Leyes Ponderales

Las leyes ponderales son aquellas que rigen el comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las sustancias que participan.

Ley de la Conservación de la Masa

Respaldada por el trabajo del científico Antonio Lavoisier, esta ley sostiene que la materia (la masa) no puede crearse o destruirse durante una reacción química, sino solo transformarse o sufrir cambios de forma. Es decir, que la cantidad de materia al inicio y al final de una reacción permanece constante

“En las reacciones químicas, la cantidad de materia que interviene y permanece constante”

Ejemplo:

32g de azufre se calientan con 56g de hierro, formando como producto único el sulfuro ferroso. ¿Qué cantidad de producto se obtiene de esta reacción?

Solución:

De acuerdo a la ley de la conservación de la masa, la masa de los reactantes debe ser igual a la masa de los productos. Por lo tanto, si 88g de reactantes (32g + 56g) se combinaron al inicio de la reacción, la misma cantidad de masa debe obtenerse en los productos. Dado que el único producto es el sulfato ferroso, la cantidad de éste obtenida debe ser de 88g.

Ley de las Proporciones Definidas o Constantes

“En la formación de un compuesto, la cantidad de un elemento que se combinación una masa definida de otro es siempre la misma”.

Enunciada por el científico Proust, esta ley mantiene que al combinarse dos o mas elementos para hacer un compuesto determinado, las masas de las sustancias que intervienen son fijas. Es decir, que existe una proporción de combinación exacta e invariable y por lo tanto, la composición de un compuesto específico siempre es la misma. Por ejemplo, en la formación del agua (H2O) intervienen dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Relacionando sus masas, la proporción de H a O es de 1g de H por cada 8g de O. Si reaccionan 2g de H, se combinarán con 16g de O para formar el mismo compuesto. Así mismo, si intervienen 4g de H en la formación de agua, la cantidad de O será de 32g. La proporción 1g H : 8g O es constante para cualquier muestra de agua, un compuesto determinado. Si la proporción llegara a cambiar, se puede concluir que el compuesto no es el mismo y que se trata de otro compuesto diferente que contiene los mismos elementos.

Ejemplo¬:

Una muestra de 100. g de óxido de mercurio (II) contiene 92.6g de mercurio y 7.40 g de oxígeno. ¿Cuánto oxigeno se encuentra en otra muestra del mismo compuesto que contiene 150. g de mercurio?

Solución:

Según la ley de las proporciones definidas o constantes, la proporción de mercurio a oxígeno en el óxido de mercurio (II) es constante. La proporción es de 92.6g Hg/7.40g O = 12.5g. Es decir que por cada gramo de oxígeno en el compuesto, hay 12.5g de mercurio. Si la muestra contiene 150.g de Hg, la cantidad de O es de 150./12.5 = 12.0 Por lo tanto, hay 12.0 g de oxígeno en la muestra.

Ley de las Proporciones Múltiples

Afirmada por el trabajo científico de John Dalton, esta ley se aplica a compuestos diferentes que se conforman de los mismos elementos. La ley afirma que cuando existe la combinación de elementos en más de una proporción para formar diferentes compuestos, la relación entre las masas de uno de los elementos que reacciona con una misma masa de otro elemento se expresa en números enteros pequeños.

Por ejemplo, el carbono y el oxígeno forman dos compuestos comunes que son el dióxido de carbono (CO2) y el monóxido de carbono (CO). El cuadro muestra las relaciones entre los compuestos, así:

Compuesto Relación por masa molar Proporción

CO2 12g C: 32g O 1:2

CO 12g C: 16g O 1:1

“Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, las masas de uno de los elementos que se combinan con la misma masa de otro, están en relación de números enteros pequeños”.

Al comparar la relación entre las masas de oxígeno que reaccionan con una misma masa de carbono (12g), se obtiene que esta proporción es de 32g O: 16g O, lo que es igual a 2:1 ó 2 (un número entero pequeñ

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, 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 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 Cálculos Relativos A Equivalentes Gramo

Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (nh3) 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 nh3, se tendrá que el

14

Equivalente Gramos Del N = = 4,6667 g DE N

3

El equivalente del oxigeno en el oxido de calcio (cao), suponiendo que el peso atómico del ca es 40 y el del oxigeno es 16 (recuérdese que el equivalente gramo 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

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