QUINES SÓN LES LLEIS PONDERALS DE LA QUÍMICA? (EXEMPLES) - QUIMICA - 2026

Les lleis ponderals de la química són aquelles que han demostrat que les masses de les substàncies que reaccionen no ho fan de manera arbitrària ni atzarosa; sinó mantenint una constant proporció matemàtica de nombres sencers o submúltiples dels mateixos, en la qual els àtoms dels elements no es creen ni es destrueixen.

En temps passats establir aquestes lleis va requerir d'esforços extraordinaris de raonament; perquè si bé ara sembla massa evident, abans ni tan sols es coneixien les masses atòmiques ni moleculars dels elements o compostos, respectivament.

Font: Jeff Keyzer from Austin, TX, USA

Ja que no se sabia quant exactament equivalia un mol d'àtoms de cada element, els químics dels segles XVIII i XIX van haver de basar-se en les masses reaccionants. De manera que les balances analítiques rudimentàries (imatge superior) van ser companyes inseparables durant els centenars d'experiments necessaris per a l'assentament de les lleis ponderals.

És per aquesta raó que quan s'estudien aquestes lleis de la química s'ensopega amb mesuraments de masses a cada instant. Gràcies a això, extrapolant els resultats dels experiments es va descobrir que els compostos químics purs es formen sempre amb la mateixa proporció màssica dels seus elements constituents.

Llei de la conservació de la massa

Aquesta llei diu que en una reacció química, la massa total dels reactius és igual a la massa total dels productes; sempre que, el sistema considerat sigui tancat i no hi hagi intercanvi de massa i energia amb els seus voltants.

En una reacció química, les substàncies no desapareixen, sinó que es transformen en altres substàncies d'igual massa; d'allí la cèlebre frase: "res es crea, res es destrueix, tot es transforma".

Històricament, la llei de la conservació de la massa en una reacció química, va ser proposada primer a 1756 per Mikhail Lomonsov, que va mostrar en el seu diari els resultats dels seus experiments.

Posteriorment en 1774, Antoine Levoisier, químic francès, va presentar els resultats dels seus experiments que van permetre establir aquesta; la qual, alguns l'anomenen també la Llei de Lavoisier.

Experiments de Lavoisier

En el temps de Lavoisier (1743-1794), existia la Teoria de l'Flogisto, segons la qual els cossos tenien la capacitat d'inflamar o cremar-se. Els experiments de Lavoisier van permetre rebutjar aquesta teoria.

Lavoisier va realitzar nombrosos experiments de combustió de metalls. Pesava cuidosamente els materials abans i després de la seva combustió en un recipient tancat, trobant que hi havia una aparent guany de pes.

Però Lavoiser, basat en el coneixement que tenia de el paper de l'oxigen en la combustió, va concloure que el guany de pes en la combustió era deguda a la incorporació de l'oxigen a l'material en combustió. Havia nascut el concepte dels òxids metàl·lics.

Per tant, la suma de les masses dels metalls sotmesos a combustió i de l'oxigen romania inalterable. Aquesta conclusió va permetre l'establiment de la Llei de la conservació de la massa.

-Balanceo d'equacions

La llei de la Conservació de les Masses va establir la necessitat de balancejar les equacions químiques, garantint que el nombre de tots els elements que intervenen en una reacció química, tant com reactius o com a productes, sigui exactament el mateix.

Aquest és un requisit imprescindible per a l'exactitud dels càlculs estequiomètrics que es realitzin.

-Càlculs

Moles d'aigua

Quants mols d'aigua poden produir-se durant la combustió de 5 mols de metà en un excés d'oxigen? Demostri a més que es compleix la llei de la conservació de la matèria.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Observant l'equació balancejada de la reacció, es conclou que 1 mol de metà produeix 2 mols d'aigua.

El problema pot ser resolt directament amb un plantejament simple, ja que no tenim 1 mol sinó maig mols de CH ₄:

Moles d'aigua = 5 mols de CH ₄ · (2 mols de H ₂ O / 1 mol de CH ₄)

= 10

El que equivaldria a 180 g de H ₂ O. També es va formar maig mol o 220 g de CO ₂, el que és igual a una massa total de 400 g de productes.

