Leyes Gravimétricas:

Se conocen con este nombre porque asi se puede deducir la relación entre las masas con que se combinan los elementos para formar compuestos:

Las leyes Son:

Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa:

Antonio L. Lavoisier fue uno de los primeros investigadores que usó la balanza para estudiar las combinaciones químicas desde el punto de vista de las masas de las sustancias que reaccionan.

Lavoisier calentó durante doce días mercurio en un recipiente cerrado, en presencia de oxígeno. Después de los doce días observó en la superficie del líquido la formación de un polvo rojizo que era óxido mercúrico. Con esto, comprobó que el peso del contenido del recipiente era igual al de doce días antes a pesar de la combinación producida. Entonces dedujo que la masa total de un sistema permanece invariable aunque en él ocurran reacciones químicas.

En los años 1893 y 1908, Landolt verificó los resultados obtenidos por el químico francés Lavoisier utilizando un tubo que representa dos ramas laterales.

En una rama se coloca una solución A, y en la otra una solución B, capaz de reaccionar con A. El sistema material se pesa, luego se inclina el tubo para que las soluciones puedan reaccionar y se pesa nuevamente el sistema. Se comprueba que la masa total del sistema no ha cambiado, es decir que se ha producido un fenómeno químico pero sin aumento ni pérdida de masa.

Por lo tanto la ley de Levoisier se puede enunciar de la siguiente manera:

LA MASA DE TODO SISTEMA MATERIAL AISLADO PERMANECE CONSTANTE CUALESQUIERA SEAN LAS TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS QUE SE PRODUZCAN EN EL MISMO.

La validez de la ley de Lavoisier está restringida a los sistemas materiales aislados (imposibilitados de intercambiar materia con el exterior). Si luego de producida la reacción en el dispositivo de Landolt quitáramos el tapón que cierra la entrada, podrían escapar gases hacia el exterior (productos de la reacción), y en tal caso la masa del sistema habría disminuido. No cabría en tal caso aplicar la ley de conservación de la masa, puesto que no trataría de un sistema aislado.

Esta ley se puede expresar simbólicamente para una reacción química cualquiera.

A+B+C ------------------------------------------- D+E

Del siguiente modo:

M a + M b + M c = M d + M e

O también :

× Mi = × M f

Desde los subíndices i y f se refieren al estado inicial y fina del sistema, respectivamente. El símbolo × significa suma (el signo × está en representación de otro signo que en la realidad significa suma).

Toda reacción química está acompañada de cierta conversión de materia en energía, de acuerdo con lo previsto por la relación de Einstein. Pero las variaciones de masa son ínfimas y no pueden ser detectadas con las balanzas usuales, de modo que la ley de Levoisier conserva su validez en estos casos.

En el dominio de los fenómenos nucleares (radioactividad, etc) las variaciones de masa son importantes y la ley de conservación de la masa no se cumple. Sin embargo, como las pérdidas de masa se compensan por ganancias de energía equivalentes y viceversa, allí se conserva la suma de la masa y la masa equivalente a la energía.

Una consecuencia rápida de la ley de Levoisier es la llamada “ley de conservación de los elementos”, según la cual en las reacciones químicas se conserva la masa y la clase de los elementos. En la combinación:

2 Ca + O2 -------------------------------- 2CaO

los elementos Cl y O se hallan presentes antes y después de la reacción, por otro lado si se combinan 40 g de C y 16 de O se obtienen 56g de óxido de calcio.

Ley de las proporciones definididas (Proust)

El químico francés Louis J. Proust estableció en 1799 que, cuando los elementos se combinan para formar un compuesto determinado no lo hacen en cualquier proporción, sino en proporciones definidas y constantes.

Ejemplo: reacción por la cual el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar H20:

2H2 + )2 --------------- 2H2O

El estudio de las masas de H y de O que intervinen en la reacción muestra que 2g de H se combinan con 16g de O y producen 18g de H2O. Esta relación (2/16) será invariable para la reacción que estamos estudiando, es decir que 4g de H se combinarán con 48 g de ). La relación entre las masas de H y O que reaccionan para formar H2O es, por lo tanto una constante: 2/16, o sea 1/8. Entonces:

Mh/ Mo = 2g/ 16g + 4g/32g + 6g/48g+ .... 1/8 (constante)

O simbólicamente:

Mh/Mo = K

El valor de la constante K depende del compuesto, es decir que si el H y el O se combinasen para formar una sustancia distinta al H2O, la relación de masas tendría un valor distinto de 1/8. El valor de K permite identificar el compuesto particular que producen los elementos que intervienen. Para resumir la ley de Proust se puede enunciar de esta manera:

LA RELACIÓN ENTRE LAS MASAS DE LOS ELEMENTOS QUE FORMAN UN COMPUESTO DEFINIDO ES CONSTANTE.

Ejemplo:

¿Cuántos gramos de H se combinarán con 120g de O para formar H2O? ¿Cuál es la masa de H2O obtenida?

Siendo: Mh/ Mo = 1/8 resulta Mh = Mo/8

Entonces: mH = 120g/8 =15g

Los 120g de O se combinarán con 15g de H para formar 135g de H2O.

Ley de las proporciones múltiples (Dalton)

El químico John Dalton estudió la relación de masas entre dos o más elementos que pueden unirse entre sí para formar más de un compuesto.

Por ejemplo, bajo determinadas condiciones, el H y el O pueden combinarse para formar un compuesto distinto (H2O), el agua oxigenada posse moléculas con dos átomos de 2g se combinan con 16g de O, mientras que en el caso del agua oxigenada se combinan 2g de H con 32g de O. La relación de las masas de O en los dos compuestos (16g/32g) conduce al valor ½, cuyos términos son números pequeños y enteros.

Dalton generalizó el resultado anterior y enunció asi su ley:

CUANDO DOS O MÁS ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR DIFERENTES COMPUESTOS, LAS MASAS DE UNO DE ELLOS QUE SE COMBINAN CON UNA MISMA MASA DE OTRO, GUARDAN ENTRE SÍ UNA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS Y PEQUEñOS.

Simbólicamente:

Mb/M'b = p/q

Siendo Mb y M'b las masas de un elemento que se combinan con la misma masa de otro en diferentes compuestos,y p y q números enteros y pequeños.

Ejemplo:

Los elementos A y B pueden formar dos compuestos diferentes:

• compuesto 1: 0,579 de A y 0,422 g de B

• compuesto 2: 17,9 de A y 26,1g de B

Ley de los pesos equivalentes (Richter):

Consideremos tres elementos A, B y C, que pueden combinarse mutuamente para formar los compuestos AB, BC y AC. Si la comparamos las masas A y C que se combinan con la misma masa de B para formar Ab y BC, obtendremos cierta relación mA/mC. Nos preguntaremos ahora cuál será la relación de masas con que se combinan los elementos A y C para formar el compuesto AC. La ley de Richter establece que dicha relación es precisamente mA/mC.

Enunciamos así la ley de Ritcher:

LA RELACIÓN ENTRE LAS MASAS DE DOS ELEMENTOS QUE SE COMBINAN PARA FORMAR UN COMPUESTO DETERMINADO ES IGUAL A LA RELACIÓN DE LAS MASAS EN QUE DICHOS ELEMENTOS SE COMBINAN CON LA MISMA MULTIPLICADA POR UNA RELACIÓN ENTRE NÚMEROS ENTEROS Y PEQUEñOS.

Ejemplo: Los elementos Ca, O y Cl pueden combinarse de a dos para formar tres compuestos:

- Compuesto 1: 14g de N y 40g de O

- Compuesto 2: 14 g de N y 3g de H

• Compuesto 3: 1g de H y 8g de O

Con 14 g de N se combinan 40 g de O y 3g de H. La relación es 40/3. En el tercer compuesto la relación es 1/8. Si la ley de Ritcher se cumple, debemos hallar dos números enteros y chicos py q tales que:

8/1 = 40/3 x p/q

El valor de p/q resulta de despejar en la anterior:

P/q =8.3/40 = 24/40 = 3/5

8/1 = 40/3 x 3/5

(mO/mH) en 3 = (mO) en 1/ (mH) en 2 x 3/5

La ley de Ritcher se cumple porque p/q se obtiene por reducción de la fracción 24/40.

Equivalente-gramo de un elemento es un compuesto dado:

La ley de Ritcher muestra que es conveniente comparar las masas con que se combinan los diversos elementos con una masa fija de un elemento convencionalmente elegido. Se ha propuesto el O como elemento patrón, en vista de su facilidad para combinarse con la mayoría de los demás.

En ciertas reacciones químicas, el O que integra un compuesto es desplazado por otro elemento.

Entonces se llama equivalente-gramo de un elemento en un compuesto dado a la masa de dicho elemento que se combina con (o desplaza a) 8g de O.

Puede también utilizarse como elemento patrón al H, tomándose como masa de referencia 1g de dicho elemento. De acuerdo con lo visto, los equivalente gramo de un elemento dependen del compuesto en el que dicho elemento se presenta.

Ejemplo: 20,04 g es el equivalente-gramo del Ca en el óxido de calcio.

No es correcto hablar, por lo tanto, del equivalente-gramo de un elemento, a secas, sin mencionar el compuesto en que interviene. Un elemento puede tenes más de un equivalente gramo, si puede formar con el O más de un compuesto.

Los equivalente-gramo se denominan también pesos de combinación.

Leyes de las combinaciones gaseosas:

Las leyes gravimétricas establecen relaciones entre las masas de los elementos que se combinan para formar compuestos. En el caso particular de los gases es más conveniente operar con volúmenes , debido a las características propias del estado gaseoso. En 1808, Joseph Gay Lussac estudió las relaciones entre los volúmenes de distintos gases (H, Cl, N, y O) cuando se combinan para fornar compuestos gasesoso.

Las leyes que obtuvo se denominan LEYES DE LAS COMBINACIONES GASEOSAS.

Para generalizar estos resultados, Gay Lussac estableció las siguientes leyes:

(Es decir que la relación de volúmenes de los gases que se combinan conduce a una relación de números enteros y chicos)

(En la reacción c, la relación entre el volúmen de amoníaco y el de H es 2/3)

(Reacción A)

(Las reacciones b y c ejemplifican esta ley)

Como consecuencia de las leyes 3 y 4 , decimos que en estas reacciones los volúmenes no son aditivos (no se puede obtener el volumen final sumando los volúmenes iniciales) a menos que se combinen volúmenes iguales de los gases reaccionantes.

La condición de que los volúmenes de los gases reaccionantes y de los productos de la reacción se midan en iguales condiciones de presión y temperatura es fundamental, porque de otro modo las relaciones de combinación no son sencillas, como establecen las leyes anteriores.

Conclusión: las leyes gravimétricas y las de combinaciones gaseosas constituyen las llamadas leyes fundamentales de la química.