Leyes Ponderales

LEYES PONDÉRALES


Son las leyes usadas en la ESTEQUIOMETRIA, de manera que, nos ayuden a comprender mejor la misma y poder realizar los cálculos y estas son:


-LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER


Está importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productosde la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma).
Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió alcientífico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.
-LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES


En 1808, tras ocho años de las investigaciones, j.l. Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementosquímicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.


Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación:


1 MOL AGUA PESA : (2)1,008 gH + 15,999 gO = 18,015 g
Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es 16: 1 mol de agua = 2 + 16 = 18 g, de los que 2 sonde H y 16 de oxigeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8 de O, sobrarían 2g de H).


Una aplicación de la ley de proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentajeponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.


Ejemplo: 
En la reacción de formación del amoniaco, a partir de los gases Nitrógeno e Hidrógeno:
2((                                 N2 + 3 H2  NH3
las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí, fueron:


|NITRÓGENO |HIDRÓGENO |
|28 g. | 6 g. |
|14 g.| 3 g. |
|56 g. |12 g. |


-LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES


Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entrensí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.
Ejemplo:
La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.


|C  + O2 --> CO2 | 12 g. de C      +  32 g. de O2  -->  44 g. CO2 |
|C  + ½ O --> CO |12 g. de C      +  16 g. de O2  -->  28 g. CO2 |Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble")


                                       32/16 = 2


-LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS (Richter 1792).


 "Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinanentre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos."


Ejemplo:
En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:   


|N2 + 3 H2 --> 2 NH3 |1 g. H24.66 g. N2 |
|H2 + ½  O2 --> H2O |1 g. H28    g. O2 |


Resulta que estas cantidades guardan una...