Sent així, perquè es compleixi la llei de la conservació de la matèria ha de reaccionar 400 g de reactius; ni més, ni menys. D'aquests 400 g, 80 g corresponen als 5 mols de CH ₄ (multiplicant per la seva massa molecular de 16 g / mol), i 320 ga els 10 mols d'O ₂ (de la mateixa manera per la seva massa molecular de 32 g / mol).

Combustió d'una cinta de magnesi

Una cinta de magnesi de 1,50 g es va cremar en un recipient tancat que contenia 0,80 g d'oxigen. Després de la combustió va quedar en el recipient 0,25 g d'oxigen. a) Quina massa d'oxigen va reaccionar? b) Quant òxid de magnesi es va formar?

La massa d'oxigen que va reaccionar s'obté mitjançant una diferència simple.

Massa d'oxigen consumit = (massa inicial - massa residual) oxigen

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

Segons la llei de la conservació de la massa, Massa d'òxid de magnesi = massa de magnesi + massa d'oxigen

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Llei de les proporcions definides

Joseph Louis Proust (1754-1826), químic francès, es va adonar que en una reacció química els elements químics reaccionen sempre en proporcions fixes de masses per formar un compost pur en específic; per tant, la seva composició és constant, independentment de la font o procedència, ni com es sintetitza.

Proust en 1799 va enunciar la llei de les proporcions definides, la qual estableix que: "Quan dos o més elements es combinen per formar un compost, ho fan en una relació fixa de massa". Llavors, aquesta relació és fixa i no depèn de l'estratègia seguida per a la preparació de l'compost.

A aquesta llei també se li coneix com la llei de la composició constant, la qual assenyala que: "Tot compost químic en estat de puresa conté sempre els mateixos elements, en una proporció constant de massa".

-Ilustración de la llei

El ferro (Fe) reacciona amb el sofre (S) per formar sulfur de ferro (FeS), es poden assenyalar tres situacions (1, 2 i 3):

Per trobar la proporció en què es combinen els elements, es divideix la massa gran (Fe) entre la massa menor (S). El càlcul dóna una proporció de 1,75: 1. Aquest valor es repeteix en les tres condicions donades (1, 2 i 3), on s'obté la mateixa proporció encara que s'utilitzen masses diferents.

És a dir que 1,75 g de Fe es combinen amb 1,0 g de S per donar 2,75 g de FES.

-Aplicacions

Mitjançant l'aplicació aquesta llei, es pot conèixer exactament les masses dels elements que han de combinar-se per a obtenir una massa desitjada d'un compost.

D'aquesta manera, es pot obtenir informació sobre la massa sobrant d'algun dels elements que intervenen en una reacció química, o si hi ha un reactiu limitant en la reacció.

A més, s'aplica per conèixer la composició centesimal d'un compost, i basant-se en aquesta última, es pot establir la fórmula d'un compost.

Composició centesimal d'un compost

El diòxid de carboni (CO ₂) és format en la següent reacció:

C + O ₂ => CO ₂

12 g de carboni es combinen 32 g d'oxigen per donar 44 g de diòxid de carboni.

Llavors, el percentatge de carboni és igual a

Percentatge de l'carboni = (12 g / 44 g) · 100%

= 27,3%

Percentatge d'oxigen = (32 g / 44 g) · 100%

Percentatge d'oxigen = 72,7%

Usant l'enunciat de la Llei de la Composició Constant, es pot assenyalar que el diòxid carboni sempre està format per 27,3% de carboni i 72,7% d'oxigen.

-Càlculs

Triòxid de sofre

A l'fer reaccionar en diferents recipients 4 gi 6 g de sofre (S) amb oxigen (O), es van obtenir, respectivament, 10 gi 15 g de triòxid de sofre (SO ₃).

Per què es van obtenir aquestes quantitats de triòxid de sofre i no altres?

