Leyes ponderales: proporciones definidas y múltiples
A finales del siglo XVIII y principios del XIX, antes de que nadie pudiera ver un átomo, los químicos descubrieron tres regularidades al pesar con cuidado los reactivos y los productos. Se llaman leyes ponderales (de pondus, peso en latín). La primera es la conservación de la masa de Lavoisier; aquí se tratan las otras dos, que fueron la evidencia más fuerte de que la materia está hecha de átomos.
Ley de las proporciones definidas (Proust, 1799)
Joseph Louis Proust, un químico francés que trabajó muchos años en España, enunció que un compuesto puro siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción en masa, sin importar cómo se prepare ni de dónde provenga.
El agua, sea de lluvia, de un pozo en Nuevo León o fabricada en el laboratorio quemando hidrógeno, siempre tiene 11.19 % de hidrógeno y 88.81 % de oxígeno en masa. Equivale a decir que siempre hay 7.94 g de oxígeno por cada gramo de hidrógeno.
Proust estudió el carbonato de cobre: lo obtenía de minerales naturales o lo sintetizaba en el laboratorio, y siempre tenía la misma composición. Su contemporáneo Claude Berthollet sostenía lo contrario, que las proporciones podían variar. El debate duró años y lo ganó Proust, aunque hoy se sabe que Berthollet tenía algo de razón: existen sólidos, como algunos óxidos de hierro, cuya composición varía un poco. Se les llama compuestos no estequiométricos o bertólidos.
Cómo usarla en un problema
Si se sabe que el agua tiene 11.19 % de hidrógeno, ¿cuánto oxígeno se necesita para combinarse con 5.00 g de hidrógeno? La proporción es fija: 88.81 ÷ 11.19 = 7.937 g de O por cada g de H, así que se necesitan 5.00 × 7.937 = 39.7 g de oxígeno. Si se ponen más, el exceso sobra sin reaccionar: la ley de las proporciones definidas es lo que hace que exista un reactivo limitante.
Ley de las proporciones múltiples (Dalton, 1803)
John Dalton notó algo más sutil: cuando dos elementos forman más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija del otro están en una relación de números enteros pequeños.
El carbono y el oxígeno forman dos óxidos:
| Compuesto | Oxígeno por cada 12.011 g de carbono |
|---|---|
| Monóxido de carbono, CO | 15.999 g |
| Dióxido de carbono, CO2 | 31.998 g |
La relación entre las masas de oxígeno es 31.998 ÷ 15.999 = 2: un número entero. Con el nitrógeno pasa lo mismo y la serie es más larga: en el N2O, el NO y el NO2, las masas de oxígeno por cada 28 g de nitrógeno están en proporción 1 : 2 : 4.
Por qué estas leyes llevaron a la teoría atómica
Dalton se preguntó qué tendría que ser cierto para que la naturaleza se comportara así. Su respuesta fue la teoría atómica: si los elementos están formados por átomos indivisibles con una masa característica, y los compuestos son combinaciones de un número entero de átomos, entonces:
- Un compuesto con una fórmula fija, como H2O, tendrá siempre la misma proporción en masa (proporciones definidas).
- Dos compuestos de los mismos elementos solo pueden diferir en átomos enteros, como CO y CO2, y por esa razón las masas están en relaciones de números enteros (proporciones múltiples).
Nadie puede tener «media molécula de oxígeno extra». Las leyes ponderales eran la huella de los átomos en la balanza.
Lo que sigue: Gay-Lussac y Avogadro
Poco después, Gay-Lussac encontró que los volúmenes de los gases que reaccionan también están en proporciones de números enteros: 2 volúmenes de hidrógeno con 1 de oxígeno dan 2 de vapor de agua. Avogadro lo explicó proponiendo que volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas, y que el hidrógeno y el oxígeno son diatómicos. De esa idea nacieron, décadas después, el mol y las masas atómicas que usamos hoy.
Comprueba la composición fija de cualquier compuesto
Calculadora de masa molar