Generalidades. Las leyes que rigen los cambios químicos se realizan de acuerdo con ciertas reglas naturales que se llaman leyes estequiométricas. Estas leyes se refieren a las cantidades de sustancia que toman parte en las reacciones químicas y son de dos clases: ponderales y volumétricas.
Concepto. Las leyes fundamentales son las que se refieren a las cantidades de “masa” o “peso”, se emplean indistintamente a pesar de no significar exactamente lo mismo, ya que masa es la cantidad de materia que contiene un cuerpo, es invariable en cualquier lugar de la tierra y a cualquier altura, mientras que peso, es la fuerza con que un cuerpo es atraído por la gravedad de la tierra y es igual peso = masa por la aceleración de la gravedad, podemos utilizar indistintamente uno u otro término en los enunciados de las leyes fundamentales que son cuatro:
1. Ley de la conservación de masa (Ley de Lavoisier)
2. Ley de las proporciones definidas o constantes (Ley de Proust)
3. Ley de las proporciones múltiples (Ley de Dalton)
4. Ley de las proporciones recíprocas, o pesos equivalentes (Ley de Ritchter, químico francés).
1. Ley de Lavoisier. Esta ley es la base fundamental de la química, se llama también ley de la conservación de la materia, de peso de energía y dice:
“En toda reacción química, la suma de los pesos de las sustancias que reaccionan siempre es igual al peso total de las sustancias que resulten”.
La ley de Lavoisier se aplica a cada instante porque permite representar una reacción química por una igualdad llamada ecuación química. Los cálculos basados en las ecuaciones químicas son los más importantes de la química general, y en cuanto a las unidades de peso, podemos expresar en gramos, kilogramos, toneladas u otras, unidades de peso como ser libras, Ejemplo:
Si reaccionan 12 gs. de carbono con 32 gs. de oxígeno dan 44 gs. de CO2
Por lo tanto, se puede decir que 12 gramos de carbono reaccionan con 32 gramos de O2 del aire para formar 44 gs. de CO2, pero en todos los casos la suma de los pesos de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de los compuestos que se forman, o productos.
Esta ley ha sido probada experimentalmente con la balanza de precisión, pesando la materia antes y después de la reacción, y así formuló su ley en 1.789.
La consecuencia lógica de esta ley es que la materia no se puede crear ni destruir: sólo se puede transformar, ya que en las reacciones químicas una clase de materia se transforma en otra. Sin aumentar ni disminuir su peso total.
Sin embargo, se ha demostrado modernamente que la materia puede destruirse como tal, transformándose en energía es decir en calor, luz, etc., de todos modos, la destrucción de la materia en las reacciones químicas es infinitamente pequeña, por lo que es despreciable (teoría de la relatividad).
Por esto la ley de la conservación de la materia tiene su validez.
Nota. No obstante, se debe advertir que esta ley rige solo para las reacciones de la química clásica, ya que se ha comprobado que en las reacciones nucleares cierta cantidad de masa se transforma en energía.
Ejercicios:
Para cumplir con la ley primeramente se ajusta la reacción indicada luego se escriben los pesos debajo de las fórmulas.
Problema. Calcular el peso del óxido de calcio que se puede obtener por calcinación de 50 Kgs. de Ca CO3 de 95 % de pureza.
Calculando la pureza tenemos:
2. Ley de Proust (Químico francés). Se llama también ley de las proporciones definidas o constantes, fue formulada en el año 1.806 y dice:
“Cuando dos o más cuerpos se combinan para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en proporciones fijas definidas e invariables. Fuera de Estas proporciones el excedente no interviene en la reacción”.
Esto quiere decir, que un compuesto siempre tiene la misma composición, sin que interese su procedencia ni el método con que se obtenga. Así por ejemplo el H Cl obtenido por cualquier método, ya sea por síntesis o por la acción del H2 SO4 sobre Na Cl, se forma siempre en la proporción de 35,5 gs. de cloro por 1 gramo de hidrógeno.
El agua resulta de la unión de dos gramos de hidrógeno con 8 gramos de oxígeno, si hay exceso de uno o de otro elemento la parte que sobra no entra en la combinación, queda libre si se efectúa el análisis del agua dará también las mismas proporciones indicadas.
Esta ley permite distinguir un compuesto químico de una mezcla, puesto que en la mezcla de sustancias los constituyentes pueden tener cualquier proporción, en cambio en las combinaciones químicas lo hacen en cantidades fijas e invariables.
Los elementos de un compuesto entran en un determinado porcentaje, con el porcentaje de estos elementos se puede determinar la fórmula empírica y molecular, tal como se hizo en las lecciones anteriores.
Como quiera que en química se trabajan en cantidades pequeñas, se puede expresar utilizando cantidades menores como ser: mitades, décimos, milésimos, etc., (sub-múltiplos).
Ejemplo: El azufre y el mercurio se combinan para formar sulfuro de mercurio, el peso atómico del S es 32 y d I Hg = 200 luego 32 + 200 = 232 de Hg S.
Para demostrar que la relación fundamental se mantiene utilizamos los sub-múltiplos:
Cuando tomamos pesos arbitrarios, las cantidades que están en exceso en los elementos quedan sobrantes y sin combinar.
Problema. El calcio y el oxígeno se combinan en la relación de 5:2 si tenemos 44 de calcio y 28 gramos de oxígeno. ¿Qué cantidad de Ca O puede formarse, qué elemento sobra y cuánto?
La cantidad de óxido de calcio que se puede formar será la suma de los 44 gs. de calcio más los 17,60 gs. de oxígeno.
44 + 17,60 = 61,60 gs. de óxido de calcio.
De los 28 gs. de oxígeno sólo se ha combinado 17,60 gs. el elemento que sobra es oxígeno.
28 – 17,60 = 10,40 gs.
3. Ley de Dalton (Químico inglés). Se llama también ley de las proporciones múltiples y fue formulada el año 1.803 y dice:
“Cuando dos elementos se combinan para formar varios compuestos s e que el peso de uno de ellos permanece constante, mientras que el peso del otro varía en proporciones" múltiples del peso mínimo de dicho elemento”.
Así por ejemplo el nitrógeno con el oxígeno forma varios compuestos combinándose en un principio un mismo peso de N2 con diferentes pesos de oxígeno para dar:
Obsérvese que los elementos horizontales expresan la ley de Proust o de las proporciones definidas.
Se llama ley de Dalton porque, aunque él no la descubrió, su teoría sirvió para explicarla.
Ley de Richter. Químico alemán, se llama también de las proporciones recíprocas o de los pesos equivalentes, fue formulada en 1762 y comprobada en 1.807 y dice:
“Los pesos de dos elementos que reaccionan con el mismo peso de un tercer elemento, sorprendentemente también pueden reaccionar entre sí en la misma proporción o en sus múltiplos”.
Esta ley permitió establecer el peso de combinación o peso equivalente gramo de un elemento, que es el número de gramos del mismo que se combinarán con, o desplazarán 8 gs. de oxígeno o 1,008 gs. de hidrógeno, así el peso equivalente gramo (p, eq, g) del calcio es 20 gs. porque es la cantidad que se combina con 8 gs. de oxígeno.
Ejemplo. En los compuestos oxigenados del azufre se puede demostrar la ley de Richter tomando como patrón el (p, eq, g) del oxígeno.
Luego también se cumple la ley de las proporciones múltiples.