Calculi a més la quantitat de sofre necessària per combinar-se amb 36 g d'oxigen i la massa de triòxid de sofre obtinguda.

Part a)

En el primer recipient es barregen 4 de sofre amb X g d'oxigen per obtenir 10 g de triòxid. Si s'aplica la llei de conservació de la massa, podem aclarir la massa d'oxigen que es va combinar amb el sofre.

Massa d'oxigen = 10 g de triòxid d'oxigen - 4 g de sofre.

= 6 g

Al recipient 2 es barregen a 6 g de sofre amb X g d'oxigen per obtenir 15 de triòxid de sofre.

Massa d'oxigen = 15 g de triòxid de sofre - 6 g de sofre

= 9 g

Es procedeix llavors a calcular les proporcions O / S per a cada recipient:

Proporció O / S en la situació 1 = 6 g O / 4 g S

= 1,5 / 1

Proporció O / S en la situació 2 = 9 g O / 6 g S

= 1,5 / 1

La qual cosa, està d'acord amb el plantejat en la llei de les proporcions definides que assenyala que els elements sempre es combinen en la mateixa proporció per formar un determinat compost.

Per tant, els valors obtinguts són correctes i els que corresponen a l'aplicació de la Llei.

Part b)

A la secció anterior es va calcular un valor de 1,5 / 1 per a la proporció O / S.

g de sofre = 36 d'oxigen · (1 g de sofre / 1,5 g d'oxigen)

= 24 g

g de triòxid de sofre = 36 g d'oxigen + 24 g de sofre

= 60 g

Clor i magnesi

El clor i el magnesi es combinen en la proporció de 2,95 g de clor per cada g de magnesi. a) Determineu les masses de clor i de magnesi necessàries per obtenir 25 g de clorur de magnesi. b) Quin és composició percentual de l'clorur de magnesi?

Part a)

Basant-se en el valor 2,95 per a la relació Cl: Mg, es pot fer el plantejament següent:

2,95 g de Cl + 1 g de Mg => 3,95 g de MgCl ₂

després:

g de Cl = 25 g de MgCl ₂ · (2,95 g Cl / 3,95 g MgCl ₂)

= 18,67

g de Mg = 25 g de MgCl ₂ · (1 g Mg / 3,95 g MgCl ₂)

= 6,33

Llavors, 18,67 g de clor es combinen amb 6,33 g de magnesi per produir 25 g de clorur de magnesi.

Part b)

Es calcula primer la massa molecular de l'clorur de magnesi, MgCl ₂:

Pes molecular MgCl ₂ = 24,3 g / mol + (2 · 35,5 g / mol)

= 95,3 g / mol

Percentatge de magnesi = (24,3 g / 95,3 g) x 100%

= 25,5%

Percentatge de clor = (71 g / 95,3 g) x 100%

= 74,5%

Llei de les proporcions múltiples o llei de Dalton

La Llei va ser enunciada en 1803 pel químic i meteoròleg francès John Dalton, basant-se en les seves observacions respecte a les reaccions dels gasos atmosfèrics.

La llei va ser enunciada en la forma següent: "Quan elements es combinen per donar més d'un compost, una massa variable d'un d'ells s'uneix a una massa fixa de l'altre i la primera té com a relació de nombres canonges i indistints".

També: "Quan dos elements es combinen per originar diferents compostos, donada una quantitat fixa d'un d'ells, les diferents quantitats de l'altre element que es combinen amb aquesta quantitat fixa per produir els compostos, estan en relació de nombres enters senzills".

John Dalton va realitzar la primera descripció moderna d'l'àtom com un component dels elements químics, quan va assenyalar que els elements estan formats per partícules indivisibles anomenats àtoms.

A més, va postular que els compostos es formen quan àtoms de diferents elements es combinen entre si en proporcions de nombre enters senzills.

Dalton va completar els treballs investigativos de Proust. Va assenyalar l'existència de dos òxids de l'estany, amb percentatges de 88,1% i el 78,7% d'estany amb els corresponents percentatges d'oxigen, 11,9% i 21,3%, respectivament.

