Leyes ponderales de la Química

LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA

1° LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier, 1787)
La suma de las masas de los productos reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Es decir, la masa se conserva.
Lo que nos permite afirmar que si, por ejemplo, 1 g de hidrógeno reacciona con 8 g de oxígeno para formar agua, la masa de agua formada es de 9 g.
(Esta leyes la base de los cálculos estequiométricos de las reacciones químicas)

2° LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS o CONSTANTES (Proust, 1799)
Cuando dos o más elementos (o sustancias), se unen para formar una sustancia determinada, lo hacen siempre en proporciones fijas y determinadas.
Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno cuando se unen para formar agua, siempre reaccionan en la proporción de 1 gde hidrógeno con 8 g de oxígeno (o 2 g de hidrógeno con 16 de oxígeno; o 0,5 g de hidrógeno con 4 de oxígeno). Esta proporción no depende de la forma en que tenga lugar la reacción.

3° LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS o DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (Richter, 1792)
Las masas de elementos diferentes, que se combinan con una misma masa de otro elemento, son las mismas con las que se combinaríanentre sí, si la reacción es posible, o son sus múltiplos o sus submúltiplos.
Por ejemplo, 1 g de oxígeno se combina con: 0,12 g de hidrógeno o con 2,50 g de calcio, o con 0,37 g de carbono, o con 4,43 g de cloro. Estas cantidades son las mismas con las que estos elementos se combinan entre sí cuando forman compuestos, es decir, cuando el hidrógeno y el calcio se combinan, lo harán en laproporción de 0,12 g de hidrógeno con 2,50 g de calcio; y cuando lo hagan el cloro y el calcio lo harán en la proporción de 4,43 g de cloro con 2,50 g de calcio.

4° LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Dalton, 1803)
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, para formar varios compuestos, están en la relación de los números enteros y sencillos.
Por ejemplo: 1 g deoxígeno reacciona con 3,971 g de cobre para formar un óxido de cobre. Pero cambiando las condiciones de la reacción 1 g de cobre reacciona con 7,942 g de cobre. (No hay fallo de la ley de las proporciones definidas, puesto que se obtienen compuestos distintos). Dividamos las cantidades de cobre entre sí 7,942/3,971 = 2, es decir, están en la proporción 2:1 (números enteros y sencillos).

5° LEYDE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (Gay−Lussac, 1808).
Los volúmenes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, están en una relación de números enteros y sencillos.
Por ejemplo:
1 litro de oxígeno reacciona con 2 litros de hidrógeno para obtener 2 litros de vapor de agua.
1 litro de nitrógeno reacciona con 3litros de hidrógeno, obteniéndose 2 litros de amoníaco.
Esta ley solamente se puede aplicar a las reacciones entre sustancias en estado gaseoso.

Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:



6° LEYDE AVOGADRO (1811)
A igualdad de presión y temperatura, volúmenes iguales de sustancias gaseosas con tiene el mismo número de moléculas.
Es decir, que en un litro de hidrógeno y en un litro de oxígeno, si se encuentran a la misma presión y temperatura, hay el mismo número de moléculas.
CONCEPTOS BÁSICOS
ÁTOMO
El patrón de medida de la masa de los átomos es la unidad de masa atómica (u), que sedefine como la doceava parte de la masa del átomo de carbono, es decir, al átomo de carbono se le asigna una masa de 12u.
La equivalencia en unidades de masa del Sistema Internacional es 1 u = 1,66.10−27 kg
La masa atómica relativa de un átomo es el número de veces que contiene a la unidad de masa atómica se representa por A. En lo sucesivo lo denominaremos masa atómica.
Masa molecular...