Tema1 Quimica

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TEMA 1 
 
LEYES DE LAS 
TRANSFORMACIONES QUÍMICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mª José Morcillo Ortega 
 
ASIGNATURA 
 
QUÍMICA 
CURSO ACCESO MAYORES 25 AÑOS 
LEYES DE LAS TRANSFORMACIONES QUÍMICAS 
 
 
Fueron establecidas mediante el estudio de reacciones químicas entre sustancias en estado 
gaseoso. 
Se clasifican en dos grupos: leyes ponderales y leyes volumétricas. 
Las leyes ponderales se refieren a los pesos (masas) de las sustancias que entran en juego en 
las reacciones químicas, mientras que las leyes volumétricas se refieren a sus volúmenes. 
 
LEYES PONDERALES 
 
 Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier 
 
La ley de Lavoisier o ley de conservación de la masa, se puede enunciar diciendo que: en toda 
transformación química, la masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la 
masa total de las sustancias resultantes (productos), es decir, la masa total de las sustancias 
que intervienen en ella permanece constante. 
La masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las 
sustancias resultantes (productos): 
 
M reactivos = M productos 
 
 
 
 
Es decir, en un sistema cerrado (sin intercambio de materia con el exterior), la masa total de las 
sustancias existentes no cambia, aunque se produzca cualquier reacción química (2 gramos de 
cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio) 
 
Ejemplo: Veamos la siguiente reacción entre el metano, CH4, y el oxígeno gas, O2 formándose 
dióxido de carbono, CO2, y vapor de agua, H2O. En los reactivos hay 1 átomo de carbono, 4 de 
hidrógeno y 2 de oxígeno. Sin embargo después en los productos hay 1 átomo de carbono, 3 
de oxígeno y 2 de hidrógeno, ¿qué ocurre para que se cumpla la Ley de conservación de la 
masa? 
 
 
 
 
Lo que ocurre es que la reacción no se produce con este número de moléculas, es decir, la 
reacción que realmente se produce es la reacción ajustada. En definitiva, debemos de 
representar la reacción de la forma siguiente: 
 
 
 
 
 
 
 Ley de la composición constante o Ley de Proust (Ley de las proporciones 
definidas) 
 
Cuando dos o más elementos (o compuestos) se unen para formar un mismo compuesto lo 
hacen siempre en una proporción en peso constante y característica. 
 
 
 
 
 
Es decir, si reacciona el hierro con el oxígeno siempre lo hacen en la misma proporción en masa: 
 
 
 
 
 
Ejemplos: 
.- El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) exactamente en la siguiente 
proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro, y el resto queda sin reaccionar: 
 
Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro (II) 
4 g 7 g 0 g Inicial 
 11 g Final 
4 g 10 g 0 g Inicial 
 3 g 11 g Final 
8 g 7 g 0 g Inicial 
 4 g 11 g Final 
.- El potasio con el yodo para formar yoduro de potasio, reaccionan 4 átomos de yodo con 4 
átomos de potasio y los 6 restantes átomos de potasio quedan sin reaccionar: 
 
 
 
 
 
.- Lo mismo ocurre con el cobre y el azufre, para formar CuS, que 10,00 g de cobre con 5,04 g 
de azufre forman 15,04 g CuS: 
 
 
 
 
 
 Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton 
 
Las distintas cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro 
para formar en cada caso un compuesto distinto, guardan entre sí una relación de números 
enteros sencillos (como 1/2, 3/1, 2/3...). 
Así, tenemos que si una masa “mA” de un elemento A se combina con una masa “mB” de otro 
elemento B, para dar un compuesto 1 y, por otro lado, una misma cantidad del elemento A, mA, 
se combina con una masa diferente “m´B” del elemento B para dar un compuesto distinto al 
anterior, compuesto 2, entonces, las masas “mB” y “m´B” guardan una proporción de números 
enteros sencillos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como, por ejemplo el carbono con el oxígeno forma dos compuestos diferentes: monóxido de 
carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2): 
 
C + ½ O2  CO 
 12 g 16 g 
 C + O2  CO2 
 12 g 32 g 
 
32 2
16 1
 
 
 
º
´ º
B
B
m n entero sencillo
m n entero sencillo



 
Ejemplo: El estudio experimental de los óxidos de cobre (I y II) muestra que es posible 
conseguir diferentes combinaciones de oxígeno y cobre. 
 