-Càlculs

Aigua i peròxid d'hidrogen

Demostri que els compostos aigua, H ₂ O, i peròxid d'hidrogen, H ₂ O ₂, compleixen la Llei de les Proporcions Múltiples.

Pesos atòmics dels elements: H = 1 g / mol i oxigen = 16 g / mol.

Pesos moleculars dels compostos: H ₂ O = 18 g / mol i H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

L'hidrogen és l'element amb una quantitat fixa en H ₂ O i H ₂ O ₂, de manera que s'establiran les proporcions entre O i H en tots dos compostos.

Proporció O / H en H ₂ O = (16 g / mol) / (2 g / mol)

= 8/1

Proporció O / H en H ₂ O ₂ = (32 g / mol) / (2 g / mol)

= 16/1

Relació entre les dues proporcions = (16/1) / (8/1)

= 2

Llavors, la relació de la proporció O / H entre el peròxid d'hidrogen i l'aigua és de 2, un nombre sencer i senzill. Per queda demostrat el compliment de la Llei de les Proporcions Múltiples.

Òxids de nitrogen

Quina massa d'Oxigen es combina amb 3,0 g de nitrogen en a) òxid nítric, NO ib) diòxid de nitrogen, NO ₂. Demostri que el NO i el NO ₂ compleixen la Llei de les Proporcions Múltiples.

Massa de nitrogen = 3 g

Pesos atòmics: nitrogen, 14 g / mol, i oxigen, 16 g / mol.

càlculs

Al NO, un àtom de N es combina amb 1 àtom d'O, de manera que es pot calcular la massa d'oxigen que es combina amb 3 g de nitrogen mitjançant el plantejament següent:

g d'O = g nitrogen · (PA. O / PA. N)

= 3 g · (16 g / mol / 14 g / mol)

= 3,43 g O

Al NO ₂, un àtom de N es combina amb 2 àtoms d'O, de manera que la massa d'oxigen que es combina és:

g d'oxigen = 3 g · (32 g / mol / 14 g / mol)

= 6,86 g O

Proporció O / N a NO = 3,43 g O / 3 g N

= 1,143

Proporció O / N a NO ₂ = 6,86 g O / 3 g N

= 2,282

Valor de la relació entre les proporcions O / N = 2,282 / 1,143

= 2

Llavors, el valor de la relació entre les proporcions O / N és de 2, un nombre sencer i senzill. Per tant, es compleix la Llei de les Proporcions Múltiples.

Llei de les proporcions recíproques

Aquesta llei formulada per Richter i Carl F. Wenzel per separat, estableix que les proporcions màssiques de dos compostos amb un element en comú, permet determinar la proporció d'un tercer compost entre els altres elements si reaccionessin.

Per exemple, si es tenen els dos compostos AB i CB, s'observa que l'element comú és el B.

La llei de Richter-Wenzel o de les proporcions recíproques diu que, coneixent quant d'A reacciona amb B per donar AB, i quant de C reacciona amb B per donar CB, es pot calcular la massa d'A que es necessita per reaccionar amb una massa de C per formar AC.

I el resultat, és que la proporció A: C o A / C ha de ser un múltiple o submúltiple d'A / B o C / B. No obstant això, no sempre es compleix aquesta llei, especialment quan els elements presenten diversos estats d'oxidació.

De totes les lleis ponderals aquesta és potser la més "abstracta" o complicada. Però si s'analitza des d'un punt de vista matemàtic, es veurà que consisteix únicament de factors de conversió i cancel·lacions.

-Exemples

metà

Si se sap que 12 g de carboni reacciona amb 32 g d'oxigen per formar diòxid de carboni; i que, d'altra banda, 2 g d'hidrogen reacciona amb 16 g d'oxigen per formar aigua, llavors es pot estimar les proporcions màssiques C / O i H / O pel CO ₂ i H ₂ O, respectivament.

