Fundamentos de las Leyes Ponderales en Química: Lavoisier, Proust y Dalton

Leyes Ponderales

Se llaman así porque se basan en experimentos en los que se miden las masas de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas. La utilización sistemática de la balanza permitió obtener datos cuantitativos sobre las reacciones químicas que condujeron a las leyes ponderales y al nacimiento de la química como ciencia.

A) Ley de Lavoisier o de Conservación de la Masa

En una reacción química, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

Aguafuerte + sosa -> sal + agua

HCl + NaOH -> NaCl + H₂O

36.5 g + 40 g -> 58.5 g + 18 g = 76.5 g -> 76.5 g

Otro enunciado más general de la ley de conservación de la masa es el siguiente: el conjunto masa-energía de un sistema que experimenta un proceso no se crea ni se destruye, solo se transforma. La inclusión de la energía en la ley de conservación es una consecuencia de la teoría de la relatividad que relaciona la masa y la energía mediante la ecuación: E=mc² -> m=E/c². Donde: E es la energía, m es la masa y c es la velocidad de la luz y vale: C=300,000 km/s. En las reacciones químicas, la transformación de masa en energía es despreciablemente pequeña, por tanto, se puede utilizar el primer enunciado de la ley.

B) Ley de Proust o de las Proporciones Definidas

Los elementos que forman un compuesto siempre se combinan de forma que las relaciones entre sus masas son las mismas, independientemente de cómo se obtenga o de dónde proceda el compuesto. Por ejemplo: en el cloruro de potasio (KCl) siempre se cumple la siguiente relación: m(K)/m(Cl) = 20/18.205. De forma que si se ponen en contacto 20 g de potasio con 20 g de cloro, solo reaccionarán 18.205 g de cloro con los 20 g de potasio, quedando el resto del cloro sin reaccionar. La Ley de Proust no se cumple exactamente por dos causas: *La masa atómica promedio depende de la composición isotópica del elemento (y esta puede variar según su procedencia). *Algunos sólidos iónicos tampoco cumplen la ley de Proust porque presentan defectos en su red cristalina (tales como vacantes o fracturas). Estos compuestos se llaman no estequiométricos o bertólidos.

Hipótesis Atómica de Dalton

Dalton intentó explicar las leyes de Lavoisier y de Proust mediante una teoría, llamada actualmente teoría atómica de Dalton, cuyos principios más importantes son:

1. Los elementos químicos están formados por átomos. Dalton consideraba que los átomos eran partículas muy pequeñas, indivisibles e indestructibles.
2. Los átomos de un mismo elemento son todos iguales y tienen la misma masa y propiedades.
3. Las reacciones químicas suponen la unión o separación de átomos enteros.
4. Dos o más átomos se pueden unir para formar moléculas. Las moléculas son las partículas más pequeñas que forman un compuesto.

C) Ley de Dalton o de las Proporciones Múltiples

Si una masa m_A de un elemento A se combina con una masa m_B de un elemento B para formar un compuesto, y otra masa m'_A del elemento A se combina con la misma masa m_B del elemento B para formar otro compuesto, entonces m_A y m'_A están en relación de números pequeños.

D) Ley de Richter o de las Proporciones Recíprocas

Las masas de dos elementos diferentes m_A y m_B que se combinan con la misma masa de otro elemento m_C son las masas relativas con que se combinan entre sí, o múltiplos o submúltiplos de dichas masas.

2. Ley Volumétrica de Gay-Lussac o de los Volúmenes de Combinación

Es una ley volumétrica porque se refiere a volúmenes de sustancias. Se aplica solo a gases. Dice: "Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química (medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura) están en una relación de números enteros sencillos". Gay-Lussac también observó que la suma de los volúmenes de los reactivos es siempre mayor o igual que la suma de los volúmenes de los productos.

3. Hipótesis de Avogadro

Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

4. El Número de Avogadro. El Mol. Masas Atómicas. Masas Moleculares

El número de Avogadro es un número cuyo valor es: n = 6.022 x 10²³.

El mol es una unidad de cantidad de materia que se define mediante el siguiente modo: un mol es la cantidad de materia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 g del isótopo carbono-12. Precisamente, en 12 g del isótopo de carbono-12 hay 6.022 x 10²³ átomos.

La masa de un átomo es extremadamente pequeña. Por ejemplo, la masa del carbono-12 es 1.99 x 10^-23 g. Para medir las masas de los átomos es necesario utilizar una unidad de medida adecuada.

La masa de los átomos se mide empleando como unidad la uma (unidad de masa atómica). La uma es igual a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12.