Leyes Quimicas

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER Probablemente, la aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier (17431794) a la Química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los que la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de la masa. En 1770 Lavoisier realizó el experimento del calentamiento del agua utilizando un aparato que condensaba el vapor y lo devolvía al recipiente, sin perder un sólo gramo de agua. Pesó el agua y el recipiente antes y después de realizar el experimento. Demostró que el peso del matráz, del condensador y del agua seguía siendo el mismo antes y después de una prolongada ebullición. Sin embargo, un sedimento terroso seguía apareciendo. Extrajo y pesó el depósito formado, así como el matráz y comprobó que la suma de ambos era igual al peso del matraz antes de iniciar la experiencia. Es decir, el poso terroso provenía de una descomposición del vidrio provocada por el calor. Posteriormente, se ocupó de las reacciones químicas y comprobó que la masa (cantidad de materia) es algo permanente e indestructible, algo que se conserva pese a todos los cambios. Newton defendió antes en la física la idea de una masa que permanecía constante a través de todos los movimientos, y Lavoisier la aplicó al mundo de la química. En 1774 Lavoisier enunció su ley de conservación de la masa, de forma que: en toda transformación química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción. Así, según Lavoisier, en la reacción del cobre con el azufre para originar sulfuro cúprico, mediante: Cu + S → CuS resulta que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y producen 6,02 g de CuS. Es decir, que: en una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye, sólo se reorganiza. Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones, la mayoría de las cuales consistían en someter a calentamiento diversos metales, siempre en recipientes cerrados y con una cantidad determinada de aire, pero, sobre todo, midiendo las masas de las sustancias antes y después de la reacción. Estos experimentos le llevaron, no sólo a comprobar que el oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación, sino también a demostrar la conservación de la masa duranrte el proceso. La ley de Lavoisier hizo posible la aprarición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos, cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre los cuales también destaca Lavoisier.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST La labor de Lavoisier proporcionó una sólida base teórica para el análisis cuantitativo y pronto surgieron los estudios que condujeron a lo que posteriormente se denomimó Ley de las Proporciones Definidas, que a finales del siglo XVIII, dio origen a una gran controversia entre Berthollet y Proust, que duró casi ocho años.

Joseph Louis Proust (1754-1826) sostenía que la composición porcentual de un compuesto químico era siempre la misma, independientemente de su origen, por el contrario Claude Louis Berthollet (1748-1822) afirmaba que los elementos, dentro de ciertos límites, podían unirse en todas las proporciones. Con el tiempo, se impuso el criterio de Proust apoyado en un experimento realizado en 1799, demostrando que la composición del carbonato cúprico era siempre la misma, cualquiera que fuese su método de obtención en la naturaleza o en el laboratorio: 5 partes de cobre, 4 de oxígeno y 1 de carbono. Por tanto: los elementos se combinan para formar compuestos, y siempre lo hacen en proporciones fijas y definidas.

Consecuencia de la ley de las proporciones definidas La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es: 3 g de Cl / 2g de Na = 1,5 Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no obtendremos 20 g de cloruro sódico, sino una candidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1,5 por lo que: 3 g de Cl / 10 g de Cl = 2 g de Na / x g de Na => x = 6,6 g de Na que reaccionan Si ahora quisiéramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro y sodio para formar cloruro sódico, deberíamos dividir la cantidad de cada elemento entre su masa atómica, de forma que si reaccionan 6 g de Cl con 4 g de Na, como 35,5 g/mol y 23 g/mol son las masas atómicas del cloro y sodio, respectivamente, entonces: 6 g / 35,5 g/mol = 0,17 moles de Cl ;

4 g / 23 g/mol = 0,17 moles de Na

Lo que indica que por cada 0,17 moles de cloro reaccionan otros 0,17 moles de sodio para formar el cloruro sódico, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esa reacción. Por tanto, 1 átomo de cloro también se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico, luego la fórmula de éste compuesto es NaCl y la proporción entre sus átomos es 1:1.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIIPLES O LEY DE DALTON Las investigaciones posteriores que los químicos realizaron para determinar en qué proporciones se unen los elementos químicos proporcionaron aparentes contradicciones con la ley de Proust, pues en ocasiones los elementos químicos se combinan en más de una proporción. Así, por ejemplo, 1 g de nitrógeno se puede combinar con tres proporciones distintas de oxígeno para proporcionar tres óxidos de nitrógeno diferentes, así: Compuesto Dióxido de nitrógeno (NO2) Monóxido de nitrógeno (NO) Óxido de nitrógeno (N2O)

Masa de N (g) 1 1 1

Masa de O (g) 2,28 1,14 0,57

Fue John Dalton (1776-1844) quien en 1803 generalizó este hecho con numerosos compuestos, observando que cuando dos elementos se combinan entre sí para formar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combina con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. De forma que en nuestro ejemplo: 2,28 / 1,14 = 2

; 2,28 / 0,57 = 4 ; 1,14 / 0,57 = 2

LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O LEY DE RICHTER El siguiente paso es observar si dos o más elementos que se combinan con otro común, guardan alguna relación cuando se combinan entre sí. Por ejemplo, 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua. Por otro lado 6 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para producir dióxido de carbono. De ello se podría deducir que, si el carbono y el hidrógeno se combinasen entre sí, sus masas deben estar en la relación: masa de carbono/masa de hidrógeno = 6 / 2 = 3 Pues bien, existe un compuesto de carbono e hidrógeno, el metano, CH4, en el que las masas de carbono e hidrógeno están en dicha proporción.

Hidrógeno (2 g) + Oxígeno (16 g) → Agua Carbono (6 g) + Oxígeno (16 g) → Dióxido de carbono Carbono (6 g) + Hidrógeno (2 g) → Metano La generalización de este hecho a otros ejemplos ha llevado a enunciar la ley de las proporciones recíprocas de la siguiente manera: las masas de los elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí. Esta ley es también conocida como ley de Richter en honor al químico alemán Jeremías Richter (1762-1807), quien en 1792 esbozó dicha ley al estudiar fenómenos de neutralización de ácidos con bases, y, aunque formalmente no enunció la ley, tuvo el mérito de realizar dichas experiencias antes de establecerse las leyes de Proust y de Dalton.

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