Leyes de las transformaciones químicas

Supongamos que vertemos ácido clorhídrico en un matraz erlen-meyer que contiene virutas de cinc. Decimos que el contenido del matraz es un sistema químico. Observamos que este sistema sufre un cambio en sus propiedades a medida que transcurre el tiempo (todo o parte del cinc desaparece y se desprende un gas). El cambio de propiedades que experimenta un sistema químico es una transformación química o reacción química, y se representa mediante una ecuación química. La ecuación de nuestra reacción es:

En una mezcla o en una disolución, las sustancias químicas puestas en contacto permanecen inalteradas y la masa de la mezcla es igual a la suma de las masas de las sustancias componentes. Ahora bien, en el transcurso de una reacción química, algunas de las sustancias puestas en contacto desaparecen al mismo tiempo que aparecen otras nuevas. ¿Pero qué ocurre con la masa?

La aplicación sistemática de la balanza al estudio de las transformaciones químicas dio lugar al descubrimiento de las leyes de las reacciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.

Ley de conservación de la materia o ley de Lavoisier

Hasta el siglo XVIII se piensa que una transformación química puede transcurrir con pérdida o ganancia de masa.

Lavoisier

 

Esta idea permanece hasta que A. Lavoisier realiza una serie de experimentos, como la calcinación de estaño en un recipiente cerrado y comprueba que el peso total del recipiente no ha variado con la calcinación, que el metal se ha transformado en su óxido y ha aumentado de peso, que el peso del aire contenido en el recipiente ha disminuido y que el aumento de peso del metal es igual a la disminución del peso del aire.

A raíz de ésta y otras experiencias, Lavoisier, en 1789, enuncia la ley que lleva su nombre:

La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él.

La ley de conservación de la materia no es absolutamente exacta, ya que con la teoría de la relatividad de Einstein:   E = m • c2 los conceptos de materia y energía están interrelacionados. De acuerdo con la ecuación anterior, la materia puede desaparecer liberándose una gran cantidad de energía. Sin embargo, salvo en las reacciones nucleares, no tendremos en cuenta la relación materia-energía. En una reacción química ordinaria, en la que se pongan en juego 418 kJ (100 kcal), la masa disminuye en 4,65 • 10-12 kg, cantidad prácticamente despreciable.

Ley de las proporciones definidas o ley de Proust

L. J. Proust

Cuando tratábamos de la clasificación de la materia, al diferenciar las mezclas de los compuestos, indicábamos que todo compuesto contiene siempre los mismos elementos combinados en proporciones fijas. Esta generalización constituye la ley de las proporciones definidas, establecida por L. J. Proust en 1801, según la cual:

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en proporciones de peso definidas, constantes.

Si hacemos reaccionar 1 g de azufre con 10 g de hierro, comprobaremos que el gramo de azufre reacciona exactamente con 1,75 g de hierro y el resto queda sin reaccionar:

Todo intento de variar esta proporción fracasará.
Considerada esta ley a la inversa, cuando descomponemos cualquier compuesto, encontramos siempre el mismo porcentaje en peso de sus elementos. Así, el agua contiene siempre 11,2 % de hidrógeno y 88,8 % de oxígeno, y el cloruro de sodio tiene siempre 39,3 °7o de sodio y 60,7 °7o de cloro.

La ley de las proporciones definidas fue atacada duramente por C. L. Berthollet, quien afirmaba que la composición de los compuestos variaba según el método de preparación utilizado. Posteriormente se comprobó que los compuestos analizados por Berthollet (berthóllidos) contenían impurezas que distorsionaban los resultados de sus análisis.

 

Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton

La ley de Proust no impide que dos o más elementos se combinen en distintas proporciones para formar compuestos diferentes. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se combinan en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre diferentes.

Observamos que las dos cantidades de cobre son una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se combinan con un mismo peso de oxígeno, para formar los dos óxidos, están en relación de 1 es a 2.

 

J. Dalton

 

 

Éste y otros resultados llevaron a J. Dalton, en 1803, a enunciar la ley que rige este tipo de combinaciones. Esta ley afirma:

Las distintas cantidades de un mismo elemento que se com¬binan con una cantidad fija de otro, para formar diferentes compuestos, están en la relación de números enteros sencillos.

Observa en la tabla adjunta la relación entre las distintas cantidades de oxígeno que se combinan con una misma cantidad de nitrógeno para dar lugar a los diferentes óxidos de nitrógeno:

 

Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter

Si se considera la combinación de diferentes elementos con un elemento dado para formar determinados compuestos, una cantidad invariable de cada uno de aquellos elementos, de acuerdo con la ley de Proust, se une con una cantidad fija de este otro elemento. Así, por ejemplo, el carbono se combina con el hidrógeno para formar metano, CH4, y con el cloro para formar tetracloruro de carbono, CCl4; la relación con que el hidrógeno y el cloro se combinan con una misma cantidad de carbono es:

pues bien, la relación con que se combinan el hidrógeno y el cloro para formar el cloruro de hidrógeno, HCl, es la misma:

Veamos otro ejemplo: 14 g de nitrógeno o 27 g de aluminio se combinan con una misma cantidad de hidrógeno para dar lugar a dos sustancias distintas: NH3 y AlH3. Cuando el nitrógeno y el aluminio reaccionan entre sí para dar AlN, lo hacen en la proporción de 14 g de nitrógeno con 27 g de aluminio.

En el esquema al margen se indican las relaciones en peso de diferentes elementos al unirse dos a dos para formar determinados compuestos:

 

J. B. Richter

 

 

Tras numerosas experiencias, como las descritas anteriormente, J. B. Richter, en 1792, enuncia la ley de las proporciones recíprocas:
 

La relación entre distintas cantidades de diferentes elementos, combinados con una cantidad fija de otro elemento, es la misma relación con que se combinan entre sí.

Estas cantidades tienen la misma capacidad de combinación, es decir, equivalen químicamente. Por ello, tradicionalmente se ha empleado el término peso de combinación, peso equivalente o equivalente químico de una sustancia (elemento o compuesto) como la cantidad de dicha sustancia que se combina, produce o reemplaza a 1,008 g de hidrógeno o 12,000 g de carbono. Cuando el peso equivalente va expresado en gramos, recibe el nombre de equivalente gramo.

Ejemplo:

En el sulfuro de sodio, Na2S, 16,032 g de S se combinan con 22,99 g de sodio; como 16,032 g de S también se unen a 1,008 g de H, 22,99 es el peso equivalente del sodio y su equivalente-gramo es 22,99 g de sodio. En el óxido de sodio, Na20, 22,99 g de Na se unen a 8,00 g de oxígeno. Coincide de nuevo el valor de 22,99 para el peso equivalente del sodio. 

Si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y, también, c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces, si A y C reaccionan entre sí, lo harán en la relación ponderal a/c.

El peso equivalente de un elemento depende del tipo de compuesto formado. Así, el nitrógeno presenta varios valores para su peso equivalente:

Esto nos lleva a la definición de valencia como la capacidad de combinación de un elemento. La valencia también ha sido definida como el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse o pueden ser sustituidos por un átomo del correspondiente elemento.