A lo largo de la historia, los avances en la ciencia se han ido haciendo de manera progresiva. Aunque es cierto que en el último siglo estos han ido muchísimo más rápido, gracias a los nuevos descubrimientos, máquinas, tecnología y desarrollo de laboratorios que han mejorado las técnicas de investigación.
Aquí hablaremos de las leyes ponderales, que han sido (y siguen siendo) muy importantes para el avance de la química y, en concreto, del campo de la estequiometría química. Sigue leyendo para aprender más sobre esto.
- Este artículo trata de las leyes ponderales.
- En primer lugar, veremos qué son las leyes ponderales y cuáles son las leyes ponderales de la química.
- A continuación, analizaremos la ley de Lavoisier, o ley de conservación de masa.
- Posteriormente, exploraremos la ley de Proust, o ley de las proporciones definidas.
- Después, estudiaremos la ley de Dalton, o ley de las proporciones múltiples.
- Continuaremos este aprendizaje viendo la ley de Richter o ley de los pesos equivalentes.
- Luego, aprenderemos qué es la ley de acción de masas —que no es una ley ponderal, pero es muy importante para la química—.
- Terminaremos con ejemplos de las leyes ponderales de la química.
¿Qué son las leyes ponderales?
Las leyes ponderales son una serie de leyes químicas relacionadas con la estequiometría. Estas leyes agrupan los principios que nos permiten hacer cálculos estequiométricos; rigen el comportamiento de la materia en las reacciones químicas y nos ayudan a entender todo lo relacionado con la masa de los átomos y moléculas que intervienen en las reacciones.
Las leyes ponderales de la química son cuatro:
- La ley de conservación de la materia, o ley de Lavoisier.
- La ley de las proporciones definidas, o ley de Proust.
- La ley de las proporciones múltiples, o ley de Dalton.
- La ley de los pesos equivalentes, o ley de Richter.
La ley de Lavoisier o ley de conservación de masa
La ley de Lavoisier, ley de conservación de masa o ley de conservación de la materia nos dice que la suma de las masas de todos los reactivos que intervienen en una reacción química tiene que ser igual a la suma de las masas de los productos que se obtengan de esa reacción.
Esta ley fue formulada por Antoine-Laurent de Lavoisier, un químico francés que se considera el padre de la química gracias a las aportaciones tan importantes que hizo a esta ciencia. También aportó mucho al campo de la biología.
Fig. 1: Retrato de Lavoisier, el químico francés que formuló la ley de conservación de la masa.
Veamos un ejemplo:
Tenemos la siguiente reacción química para la formación del agua:
$$2H_{2}+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O$$
Teniendo en cuenta que, en total, reaccionan 4 g de H2 y 32 g de O2, ¿cuántos gramos de H₂O se habrán formado?
Según la ley de Lavoisier o ley de conservación de masa, la suma de las masas de todos los reactivos que intervienen en una reacción química tiene que ser igual a la suma de las masas de los productos que se obtengan de esa reacción.
En consecuencia, la masa de los reactivos es:
$$4g+32g=36g$$
Por lo tanto, la masa del producto —en este caso, el agua— (H₂O) es de 36 g.
La ley de Proust o ley de las proporciones definidas
Según la ley de Proust, o ley de las proporciones definidas, cuando dos o más elementos se combinan para crear un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masa constante.
Esta ley fue descubierta por Louis Proust, un químico francés, que vivió muchos años en España.
Fig. 2: Retrato de Louis Proust.
Ahora, vamos con otro un ejemplo práctico:
Imagina que estás en un laboratorio y te encuentras dos recipientes con CaO (óxido de calcio). En estos botes, ves que está escrito lo siguiente:
- Primer recipiente: 1.004 g de Ca y 0.4 g de O.
- Segundo recipiente: 2.209 g de Ca y 0.880 g de O.
¿Se cumple la ley de Proust?
Antes de comenzar, es importante recordar qué nos dice la ley de Proust: "Cuando dos o más elementos se combinan, lo hacen siempre en una relación de masa constante".
Por lo tanto, tenemos que averiguar si la relación de masa entre estos elementos es constante; es decir, en este ejercicio en concreto, la relación entre la masa de calcio y de oxígeno tiene que ser igual en los dos casos.
