Un
primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las
cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo
meramente cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su
aplicación sistemática al estudio de las transformaciones químicas por
LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las combinaciones
químicas y al establecimiento de la química como ciencia.
Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier (1743 - 1794).
La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que
sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos
químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de
los productos de la reacción.
En una reacción química ordinaria la masa permanece
constante, es decir, la masa consumida de los reactivos (fig 1) es igual a la masa
obtenida de los productos (fig 3). Una salvedad que hay que tener en cuenta es la
existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de
forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la
equivalencia entre masa y energía.
La ley de la conservación de la materia no es absolutamente
exacta. La teoría de la relatividad debida a EINSTEIN (1879-1955) ha eliminando él dualismo
existente en la física clásica entre la materia ponderable y la energía
imponderable. En la física actual, la materia y la energía son de la misma
esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una masa, sino que
la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma
distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc2 en donde E
es la energía, m la masa y c la velocidad de la luz
Ley de las proporciones definidas o de Proust (1754-1826).
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un
determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante
independientemente del proceso seguido para formarlo.
Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista: Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los
elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una
proporción ponderal constante.
Así, por ejemplo, en el dióxido de carbono los gramos de carbono y los
gramos de oxígeno están siempre en la proporción 3/8, independientemente del
origen del dióxido de carbono.
Otro ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua. La reacción entre el hidrógeno y el oxígeno para dar agua es
la siguiente: H2 + O2 ⇒ H2O
Ley de las proporciones múltiples o de Dalton (1766-1844).
Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una
cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto
están en la relación de números enteros sencillos.
La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan
en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el
oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que
contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre
combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:
Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.
Ley de las proporciones recíprocas o de Richter (1762-1807).
Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un
mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos
cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
Así, por ejemplo,
con 20g de calcio se unen: 8 g de oxigeno, para formar CaO;
con 20g de calcio se une: 1 g de hidrogeno, para formar CaH2;
Pero los elementos hidrógeno y oxigeno pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos.
con 20g de calcio se unen: 8 g de oxigeno, para formar CaO;
con 20g de calcio se une: 1 g de hidrogeno, para formar CaH2;
Pero los elementos hidrógeno y oxigeno pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos.
La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada
elemento un peso relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une
con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia.
Estos pesos de
combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso equivalente de un
elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza
-equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno.
Se denomina también equivalente químico. Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos
elementos tienen varios equivalentes.
Ley de los volúmenes de combinación o de Gay- Lussac (1778-1850).
Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto
que es más sencillo medir un volumen que un peso de gas era natural se
estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan.
En cualquier reacción química los volúmenes de todas las
sustancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros
sencillos.
Al obtener vapor de agua a
partir de los elementos (sustancias elementales) se había encontrado que un
volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno formándose dos
volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura.
Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:
