Written by A Leyes de peso son las leyes experimentales que gobiernan las reacciones químicas en general y son relativas a las masas de los componentes de estas reacciones. Básicamente son leyes que relacionan las masas de reactivos y productos en cualquier reacción química.
Las leyes de las reacciones químicas se dividen en dos grupos: Leyes de peso y Leyes volumétricas, por lo que la Ley de Gay Lussac no participa en las Leyes de peso.
Las Leyes Ponderales surgieron a finales del siglo XVIII, y en su elaboración participaron activamente varios químicos y estudiosos de la época. A continuación, veremos más específicamente cada uno de ellos.
«En la naturaleza nada se crea, nada se pierde, todo se transforma.”(Antoine Lavoisier)
Hacia 1774, el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) contó con la colaboración de su esposa Marie Anne Lavoisier para realizar experimentos de combustión y calcinación de sustancias químicas, con el fin de cuantificar y verificar la variación de masa en estas reacciones químicas. La base de los experimentos llevados a cabo por el Sr. y la Sra. Lavoisier fue un experimento de 1760 realizado por el químico ruso Mikhail Lomonosov.
Con el experimento, Lavoisier pudo notar que al calcinar metales expuestos al aire, se producía la formación de óxidos metálicos que tenían un peso mayor que el metal de partida, sin embargo, al quemar materia orgánica como el carbón, también expuesto al aire, la masa final era menor que la masa inicial. Luego, Lavoisier adquirió más información sobre las reacciones que ocurrían al calcinar y quemar diferentes compuestos químicos y observó que el gas que activaba las reacciones de combustión era el oxígeno (nombre dado al gas por el propio Lavoisier algún tiempo después), y que luego de realizar más experimentos podría Deducir que las reacciones de combustión y calcinación son el resultado de la reacción química de la combinación de oxígeno con otros componentes. Realizando experimentos en sistemas cerrados, que permitieron medir con mayor precisión la masa de reactivos y productos de reacciones de calcinación y combustión, incluyendo los reactivos y productos gaseosos que participan activamente en tales reacciones, Lavoisier concluyó que las variaciones observadas en experimentos llevados a cabo en En un sistema abierto, si se sumaban, las masas de reactivos y productos gaseosos eran constantes al inicio y al final de las reacciones de combustión y calcinación a las que se sometían los materiales.
Con la Ley de Lavoisier podemos concluir que en una reacción química realizada en un sistema cerrado, la masa permanece constante desde el inicio hasta el final de la reacción, es decir, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos obtenidos.
metro(reactivos) = m(productos)
La Ley de Lavoisier en su forma originalmente propuesta no se aplica actualmente solo a las reacciones nucleares, debido a que estas reacciones involucran transmutaciones nucleares, donde hay mutación de los núcleos reactivos, además del cambio en la masa inicial de los núcleos reactivos, que es siempre mayor que la masa final de los núcleos de los productos de este tipo de reacción.
«Toda sustancia tiene una proporción constante, en masa, en su composición, y la proporción en la que reacciona y se forma es constante.”(Joseph Louis Proust)
El químico y farmacéutico francés Joseph Louis Proust (1754-1826), al realizar experimentos relacionados con la composición del carbonato de cobre, concluyó que, independientemente del método, origen o proceso de preparación, la proporción de elementos químicos en su composición era siempre la mismo. Este experimento fue lo que impulsó a Proust a, en 1794 o 1797 (hay una variación de fechas en las diferentes literaturas disponibles) a proponer la Ley de proporciones definidas, o también como se le conoce, el Ley de Proust.
Con experimentos realizados utilizando únicamente sustancias puras, Proust pudo comprobar que las masas tanto de los reactivos como de los productos que participan en la reacción tienen su proporción siempre constante, y esto es independiente de las cantidades, por ejemplo:
Hdos + ½ eldos → HdosO
2g + 16g → 18g
0,4 g + 3,2 g → 3,6 g
Con el ejemplo anterior podemos concluir que, en una muestra de agua, siempre habrá un 11,1% en masa de hidrógeno y un 88,9% en masa de oxígeno en la composición. También es posible observar que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos, e incluso si hay más de un reactivo formando un solo producto, sus proporciones son siempre constantes.
«Cuando dos elementos forman dos o más sustancias compuestas diferentes, si la masa de uno de ellos permanece fija, la masa del otro variará en una proporción de números enteros y pequeños.”. (John Dalton)
John Dalton (1766 – 1844), fue un químico, meteorólogo y físico inglés que creó varias teorías y es el fundador de la teoría atómica moderna. Al realizar experimentos dirigidos a las masas de reactivos y productos de reacciones químicas, Dalton creó la Teoría de Proporciones Múltiples, donde la masa fija de uno de los elementos se combina con diferentes masas de un segundo elemento, formando diferentes compuestos, por ejemplo:
Monóxido de carbono: 1C + ½ Odos → 1 CO
Dióxido de carbono: 1C + 1 Odos → 1 COdos
En la primera reacción, vemos la reacción en una proporción de 1: 1, es decir, para 1 átomo de carbono, se usa 1 átomo de oxígeno y el producto de reacción es monóxido de carbono. En la segunda reacción hemos mantenido la cantidad de carbono, pero la proporción de oxígeno se duplica, realizándose en una relación 1: 2, formando dióxido de carbono.
Uno de los ejemplos más comunes encontrados en la literatura para demostrar la aplicación efectiva de esta Ley es la formación de varios óxidos, como los óxidos formados por nitrógeno:
| Nitrógeno | Oxígeno | Óxido formado | Proporción |
| 28g | 16 g | nortedosO | 2: 1 |
| 28g | 32g | nortedosOdos | 2: 2 |
| 28g | 48g | nortedosO3 | 2: 3 |
| 28g | 64g | nortedosO4 | 2: 4 |
Podemos definir genéricamente que:
A + B → C
metroLa + mB → mC
A + B ‘→ C’
metroLa + m ‘B → m ‘C
Manteniendo constante la masa de uno de los reactivos, la masa de los otros reactivos y la masa del producto o productos son variables.
Referencias:
SANTOS, WLPdos .; MOL, G. de S. Citizen Chemistry: Volumen 2: Bachillerato. 2. ed. São Paulo: AJS, 2013.
FONSECA, MRM da. Química 2. 1. ed. São Paulo: Ática, 2013.
http://www.portalmedquimica.com.br/downloads/Leis%20ponderais-Parte%2001-pdf.pdf
http://www.profpc.com.br/Exerc%C3%ADcios%20de%20Qu%C3%ADmica/Setor%20Gama/Gama%20-%20M%C3%B3dulo%2013.pdf
http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/geral/reacoes.pdf
https://acervodigital.unesp.br/bitstream/123456789/41532/6/2ed_qui_m4d8_tm01_box3.pdf
https://acervodigital.unesp.br/bitstream/123456789/41532/7/2ed_qui_m4d8_tm01_box4.pdf
http://allchemy.iq.usp.br/metaboltando/beta/01/jdalton.htm