Vamos a comprobarlo:
$$\frac{1.004g\ de\ Ca}{0.4g\ de\ O}=\frac{2.209g\ de\ Ca}{0.880g\ de\ O}$$
$$2.51=2.51$$
Por lo tanto, la relación entre la masa del calcio y el oxígeno es igual en los dos casos: se cumple la ley de Proust.
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples
La ley de Dalton nos dice que cuando dos o más elementos se combinan para dar diferentes compuestos y tenemos una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro elemento (el que no tenemos en una cantidad fija) se encontrarán en una relación de números enteros sencillos con el elemento de cantidad fija.
Esta ley fue formulada por John Dalton, un químico y matemático inglés que hizo un gran número de aportaciones a la química, entre ellos uno de los modelos atómicos más importantes de la historia.
Fig. 3: Retrato de John Dalton.
Intenta hacer el siguiente ejercicio para comprobar que has entendido bien esta ley:
Teniendo en cuenta los siguientes datos:
- Masa molar del azufre (S) = 32g/mol
- Masa molar del oxígeno (O) = 16g/mol
y las siguientes reacciones:
$$SO:\ 32g\ de\ azufre\ (S)\ +\ 16g\ de\ oxigeno\ (O)$$
$$SO_{2}:\ 32g\ de\ azufre\ (S)\ +\ 32g\ de\ oxigeno\ (O)$$
$$SO_{3}:\ \ 32g\ de\ azufre\ (S)\ +\ 48g\ de\ oxigeno\ (O)$$
comprueba si se cumple la ley de Dalton.
Empecemos este ejercicio recordando la Ley de Dalton, o Ley de proporciones múltiples: debemos comprobar que el elemento que no se encuentra en una cantidad fija, se encuentre en una relación de números enteros sencillos con respecto al que sí tiene una cantidad fija. Vamos a ello:
La relación entre la cantidad de oxígeno de SO3 y SO:
$$\frac{48g}{16g}=3$$
La relación entre la cantidad de oxígeno de SO2 y SO:
$$\frac{32g}{16g}=2$$
La relación entre la cantidad de oxígeno de SO
3 y SO
2:$$\frac{48g}{32g}=\frac{3}{2}$$
En todos los casos, la cantidad de oxígeno de ambos elementos se encuentra en una relación de números enteros sencillos, por lo que sí se cumple la ley de Dalton.
La ley de Richter o ley de los pesos equivalentes
Según la ley de Richter, ley de los pesos equivalentes o ley de las proporciones equivalentes la relación entre distintas cantidades de diferentes elementos combinados con una cantidad fija de otro elemento es la misma relación que aquella que tienen cuando se combinan entre sí.
Esta ley fue formulada por Jeremias Benjamin Richter, un químico alemán. Es conocido, sobre todo, por haber introducido el término estequiometría en la química, además de haber hecho investigaciones sobre las valoraciones químicas.
Fig. 4: Retrato de Richter.
Hagamos un ejemplo:
Teniendo en cuenta los siguientes datos:
- Masa molar de Ca = 40g/mol.
- Masa molar de O = 16g/mol.
- Masa molar de S = 32g/mol.
y los siguientes compuestos:
¿Cuál será la relación con la que se combinarán entre sí los dos elementos diferentes en estos dos compuestos; es decir, S y O?
En este ejercicio tenemos que aplicar la ley de Richter, que nos dice lo siguiente:
"La relación entre distintas cantidades de diferentes elementos combinados con una cantidad fija de otro elemento es la misma relación que aquella que tienen cuando se combinan entre sí".
Hagamos, entonces, los cálculos para descubrirlo:
- En el caso de CaO tenemos: 40g de Ca y 16g de O.
- En el caso de CaS tenemos: 40g de Ca y 32g de S.
Podemos ver que los dos elementos —el oxígeno y el azufre— reaccionan con una cantidad fija de calcio; en este caso, 40g. Por lo tanto, cuando reaccionen entre ellos para formar SO, lo harán en la misma proporción; es decir, por cada 32g de S reaccionarán 16g de oxígeno (la relación S:O será 2:1)
La ley de acción de masas
Otra ley fundamental en la química es la ley de acción de masas (aunque no es una ley ponderal):
La ley de acción de masas (también conocida como ley de masas) nos dice que en las reacciones químicas reversibles que se encuentren en el equilibrio, tiene que haber una relación entre la concentración de los reactivos y la concentración de los productos.
