4.5.2-Leyes ponderales y volumétricas

Toda reacción química establece una relación cualitativa entre reactivos y productos, pues expresa la naturaleza de los segundos en función de la de los primeros. Pero, además, fija las proporciones o cantidades medibles en las que unos y otros intervienen. Los fundamentos de estas relaciones cuantitativas entre las diferentes sustancias que participan en una reacción dada fueron establecidos en la última mitad del siglo XVIII. Se expresan en forma de leyes, que se conocen como leyes ponderales (de masa) y volumétricas (de volúmenes), y son:

1.   Ley de conservación de la masa.

2.   Ley de las proporciones definidas.

3.   Ley de las proporciones múltiples.

4.   Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes.

5.   Hipótesis de Avogadro.

6.   Ley de los volúmenes de combinación.

Las leyes ponderales pueden interpretarse de una forma sencilla recurriendo a las fórmulas químicas, al concepto de masa atómica y al modelo atómico de Dalton que se esconde detrás de estos conceptos.

Al estudiarlas las relacionaremos con otros los conceptos químicos que hemos estudiado.

Ley de conservación de la masa.

La ley de Lavoisier puede enunciarse de dos formas.

“La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma.”

“La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.”

Se puede expresar en forma matemática como:


Ejemplo: El cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) reacciona con el hidróxido de sodio para dar cloruro de sodio  y agua. Si partimos de 73 g de cloruro de hidrógeno y 80 g del hidróxido y obtenemos 117 g de cloruro sódico, ¿cuántos gramos de agua hemos obtenido?

La teoría atómica de Dalton dio una sencilla interpretación a esta ley de conservación. Si los átomos no son alterados en las reacciones químicas, sino únicamente las moléculas, el número de átomos de cada elemento que constituye los reactivos ha de coincidir con el de los productos, por lo que la masa total en juego se mantendrá constante en la reacción. La ley de conservación de la masa de Lavoisier constituyó una pieza fundamental en el desarrollo y consolidación de la química como ciencia.

Para que se cumpla esta ley debemos ajustar las ecuaciones químicas con los coeficientes estequiométricos.

Ejercicio

  1. En una reacción química al pasar de los reactivos a los productos de la reacción se conserva:
    1. el número de equivalentes
    2. el número de moléculas
    3. el número de moles
    4. la masa
    5. ninguna de las anteriores
    6. todas las anteriores

Ley de las proporciones definidas o de la composición constante.

La ley de Proust dice:

 “Cuando dos o más elementos (o compuestos) se unen para formar un compuesto lo hacen en una proporción en masa constante.”

En la formación de agua, las masas de oxígeno e hidrógeno están siempre en la relación de 8 g de oxígeno por 1 g de hidrógeno, esto es:


De esta ley se deduce que un compuesto químico puede representarse por una fórmula química invariable. Y también que la composición centesimal (4.1-Masa fórmula. Composición centesimal) de un compuesto dado es siempre la misma.

Ejemplo: El dióxido de carbono y el agua reaccionan para formar el ácido trioxocarbónico(IV). Halla la proporción en masa que debe mantenerse constante entre los reactivos de esta reacción. Así mismo, halla también la cantidad del dióxido que habría que poner en contacto con 2 g de agua para que ésta se transformase totalmente en el ácido.

La ley de Proust es consecuencia de que la composición en cuanto al tipo de átomos y a su número en una fórmula dada sea siempre la misma.

Ley de las proporciones múltiples.

La ley de Dalton o de las proporciones múltiples dice: "Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos."

El cobre forma los óxidos Cu2O y CuO; las proporciones en ellos son:


respectivamente. Las cantidades de cobre que se combinan con 16 gramos de oxígeno están en la proporción de 2:1.

Ejemplo: Al efectuar un análisis a tres óxidos de fósforo se obtuvieron los siguientes porcentajes: 81'45 %, 68'78 % y 52'36 % de fósforo. Demostrar que estos tres óxidos cumplen la ley de las proporciones múltiples.

La ley de Dalton refleja la existencia de las diferentes valencias químicas de un elemento que se traducen en subíndices definidos en las fórmulas de sus combinaciones con otro elemento dado.

Esta ley confirma que las fórmulas químicas de los compuestos son únicas. Si bien, con los compuestos que presentan el fenómeno de isomería no la obedecen.

Ejercicio

  1. ¿Cuál de los siguientes pares de compuestos es un buen ejemplo de la ley de las proporciones múltiples de Dalton?  Nota: D representa al deuterio.
    1. H2O y D2O
    2. H2Oy H2S
    3. SO2 y SeO2
    4. CuCl y CuCl2 
    5. NaCl y NaBr

Ley de las proporciones recíprocas.

La ley de Richter o de las proporciones recíprocas: “Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí”.

Considerando los compuestos Cl2O y H2O las cantidades de cloro e hidrógeno que se combinan con 16,0 g de oxígeno son 72,0 y 2,0 g respectivamente. Lo que indica la ley de Richter es que cuando Cl y H se combinan para formar HCl lo hacen en la proporción de 72,0/2,0.

