La revolución de la Química tuvo lugar a finales del siglo XVIII, con más de un siglo de retraso con respecto a la Física. La causa de esto hay que buscarla en la dificultad de estudiar los complejos sistemas químicos, que requerían nuevas técnicas de trabajo experimental y una mejora en la precisión en las medidas de las masas y los volúmenes que aparecen en las reacciones. En el siglo XVIII mejoraron las técnicas y se concedió la debida importancia a la medida, lo cual permitió descubrir y enunciar leyes.
Las Leyes fundamentales, son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas.
LEY
DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER
En 1774 Lavoisier enunció su ley de conservación de la masa, de forma que: en toda transformación química, la
masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los
productos de la reacción.
Así, según Lavoisier, en la reacción del cobre con el azufre para originar
sulfuro cúprico, mediante:
Cu +
S ---> CuS
Resulta que
4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y producen 6,02 g de CuS.
Es decir, que: en una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye,
sólo se reorganiza.
LEY
DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST
Joseph Louis Proust (1754-1826) sostenía que la
composición porcentual de un compuesto químico era siempre la misma,
independientemente de su origen, por el contrario Claude Louis
Berthollet (1748-1822) afirmaba que los elementos, dentro de ciertos límites,
podían unirse en todas las proporciones.
Con el tiempo, se impuso el criterio de Proust apoyado en un experimento
realizado en 1799, demostrando que la composición del carbonato cúprico era
siempre la misma, cualquiera que fuese su método de obtención en la naturaleza
o en el laboratorio: 5 partes de cobre, 4 de oxígeno y 1 de carbono.
Por tanto: los elementos
se combinan para formar compuestos, y siempre lo hacen en proporciones fijas y
definidas.
Ejemplo:
El
hidrógeno y el oxígeno cuando se unen para formar agua, siempre reaccionan en
la proporción de 1 g de hidrógeno con 8 g de oxígeno (o 2 g de hidrógeno con 16
de oxígeno; o 0,5 g de hidrógeno con 4 de oxígeno). Esta proporción no depende
de la forma en que tenga lugar la reacción.
mO = 8gr = 16gr = 4gr = 8
mH 1gr
2gr 0,5gr
LEY DE LAS
PROPORCIONES MÚLTIIPLES O LEY DE DALTON
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1802 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.
Esta ley enuncia que: “Cuando
dos elementos se combinan para formar varias sustancias compuestas, mientras la
masa de uno de los elementos permanece constante en dichas sustancias, las
masas del otro elemento guardan entre sí una relación de número enteros y
pequeños”.
Ejemplo:
16
gr de oxígeno se combinan con 2 gramos de hidrógeno para formar agua:
mH= 2gr= 1
mO 16gr
8
En
el agua oxigenada: 32gr de oxígeno se unen con 2gr de hidrógeno:
mH= 2gr=
1
mO 32gr
16
Comparando
ambas relaciones se observa que las masas de hidrógeno son iguales, mientras
que las masas de oxígeno se encuentran entre sí en una relación de números
enteros y pequeños:
mO= 8= 1
mO 16
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Esta ley es también conocida como ley de Richter en honor al químico alemán
Jeremías Richter (1762-1807), quien en 1792 esbozó dicha ley al estudiar
fenómenos de neutralización de ácidos con bases, y, aunque formalmente no
enunció la ley, tuvo el mérito de realizar dichas experiencias antes de
establecerse las leyes de Proust y de Dalton.
La generalización de este hecho a otros ejemplos ha llevado a enunciar la ley
de las proporciones recíprocas de la siguiente manera: las masas de los elementos que se
combinan con una masa de un tercero, guardan la misma proporción que las masas
de los dos cuando se combinan entre sí.
Ejemplo:
•
En el óxido de calcio: 40gr de calcio se combinan con 16gr de oxígeno;
•
En el monóxido de dicloro:
71gr de cloro también se combinan con 16gr de oxígeno;
•
40gr de calcio se combinan con 71gr de cloro para formar cloruro de calcio.
De
esto se deduce que las masas de calcio y de cloro, que se combinan con la masa
de oxígeno, son iguales a las masas que se combinan entre sí para formar
cloruro de calcio.