Es muy importante que tengas en cuenta también qué es una reacción reversible:
Una reacción reversible es una reacción química en la que los reactivos forman productos que, a su vez, pueden reaccionar para formar de nuevo los reactivos.
- Esto, a diferencia de las reacciones no reversibles, que solamente se producen en una dirección.
Una reacción reversible está formada por dos reacciones distintas:
- La reacción en la que los reactivos reaccionan para producir los productos se conoce como reacción directa.
- La reacción en la que los productos reaccionan para dar lugar a los reactivos se conoce como reacción inversa, o reacción hacia atrás.
Ejemplos de las leyes ponderales de la química
Veamos ahora algunos ejemplos más de las leyes ponderales de la química.
Ejemplo de la ley de Lavoisier
Calcula la cantidad de carbono que reacciona con 16g de oxígeno, si se obtienen 22g de CO2:
$$C+O_{2}\rightarrow CO_{2}$$
Según la ley de Lavoisier, o ley de conservación de masa, la suma de las masas de todos los reactivos que intervienen en una reacción química tiene que ser igual a la suma de las masas de los productos que se obtengan de esa reacción.
Por lo tanto, sabemos que:
$$Xg+16g=22g$$
$$22g-16g=6g$$
Reaccionarán 6g de carbono (C).
Ejemplo de la ley de Proust
Imagina que estás en un laboratorio y te encuentras dos recipientes. En estos recipientes, ves que está escrito lo siguiente:
- Primer recipiente: 12g de C y 16g de O.
- Segundo recipiente: 24g de C y 64g de O.
¿Se trata del mismo compuesto?
Para saber si se trata del mismo compuesto, tenemos que tener en cuenta la ley de Proust; puesto que, si lo fuese, ambos compuestos tendrían que tener la misma relación de masa entre sus componentes.
Antes de comenzar, es importante recordar qué nos dice exactamente la ley de Proust:
"Cuando dos o más elementos se combinan, lo hacen siempre en una relación de masa constante"
En el primer caso, la relación entre el carbono (C) y el oxígeno (O) es la siguiente:
$$\frac{12g}{16g}=\frac{3}{4}$$
Por tanto, la relación entre el carbono y el oxígeno es de 3:4.
En el segundo caso, la relación entre el carbono (C) y el oxígeno (O) es la siguiente:
$$\frac{24g}{64g}=\frac{3}{8}$$
Por tanto, la relación entre el carbono y el oxígeno es de 3:8.Como la relación entre el carbono y el oxígeno
no es la misma en ambos casos,
no se cumple la ley de Proust. Si no se cumple esta ley sabemos que
no se trata del mismo compuesto.
Ejemplo de la ley de Dalton
Tenemos dos casos de combinación de cromo (Cr) con oxígeno (O):
- En el primer caso, 76,5g de cromo se unen a 23,5g de oxígeno, para formar un óxido de cromo.
- En el segundo, 61,9g de Cr se combinan con 38,1g de oxígeno, para formar otro óxido de cromo.
¿Se cumple la ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples?
Antes de empezar, recuerda que la ley de Dalton nos dice lo siguiente:
"Cuando dos o más elementos se combinan para dar diferentes compuestos y tenemos una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro elemento (el que no tenemos en una cantidad fija) se encontrarán en una relación de números enteros sencillos con el elemento de cantidad fija".
En este caso, ninguna de las masas es fija, por lo que tenemos que hacer unos cálculos antes de comprobar lo que nos piden:
Sabiendo que en el segundo caso, por cada 61,9 g de cromo reaccionan 38,1 g de oxígeno, podemos calcular cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 76,5 g de cromo. De esta manera, habremos fijado una de las cantidades. X será nuestra cantidad de oxígeno, por lo tanto:
$$x=\frac{76.5\cdot 38.1}{61.9}$$
$$x=47g$$
Ahora sabemos que por cada 76,5 g de cromo en el segundo compuesto, reaccionan 47 g de oxígeno. Entonces, tenemos que calcular la relación entre el oxígeno de los dos compuestos:
$$\frac{47}{23.5}=2$$
La relación es 2, que es una relación sencilla de números enteros (2:1). Por lo tanto, se cumple la ley de Dalton.
