- Ley de conservación de la masa
- Ley de la composición constante
- Ley de las proporciones múltiples
- Ley de combinación de los gases
- Teoría atómica de Dalton
- Hipótesis de Avogadro
- Video: Aportaciones de Lavoisier
Antoine Lavoisier haciendo sus experimentos
Ley de Lavosier o de conservación de la masa, publicada en el 1.774
Se suele aceptar que la química se convirtió en una disciplina académica durante la vida del científico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), considerado como el padre de la química moderna.
Entre sus contribuciones más destacadas está la ley de conservación de la materia:
En un sistema aislado la masa se mantiene constante, lo que implica que la masa total de reactivos es igual a la masa total de las sustancias que se obtienen tras la reacción.
Es decir, la masa ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.
En un sistema cerrado (es decir, sin intercambio de materia con el exterior), la masa total de las sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas. Esta ley estaba basada en las observaciones experimentales de Lavoisier.
El principio de conservación de la masa conduce a Lavoisier a la idea fundamental de ecuación química: la herramienta conceptual más útil de la química a partir de entonces.
El gran impulso que Lavoisier dio a la química se debe a la importancia concedida a la balanza: se convierte en el instrumento fundamental del laboratorio.
Se introduce un lenguaje cuantitativo, matemático, como había hecho Galileo en la Física dos siglos antes.
EJEMPLO 1
¿Qué cantidad de carbono reacciona con 16 g de O2, si se obtienen 22 g de CO2?
La reacción de combustión del carbono es:
Aplicando la ley de Lavoisier, la suma de las masas de los reactivos ha de ser igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Por tanto:
Masa del carbono + masa del oxígeno = masa de dióxido de carbono
mC + 16 = 22 mC = 22 – 16 = 6 g de carbono
EJEMPLO 2
Cuando 0.0976 g de Mg se calientan al aire se forman 0.1618 g de óxido de magnesio (MgO). ¿Qué masa de oxígeno se necesita en esta reacción? Respuesta: 0.0642 g de oxígeno.
EJEMPLO 3
Una barra de hierro al oxidarse aumenta su masa, mientras que un trozo de madera al quemarse y transformarse en ceniza pierde masa, ¿a qué se deben estos hechos?
Las reacciones en las que intervienen gases parecen contradecir la ley de Lavoisier, pero si se consideran las masas de los gases implicados, la ley se cumple.
El Fe se combina con O2 del aire para formar óxido de hierro, y hay que tener en cuenta la masa de oxígeno. La madera desprende CO2 y H2O, que se pierden en la atmósfera, de ahí la pérdida aparente de masa en su combustión.
Joseph Proust
Ley de Proust, publicada en el 1.801
Cuando dos o más sustancias simples se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre manteniendo la misma proporción entre las masas, independientemente de las masas iniciales y del proceso seguido para obtener el compuesto:
Por ejemplo, al analizar dos muestras de agua se obtienen estos resultados:
| Masa de agua | Masa de hidrógeno | Masa de oxígeno |
| 18 g | 2 g | 16 g |
| 50 g | 5,56 g | 44,44 g |
La relación entre masas es la siguiente:
Se analiza una muestra de 70 g de halita, mineral compuesto por cloruro de sodio, NaCl, y se obtienen 27,62 g de Na; el resto es Cl. Se evapora 1L de agua del mar y se obtIenen 35 g de NaCl, de los cuales 13,76 g son del elemento químico sodio. Comprueba si se cumple la ley de Proust.
SOLUCIÓN
Se calculan las masas de cloro en las muestras:
Se obtiene la relación entre masa de sodio y cloro en cada muestra:
Halita:
Agua de mar:
John Dalton
Ley de Dalton, publicada en el 1.803
Cuando dos sustancias simples se combinan, y al hacerlo pueden formar más de una sustancia compuesto, los pesos de una de ellas que se combinan con un peso fijo de la otra, guardan entre sí una relación dada por números sencillos.
La ley de Dalton se puede comprobar con los óxidos de nitrógeno:
| Masa de N | Masa de O | Compuesto |
| 14 g | 32 g | NO2 |
| 14 g | 16 g | NO |
| 28 g | 16 g | N2O |
Analizando los datos vemos que el N y el O se combinan para formar, entre otros, dióxido de nitrógeno y óxido de nitrógeno. Si vemos la relación entre las masas de O combinados con los 14 g de N en la formación de los mismos observamos:
Es decir, fijada la cantidad de N (14 g), la relación entre las masas de O que reaccionan para formar los dos óxidos, es una relación de números enteros sencillos.
Lo mismo sucede entre el NO y el N2O:
También se cumple si hacemos el análisis manteniendo constante la masa de oxígeno (16 g):
EJEMPLO
El hierro se combina con el oxígeno dando lugar a dos óxidos: el óxido de hierro (II) y el óxido de hierro (III). Se dispone de 100 g de hierro.
a) Calcula la masa de oxígeno necesario para la formación de cada óxido.
En el óxido de hierro (II), FeO, la masa de oxígeno viene dada por la expresión:
Y en el óxido de hierro (III):
b) Demuestra que se cumple la ley de Dalton.
Se han tomado 100 g de hierro en los dos casos, si fijamos esta cantidad y comparamos las cantidades de oxígeno implicadas, vemos que la relación entre ellas es una relación de números enteros sencillos.
Ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, publicada en el 1.809
Cuando se produce una reacción química en la que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen la reacción, guarda entre sí una relación dada por números sencillos.
Estudiando el comportamiento de los gases, Gay-Lussac, observó que al reaccionar un determinado volumen de oxígeno, 1 L, con dos volúmenes de hidrógeno, 2 L, se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, 2 L, siempre que las condiciones de presión y temperatura de todos los gases fueran las mismas.
Como vemos la relación entre los distintos gases es una relación de números enteros sencillos.
Lo mismo comprobó con otros gases.
Teoría atómica de Dalton, publicada en el 1.810
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, propuesto en varios pasos entre 1803 y 1808 por John Dalton, aunque el autor lo denominó más propiamente “teoría atómica”.
El modelo permitió aclarar por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométricas fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples). Por ejemplo 12 g de carbono (C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de carbono (CO2).
Además, el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o de elementos.
Postulados principales de Dalton
Dalton postuló su teoría formulando una serie de enunciados simples:
- La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
- Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masa diferente. Comparando la masa de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad, propuso el concepto de peso atómico relativo.
- Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
- Los átomos, al combinarse para formar compuestos, guardan relaciones simples de números enteros y pequeños.
- Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
- Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos.
- Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.
- Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua (H2O).
- Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples. Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno).
- Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2).
Tabla con símbolos utilizados por Dalton
Insuficiencias del modelo
La hipótesis de John Dalton, que afirmaba que los elementos en estado gaseoso eran monoatómicos y que los átomos de los elementos se combinaban en la menor proporción posible para formar átomos de los compuestos, lo que hoy llamamos moléculas, generó algunas dificultades. Por ejemplo, Dalton pensó que la fórmula del agua era HO. En consecuencia de esto se realizaron cálculos erróneos sobre la masa y peso de algunos compuestos básicos.
En 1805, Gay-Lussac y Alexander von Humboldt mostraron que el agua estaba formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. En 1811, Amedeo Avogadro concretó la exacta composición del agua, basándose en lo que hoy se conoce como Ley de Avogadro y la evidencia de la existencia de moléculas diatómicas homonucleares. No obstante, estos resultados fueron ignorados en su mayor parte hasta 1860. Esto fue, en parte, por la creencia de que los átomos de un elemento no tenían ninguna afinidad química hacia átomos del mismo elemento. Además, algunos conceptos de la disociación de moléculas no estaban explicados en la Ley de Avogadro.
En 1860, en el Congreso de Karlsruhe sobre masas estables y pesos atómicos, Cannizzaro revivió las ideas de Avogadro y las usó para realizar una tabla periódica de pesos atómicos, que tenían bastante similitud con los actuales valores. Estos pesos fueron un importante prerrequisito para el descubrimiento de la Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev y Lothar Meyer.
Hasta la segunda mitad del siglo XIX no aparecieron evidencias de que los átomos fueran divisibles o estuvieran a su vez constituidos por partes más elementales. Por esa razón el modelo de Dalton no fue cuestionado durante décadas, ya que explicaba adecuadamente los hechos, si bien el modelo usualmente nacido para explicar los compuestos químicos y las regularidades estequiométricas no podía explicar las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos tal como aparecieron en la tabla periódica de los elementos de Mendeleiev (esto solo sería explicado por los modelos que suponían que el átomo estaba formado por electrones dispuestos en capas). El modelo de Dalton tampoco podía dar cuenta de las investigaciones realizadas sobre rayos catódicos, que sugirieron que los átomos no eran indivisibles sino que contenían partículas más pequeñas cargadas eléctricamente.
FUENTE: https://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Dalton
Ley de Avogadro, propuesta en 1.811
Avogadro propuso la existencia de moléculas gaseosas formadas por dos o más átomos iguales. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula.
Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre estas moléculas y las del producto.
Según la ley de los volúmenes de combinación esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre estos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen.
La ley de Avogadro dice que:
En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de diferentes gases tienen el mismo número de moléculas.
También el enunciado inverso es cierto:
Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura.
Esta ley suele enunciarse actualmente también como: “Un mol de diferentes sustancias contiene el mismo número de moléculas”.
El valor de este número, llamado constante de Avogadro es aproximadamente 6,023 × 1023 y es también el número de átomos que contiene un mol de un elemento.
Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos.
La ley de Avogadro no fue admitida inicialmente por la comunidad científica. No lo fue hasta que en 1860 Cannizzaro presentó en el primer Congreso Internacional de Química, el Congreso de Karlsruhe, un artículo (publicado en 1858) sobre la hipótesis de Avogadro y la determinación de pesos atómicos.
Con estas suposiciones, la justificación de la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac es bastante como se muestra en el siguientes ejemplo:
Síntesis del amoníaco
Experimentalmente se comprueba que tres volúmenes de dihidrógeno reaccionan con un volumen de dinitrógeno para dar dos volúmenes de amoníaco.
Esta reacción de síntesis del amoníaco precisa que cada tres moléculas de hidrógeno reaccionen con una molécula de nitrógeno dando lugar a dos moléculas de amoníaco. La molécula de dinitrógeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de amoníaco.
Si se supone que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 18 moléculas de dihidrógeno (formadas por 36 átomos de hidrógeno en total) y 6 moléculas de dinitrógeno (formadas por 12 átomos de nitrógeno). Si se obtienen dos volúmenes de amoníaco (12 moléculas), cada molécula debe tener de fórmula NH3.