 
Es decir, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre (I, II) 
que contienen 88,83 % y 79,90 % de cobre, respectivamente. Si calculamos la cantidad de cobre 
combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso: 
Óxidos de cobre % cobre % oxígeno 
I 88,83 11,17 
II 79,90 20,10 
 
88,83 g de cobre / 11,17 g de oxígeno = 7,953  8 
 
79,90 g de cobre / 20,10 g de oxígeno = 3,975  4 
 
masa cobre
 
masa oxígeno
 (Masa de cobre que se combina con 1g de oxígeno) 
I 7,953
II 3,975


 
7,953 2
3,975 1
  
 
 Ley de los pesos de combinación o Ley de las proporciones reciprocas o Ley de 
Ritcher 
 
Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma cantidad de otro para 
formar compuestos distintos, están en una relación numérica sencilla, siendo esta relación la 
misma que cuando ellos se combinan entre sí. 
Es decir, 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 sí A y C reaccionaran 
entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c. 
 
 
 
 
Esta Ley permite fijar para cada elemento un número que representa su masa de combinación 
relativa a los demás. Por lo tanto la Ley puede enunciarse también: Cuando dos elementos 
reaccionan entre sí, lo hacen en cantidades proporcionales a sus pesos equivalentes o de 
combinación. El peso o masa atómica, A, y el peso equivalente, Peq, están relacionados entre sí 
por la valencia, v, del elemento. 
 
PesoEquivalente
MasaAtomica
Valencia
 
 
 
Si v = 1 (como en el caso del H, Na,…), Peq = A. Si v = 2 (O, Ca,….), Peq = A / 2. Si el elemento 
tiene varias valencias (Fe, S,….), mostrará varios pesos equivalentes. Por el contrario el peso 
atómico es único para cada elemento. 
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. Es decir, que como consecuencia de la 
ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (H = 1,008), es posible asignar a cada 
elemento un peso de combinación que se denomina Peso equivalente o equivalente y cuando 
éste se expresa en gramos se llama equivalente gramo. 
 
Ejemplo: 
Cantidades de diferentes elementos que se combinan con 1,00 g de oxígeno. Ellos dan la 
relación en que dichos elementos se combinan entre sí: 
 
1 gramo de oxígeno se combina con: 
0,12 g de Hidrógeno para dar H2O 
0,37 g de Carbono para dar CO2 
2,5 g de Calcio para dar CaO 
4,43 g de Cloro para dar Cl2O 
 
Pero el hidrógeno, calcio, carbono y cloro, pueden a su vez combinarse entre sí y, al hacerlo, se 
encuentra que la relación en peso de combinación viene dada por los números anteriores: 
 
 Al combinarse carbono e hidrógeno 
O y H -> 0,12 
O y C -> 0,37 
según Ley Richter: m(C) / m(H) = 0,37 / 0,12 = 3 
 
Se cumple, por ejemplo en el caso del: C + 4H -> CH4 -> m(C) / m(H) = 12 / 4 = 3 
 
 Al combinarse cloro e hidrógeno 
O y H -> 0,12 
O y Cl -> 4,43 
 según Ley Richter: m(Cl)/m(H)= 4,43 / 0,12 ~ 36 
 
Se cumple, por ejemplo, en el caso del: Cl + H -> ClH -> m(Cl)/m(H)= 35,5 / 1 ~ 36 
 
 Al combinarsecarbono y calcio 
O y C -> 0,37 
O y Ca -> 2,50 
según la Ley Richter: m(C )/ m(Ca)= 0,37 / 2,5 = 0,15 
 
Se cumple, por ejemplo en el caso del: 2C + Ca -> C2Ca m(C )/ m(Ca)= 24 / 40= 0,6 = 
(0,15x4) 
 
Cumpliéndose, en todos los casos, que cuando se combinan dos elementos, lo hacen siempre 
según sus equivalentes o múltiplos enteros de éstos. 
 
Ejemplo: En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos 
distintos, observamos las cantidades de combinación: 
 
N2 + 3 H2 → 2 NH3 ; 1 g H2 <--> 4,66 g N2 
H2 + ½ O2 → H2O ; 1 g H2 <--> 8 g O2 
 
Comprobándose que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las 
cantidades que se combinan entre sí el Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de 
nitrógeno: 
N2 + O2 → 2 NO ; 28 g N2<--> 32 g O2 
4,66 / 8 = (28 / 32) x (4 / 6) = (28 / 32) x (2 / 3) 
 
 Teoría atómica de Dalton 
 
Las anteriores leyes de las combinaciones químicas fueron reunidas y explicadas por Dalton, 
elaborando una teoría sobre la constitución de la materia. Su teoría atómica afirma lo siguiente: 
 Los elementos están constituidos por átomos, partículas discretas de materia, que son 
indivisibles e inalterables 
 Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa, tamaño y demás 
propiedades. 
 
 
 
 Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades 
 
 
 Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos 
en una relación constante y sencilla en número. 
 
 
 
 
 En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente 
cambian su distribución. 
 