Ejemplo de la ley de Richter
Fíjate en las siguientes reacciones:
$$N_{2}+3H_{2}\rightarrow 2NH_{3}$$
En este caso, reaccionan 28g de N2 y 6g de H2.
$$O_{2}+2H_{2}\rightarrow 2H_{2}O$$
En este caso, reaccionan 32g de O2 y 4g de H2.
¿Se cumple la ley de Richter en la siguiente reacción?:
$$N_{2}+O_{2}\rightarrow 2NO$$
En esta reacción intervienen 28g de N2 y 32g de O2.
¿Te acuerdas de la formulación de la ley de Richter? Recordémosla, por si acaso: "La relación entre distintas cantidades de diferentes elementos combinados con una cantidad fija de otro elemento es la misma relación que aquella que tienen cuando se combinan entre sí".
Para aplicar esto y poder comprobar si se cumple la afirmación, tenemos que tener en cuenta que en las dos reacciones dadas no tenemos la misma cantidad de H2. Esto, porque en la primera sabemos que reaccionan 3H2 y en la segunda reaccionan 2H2.
Ahora, vamos a hacer que la cantidad de hidrógeno sea la misma en ambos casos. Entonces, lo que haremos será hallar el mínimo común múltiplo entre 6 y 4, que es 12. Ahora, multiplicaremos las cantidades de la primera ecuación por 2, y las de la segunda por 3, de manera que nos quede:
$$N_{2}+3H_{2}\rightarrow 2NH_{3}$$
Reaccionan 56g de N2 y 12g de H2
$$O_{2}+2H_{2}\rightarrow 2H_{2}O$$
Reaccionan 96g de O2 y 12g de H2
Ahora tenemos la misma cantidad fija de hidrógeno que, en este caso, son 12 g, y dos cantidades variables: 56 g de N2 y 96 g de O2.
Ya podemos verificar si se cumple la ley de Richter:
- La relación entre el nitrógeno y el oxígeno en la ecuación que se nos da es:
$$\frac{28g}{32g}=\frac{7}{8}$$
- La relación entre el nitrógeno y el oxígeno entre las dos ecuaciones que se nos dan al principio es:
$$\frac{56g}{96g}=\frac{7}{12}$$
La relación no es la misma, pero vamos a comprobar si se cumple la condición de relación de números enteros sencillos:
$$\frac{\frac{7}{8}}{\frac{7}{12}}=\frac{3}{2}$$
Entre el nitrógeno y el oxígeno existe una relación de números enteros sencillos (3/2). Por lo tanto, en este caso, sí se cumple la ley de Richter.
¡Ya eres todo un experto en leyes ponderales!
Leyes ponderales de la química - Puntos clave
- Las leyes ponderales son una serie de leyes químicas relacionadas con la estequiometría. Estas leyes agrupan los principios que nos permiten cálculos estequiométricos. Rigen el comportamiento de la materia en las reacciones químicas y nos ayudan a entender todo lo relacionado con la masa de los átomos y moléculas que intervienen en las reacciones.
- La ley de Lavoisier, ley de conservación de masa o ley de conservación de la materia nos dice que la suma de las masas de todos los reactivos que intervienen en una reacción química tiene que ser igual a la suma de las masas de los productos que se obtengan de esa reacción.
- Según la ley de Proust, o ley de las proporciones definidas, cuando dos elementos se combinan, lo hacen siempre en una relación de masa constante.
- La ley de Dalton nos dice que cuando dos o más elementos se combinan para dar diferentes compuestos y tenemos una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro elemento (el que no tenemos en una cantidad fija) se encontrarán en una relación de números enteros sencillos con el elemento de cantidad fija.
- Según la ley de Richter, ley de los pesos equivalentes o ley de las proporciones equivalentes, la relación entre distintas cantidades de diferentes elementos combinados con una cantidad fija de otro elemento es la misma relación que aquella que tienen cuando se combinan entre sí.
- La ley de acción de masas (también conocida como ley de masas) nos dice que en las reacciones químicas reversibles que se encuentren en el equilibrio, tiene que haber una relación entre la concentración de los reactivos y la concentración de los productos.
References
- Fig. 2: Portrait of Louis Proust (https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Portrait_of_Louis_Proust._Wellcome_L0006972.jpg) by A. Tardieu in Wellcome Images (https://wellcomecollection.org/concepts/mq9sy7dc) licensed by CC BY 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by/4.0)
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