La ley de Richter puede considerarse como una consecuencia de la de Proust y de las propiedades aritméticas de las proporciones.

La ley de Richter nos permite establecer un concepto nuevo, el de equivalente químico (o simplemente equivalente): “Cuando se combinan dos elementos entre sí lo hacen siempre según sus equivalentes o múltiplos de ellos.”

Por ello, se denominó masa equivalente (Meq) de un elemento a la cantidad en masa (gramos) de dicho elemento que puede combinarse con 8'00 gramos de oxígeno o con 1'008 g de hidrógeno. En un compuesto, es la masa (en gramos) de las masas equivalentes de sus átomos constituyentes.

En la reacción:

  Mg   +  1/2 O2 →   MgO

según Lavoisier:

24'31 g

16'00 g

=40'31 g

o bien:

12'15 g

8'00 g

=20'15 g

Según esto podemos asignar a cada elemento un número que represente su peso de combinación relativo a los demás elementos, y que denominamos equivalente. Por ejemplo, las cantidades 12'15 g de magnesio y 20'15 g de óxido de magnesio serán masas equivalentes de estas sustancias, al combinarse con 8'00 g de oxígeno o equivaler químicamente a 8'00 g de oxígeno.

Un elemento puede tener varias masas equivalentes, por ejemplo: el Cl forma distintos compuestos con el oxígeno y, por lo tanto, en cada uno de ellos sus masas equivalentes serán distintas.

3.      Se sabe que 1'3750 g de sodio se combinan con 2'1208 g de cloro; que 1'0000 g de oxígeno reacciona con 2'8738 g de sodio para dar óxido de sodio y que 1'0000 g de cloro reacciona con 0'2256 g de oxígeno para formar un óxido de cloro. Comprobar que se cumple la ley de las proporciones recíprocas.

Hipótesis de Avogadro.

Como se ha visto, dice que: “Volúmenes iguales de gases distintos contienen el mismo número de moléculas”.

Ley volumétrica de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación.

La importancia de la medida en el desarrollo de la química alcanzó también a los volúmenes de las sustancias gaseosas en las reacciones químicas. El químico francés Gay-Lussac estudió con detalle algunas reacciones químicas entre gases tales como la síntesis del vapor de agua y del amoníaco a partir de sus elementos correspondientes. En todos los casos las proporciones de los volúmenes de las sustancias guardaban una cierta regularidad que la expresó en forma de ley.

“En cualquier reacción química los volúmenes, medidos en las mismas condiciones, de todas las sustancias que intervienen en la misma, están en una relación de números enteros sencillos.”




Un volumen de cloro se combina con otro de hidrógeno para dar dos de cloruro de hidrógeno. Dos volúmenes de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar uno de vapor de agua. Un volumen de nitrógeno se combina con tres de hidrógeno para dar dos de amoníaco.

Si tomamos como unidad de volumen el litro, tendríamos que un litro de nitrógeno se combina con tres litros de hidrógeno para dar dos litros de amoníaco.

Los experimentos de Gay-Lussac indicaban que el volumen de la combinación gaseosa resultante era igual o menor que la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas reaccionantes; por lo tanto, los volúmenes de combinación no podían, en general, sumarse. La ley de Gay-Lussac enunciada en 1808 se limitaba a describir los resultados de los experimentos de un modo resumido, pero no los explicaba. La explicación a dicha ley sería efectuada tres años más tarde por el físico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856), como ya hemos visto en el apartado de los gases ideales.

4.      ¿Qué volúmenes mínimos de H2 y de O2 se precisan para obtener 16'8 litros de agua? ¿Qué ley se aplicaría para calcularlos?

5.      Elegir los enunciados verdaderos:

En una reacción química:

a)     El color de los reactivos es igual al de los productos resultantes.

b)     Los átomos de los reactivos son iguales (en número y cualidad) a los de los productos resultantes (aunque combinados de forma distinta).

c)      La energía de los reactivos es igual a la de los productos.

d)     La masa total de los reactivos es igual a la de los productos.

e)     El estado (sólido, líquido, gaseoso) de los reactivos es igual al de los productos.

f)      La densidad de los reactivos es igual a la de los productos.

g)     El precio (en euros) de los reactivos es igual al de los productos.

Señala algún ejemplo de cada apartado que clarifique la elección.

6.      Al calentar un trozo de estaño, éste se oxida. Si pesamos el estaño antes y después de la oxidación comprobaremos que se ha producido un aumento de peso. ¿Contradice esto la ley de conservación de la masa?

7.      Un litro de nitrógeno reacciona con 3 litros de hidrógeno para dar dos litros de amoníaco. Asimismo, un litro de hidrógeno reacciona con otro litro de cloro para dar dos litros de cloruro de hidrógeno. ¿Contradice alguna de estas dos reacciones el principio de conservación de la masa de Lavoisier?




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