Calculant C / O i H / O es té:

C / O = 12 g C / 32g O

= 3/8

H / O = 2 g H / 16g O

= 1/8

L'oxigen és l'element en comú, i es desitja conèixer quant de carboni reacciona amb hidrogen per produir metà; és a dir, es vol calcular C / H (o H / C). Llavors, cal fer una divisió de les proporcions anteriors per demostrar si es compleix o no la reciprocitat:

C / H = (C / O) / (H / O)

Cal notar que d'aquesta manera es cancel·la els O i queda C / H:

C / H = (3/8) / (1/8)

= 3

I 3 és un múltiple de 3/8 (3/8 x 8). Això vol dir que 3 g de C reacciona amb 1 g de H per donar metà. Però, per a poder comparar-lo amb el CO ₂, es multiplica C / H per 4, que és igual a 12; això dóna 12 g de C que reacciona amb 4 g de H per formar metà, la qual cosa també és cert.

Sulfur de magnesi

Si se sap que 24 g de magnesi reacciona amb 2 g d'hidrogen per formar hidrur de magnesi; i que a més, 32 g de sofre reacciona amb 2 g d'hidrogen per formar sulfur d'hidrogen, l'element en comú és l'hidrogen i es vol calcular Mg / S a partir de Mg / H i H / S.

Calculant llavors Mg / H i H / S per separat es té:

Mg / H = 24g mg / 2g H

= 12

H / S = 2 g H / 32g S

= 1/16

No obstant això, convé utilitzar S / H per cancel·lar l'H Per tant, S / H és igual a 16. Després, es procedeix a calcular Mg / S:

Mg / S = (Mg / H) / (S / H)

= (12/16)

= 3/4

I 3/4 és un submúltiple de 12 (3/4 x 16). La proporció Mg / S assenyala que 3 g de Mg reacciona amb 4 g de sofre per formar sulfur de magnesi. No obstant això, cal multiplicar Mg / S per 8 per a poder comparar-ho amb Mg / H. Així, 24 g de Mg reacciona amb 32 g de sofre per donar aquest sulfur metàl·lic.

Clorur d'alumini

Se sap que 35,5 g de Cl reacciona amb 1 g de H per formar HCl. Així mateix, 27 g de A l'reacciona amb 3 g de H per formar AlH ₃. Calculi la proporció de el clorur d'alumini i digui si tal compost obeeix la llei de Richter-Wenzel.

Novament, es procedeix a calcular Cl / H i A / per H per separat:

Cl / H = 35,5g Cl / 1 g H

= 35,5

A l'/ H = 27g A l'/ 3g H

= 9

Ara, es calcula A l'/ Cl:

A l'/ Cl = (A / per H) / (Cl / H)

= 9 / 35,5

≈ 0,250 o 1/4 (en realitat és 0,253)

És a dir, que 0,250 g d'A l'reacciona amb 1 g de Cl per formar la corresponent sal. Però, una altra vegada, s'ha de multiplicar A / per Cl per un nombre que permeti comparar-(per a més comoditat) amb A l'/ H.

Imprecisions en el càlcul

Es multiplica llavors A / per Cl per 108 (27 / 0,250), donant 27 g de A què reacciona amb 108 g de Cl. Això no passa precisament així. Si prenem per exemple el valor 0,253 per A / per Cl, i ho multipliquem per 106,7 (27 / 0,253), s'haurà de 27 g de A l'reacciona amb 106,7 g de Cl; la qual cosa, s'aproxima més a la realitat (AlCl ₃, amb un PA de 35,5 g / mol per al Cl).

Aquí s'observa com la llei de Richter pot començar a trontollar per qüestions de precisió i mal ús dels decimals.

referències

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning.
2. Flors, J. Química (2002). Editorial Santillana.
3. Joaquín Sant Fruits Fernández. (Sf). Les lleis ponderals i volumètriques. Recuperat de: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (Sf). Laws of Chemical Combination. Recuperat de: toppr.com
5. Brilliant. (2019). Laws of Chemical Combination. Recuperat de: brilliant.org
6. Chemistry LibreTexts. (15 de juliol de 2015). Fonamental Chemical Laws. Recuperat de: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 de gener de al 2019). Law of Conservation of Mass. Recuperat de: thoughtco.com