2.2- Leyes ponderales

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También llamadas leyes de las combinaciones químicas, tratan de las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones; en otras palabras; son las que rigen la proporción en masa y volumen para formar compuestos, para determinarlas se necesitan cálculos estequiométricos.

Ley de la conservación de la masa 

El químico francés Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) está considerado   como  el   padre   de   la  química   moderna. 

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  Se   interesó   en   los experimentos que permitían medir la materia, por ello empleo una balanza como instrumento de medición. En 1785 como resultado de sus trabajos estableció la ley de la conservación de la masa que dice:

"En  toda  reacción  química,  la masa de  los reactivos  es igual a la de los productos. La masa no se crea ni se destruye solo se transforma. O bien, En todos los fenómenos químicos, la masa total   de   las   sustancias   que   intervienen    en   una   reacción permanecen constantes."



Ejemplos de ésta ley: 

1.- La combustión: Si se queman 10 gramos de papel se obtiene .1 gramos de cenizas y 9.9 gramos de gases productos de la combustión que son liberados.

2.-La ebullición: Si se hierve un Kilogramo de agua en estado líquido durante el tiempo suficiente para que se consuma, se obtendrá un Kilogramo de vapor.

3.-Una reacción química: Si se tiene un Kilogramo de Hidrógeno y se combina con un Kilogramo de Oxígeno mediante una descarga eléctrica se obtendrá un kilogramo y medio de agua y medio kilogramo de Oxígeno, lo que se expresa en la siguiente reacción: H2 + O2 àH20 + O

4.-Si a un automóvil se le carga con 20 Kilogramos de combustible, después de haber encendido el motor durante un tiempo y de que se haya consumido todo el combustible, el auto pesará 20 Kilogramos menos, pero en la atmósfera habrá 20 Kilogramos más de gases producto de la combustión.

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Experimento de ley de la conservación de la masa:

Ley de las proporciones definidas 

Esta ley fue propuesta  por el químico francés Joseph Proust en 1799 y se expresa:

Cuando   dos  o  más  elementos   se  combinan  para formar   un   compuesto,   lo  hacen   siempre   en   proporción definida y constante, es decir, un compuesto determinado siempre   tiene   una  fórmula  precisa  y  su  composición  no depende del método por medio del cual se obtiene.

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En esta ley  lo que se busca es el  factor gravimétrico, (o factor químico) puede definirse como el peso de una sustancia deseada equivalente al peso unitario de una sustancia dada. Se calcula de la siguiente manera: 

En la reaccion (previamente balanceada)  2Na+Cl2=2NaCl 

1.- Primero multiplicamos la masa del Sodio por dos (ya que al momento de balancearla resultó ese número) e igualmente con la del Cloro.

NA: 2(22.9898)= 45.97

Cl: 2(35.45)= 70.9

2.- Ahora dividimos la masa del sodio entre la masa del Cloro para obtener el valor gravimétrico:

45.97/70.9=0.648 

Notamos que el cociente es 0.648, este es el valor gravimétrico. 

Un ejemplo con los datos anteriores para seguir manteniendo el valor gravimétrico sería para 12g de Na ¿Cuántos g de Cl tenemos que poner?

Primero hacemos una ecuacion:

12gNa/XgCl=0.648 (valor Gravimétrico) 

Despejamos XgCl y quedaría:

XgCl= 12gNa/0.648

XgCl=18.5g Cl 

Para mas ejercicios y/o dudas, recomendamos el siguiente vídeo:

Ley de las proporciones múltiples 

Esta ley fue propuesta por John Dalton  (1766-1844) e indica que: cuando dos o más elementos se combinan para formar una serie de  compuestos,  mientras  el  peso  de  un  elemento     permanece constante   los    otros  varían  en  relación  de  números   enteros   y pequeños. 

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También podemos enunciarla: “Cuando un elemento A se combina con otro elemento  B en diferentes  proporciones  para formar dos o más compuestos,  los pesos  del  elemento  A que  se  combinan  con  un    peso  fijo del  elemento  B se encuentran entre sí en relaciones numéricas enteras y sencillas”3.

Como ejemplo  tenemos  el Hidrógeno  y el oxígeno los cuales forman el agua H2O, pero también forman el agua oxigenada H2O2.

Podemos demostrar esta ley a partir de las masas de cada elemento.

Para obtener  la proporción de las masas de oxígeno que se combinan con una masa fija de hidrógeno a partir de las masas de los mismos procedemos de la siguiente forma:

•Se obtiene la relación de las masas del oxígeno que se combina con 1 g de hidrógeno en cada compuesto.

Masa de O que se combina por cada g de H en el H2O

 16 g de O    =  8 g de O/1 g de H

2 g de H

Masa de O que se combina por cada g de H en el H2O2

32 g de O      = 16 g de O/1 g de H

2 g de H

•Se  obtiene  la proporción  en  que  está  presente  el  oxigeno en  los dos compuestos.

H2O     =    8 g de O/1 g de H    = 1

H2O2      = 16 g de O/1 g de H        2

Esto nos indica que la proporción es de 1 unidad de masa de oxígeno en el

H2O, por 2 unidades de masa de oxígeno en el  H2O2.

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Ley de las proporciones recíprocas o ley de las proporciones equivalentes

"Cuando dos elementos A y B se combinaba separadamente  con un  peso fijo de  un  tercer  elemento  C, los pesos relativos con los cuales Ay B se combinan entre sí, son los mismos con los que  se combinaron  con C, o bien  múltiplos." 

También se define: cuando 2 elementos se combinan por separado con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que se combinan entre sí.

Ejemplo:

En una experiencia de laboratorio, 140g de un elemento A se combina con 60g de un elemento E para formar cierto compuesto. En otra experiencia, 30g de un elemento D se combinan con 15g de un elemento E. ¿Qué masa de A se combinará con 36g de un elemento D?

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