obtenemos 11 partes de sulfato de hierro.

De acuerdo con la ley tenemos:

7g de hierro + 4g de azufre = 11g de sulfato de hierro

Combinando 9gr. de hierro con 4 gr. de azufre, aun así conseguimos 11 gr. de sulfato de hierro, pero sobran 2 gr. de hierro.

De la misma forma, al combinar 7 gr. de hierro con 5 gr. de azufre, vamos a obtener también 11 gr. de sulfato de hierro, pero ahora nos sobrará 1 gr- de azufre.

En esta combinación, la cantidad de hierro y azufre puede ser diferente de 7 gr. y 4 gr., respectivamente, pero ambas substancias reaccionan siempre en la relación de 7 a 4.

Esta relación puede ser también obtenida por la masa atómica de los elementos. Como la masa atómica del hierro es 56 y la del azufre 32. Tenemos la proporción 56:32

Para simplificar, se divide cada uno de estos números por el máximo divisor común y llegamos al siguiente resultado: 7:4

Así podemos concluir que en la formación de este compuesto, los elementos con mayor masa atómica participan en mayor proporción.

A través de análisis de innumerables substancias adquiridas por diferentes procesos fue posible verificar que una misma sustancia tiene siempre la misma composición cualitativa y cuantitativa. Por ejemplo, cualquier muestra de agua presenta siempre 88,9% de oxígeno y 11,1% en masa de hidrógeno, combinados en la misma proporción.

La ley de Proust fue estudiada y aprobada y posteriormente extendida a cualquier reacción química.

Las leyes de Lavoisier y Proust consisten en medir la cantidad de una sustancia en laboratorio e industria, es la garantía de que en un proceso químico no ocurre creación ni destrucción de materia, por eso es denominada ley de la conservación de la masa.

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 Definidas.

Esas leyes, en la industria y en el laboratorio, sirven tanto para calcular la cantidad de reactivos en la preparación de sustancias como la cantidad de productos que deberán ser obtenidos. (Joseph A. Babor, Edit. 1978.)

Ley de las proporciones múltiples

La ley de las proporciones múltiples fue enunciada por John Dalton, en el año 1803, y es una importante ley estequiometria. Fue demostrada en la práctica por el químico francés Gay-Lussac.

Esta ley indica que cuando dos elementos A y B, son capaces de combinarse entre sí para formar varios compuestos distintos, las distintas masas de B que se unen a una cierta masa de A, están en relación de números enteros y sencillos.

Esta ley ponderal, fue la última en enunciarse. Dalton observó y estudió un fenómeno del que Proust (el químico que enunció la ley de las proporciones constantes) no se había percatado, y es que algunos elementos se combinan entre sí en distintas proporciones para originar compuestos distintos, debido a lo que hoy se conoce como los diferentes estados de oxidación de un elemento, que es lo que le permite combinarse en diferentes proporciones

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