 
 
 
 
 
A partir de los postulados enunciados en la Teoría atómica de Dalton se pueden justificar las 
Leyes Pondérales halladas experimentalmente. 
 
 Si los átomos que intervienen en una transformación química son 
indestructibles, el número de átomos permanece inalterable, sólo varía la forma 
en que se hallan agrupados, por lo que la masa total se mantiene constante, que 
es el principio de conservación de la masa. 
 
 
 
 Si un átomo de un elemento se combina con otro átomo de otro elemento para 
formar un compuesto determinado, como la masa de los átomos no varía, la 
relación entre sus masas es siempre la misma, es decir se cumple la Ley de las 
proporciones definidas. 
 
 
 
 
 
 Si un número fijo de átomos de un elemento se combina con distintos números 
de átomos de otro para formar más de un compuesto, las cantidades de átomos 
de este último guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. 
Como la masa de los átomos no varía, se cumple la Ley de las proporciones 
múltiples. 
 
 
 
 
 
 Si un átomo de un elemento A se combina con un átomo de un elemento B para 
formar un determinado compuesto AB, y si un átomo de C se combina con un 
átomo de B para formar CB, el número de átomos de C y A están en una 
relación numérica sencilla e igual a 1:1; la misma que cuando se unen entre sí 
para formar AC. Como la masa de los átomos es constante, se cumple la Ley 
de las proporciones recíprocas. 
 
 
 
Imagen tomada de Ed. Santillana 
 
 
Ejemplo: Formación de una molécula de cloro Cl2, a partir de dos átomos de cloro: relación 
numérica 1:1 
 
 
 
 
Formación de una molécula de oxigeno O2 y una de hidrogeno H2: 
 
 
Formación de dos moléculas de agua, a partir de una molécula de oxigeno y dos de hidrogeno, 
relación numérica 2:1 
 
 
 
LEYES VOLUMÉTRICAS 
 
 Ley de los volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac 
 
Esta es una ley volumétrica que sólo es válida para gases y que se puede resumir de la siguiente 
forma: en las mismas condiciones de presión y temperatura, los volúmenes de todas las 
sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química guardan entre sí una relación de 
números enteros sencillos. 
 
 
 
 
 
Gay Lusssac, también observó experimentalmente que: el volumen de los gases obtenidos es 
igual o menor que la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas reaccionantes, por lo 
tanto, los volúmenes de combinación no pueden, en general, sumarse. Es decir, que el volumen 
no se conserva, sin embargo, la masa se conserva siempre. 
 
La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y líquidos 
reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para formar anhídrido 
sulfuroso. 
 
Ejemplos: 
 
En la reacción de formación de agua, a partir de hidrógeno y oxígeno, resulta que (medidos en 
las mismas condiciones de presión y temperatura), dos volúmenes de hidrógeno gaseoso 
reaccionan con un volumen de oxígeno gas para producir dos volúmenes de vapor de agua 
(también medido en las mismas condiciones). 
 
 
 
 
Las proporciones entre los volúmenes de estos gases son: 
 
 
2 2
Ο 1 1
V de Hidrógeno L
V de xígeno L
 
 
 
 
 
2 1
Vapor de Agua 2 1
V de Hidrógeno L
V de L
 
 
 
 
 
Oxígeno 1 1
Vapor de Agua 2 2
V de L
V de L
 
 
 
 
 
Vemos que todas relaciones son de números enteros sencillos. 
 
Asimismo, se observó que la reacción del cloro (gaseoso) con el hidrógeno (gaseoso) para 
formar cloruro de hidrógeno (gaseoso) tenía lugar esquemáticamente de la siguiente forma: 
 
 
 
 
 
Otros ejemplos de la Ley de los volúmenes de combinación, son la formación del amoniaco y del 
óxido nítrico: 
 
 
 
 
 
 
 
 Hipótesis de Avogadro 
 
Hipótesis de Avogadro: a igualdad de presión y temperatura, en volúmenes iguales de todos los 
gases existe el mismo número de partículas. Desde Avogadro hasta nuestros días, la palabra 
partícula se emplea para designar tanto átomos como moléculas. 
 
 
 
Así, por ejemplo, si tres recipientes de la misma capacidad, 1,3 L, contienen: hidrógeno, oxígeno 
y vapor de agua, todos ellos a la misma presión y temperatura, el número de moléculas de 
hidrógeno que hay en un recipiente coincide con el número de moléculas de oxígeno y el número 
de moléculas de agua que hay en los otros recipientes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
De acuerdo con la hipótesis de Avogadro, las moléculas de los gases son diatómicas, y no 
monoatómicas como la Teoría atómica de Dalton. Es decir, las sustancias gaseosas están 
formadas por partículas muy pequeñas, llamadas moléculas, compuestas a su vez de otras 
partículas más pequeñas, llamados átomos.