1. Las leyes ponderales son aquellas que rigen las transformaciones químicas y el
comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que
intervienen en una reacción -ponderal significa relativo a la masa-. Estas leyes son:
Anoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una
cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo, y que
el producto (polvo + estaño sobrante) pesaba más que la cantidad inicial del metal.
Este resultado lo motivó a efectuar el mismo procedimiento con otros metales, pero
calentándolos en vasos de vidrio que contenían aire por dentro. Lavoisier encontró
en todos los casos , que la masa final obtenida (metal en exceso + polvo) era igual a
la masa original (metal + oxígeno del aire dentro del vaso.
Lavoisier concluyó hacia 1783 que "la materia no se crea ni se destruye sino que
sufre cambios de una forma a otra"; es decir que, "en las reacciones químicas la
cantidad de materia que interviene permanece constante". Esta conclusión de
Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa.
En las reacciones químicas de laboratorio, se puede constatar que la masa de los
productos es igual a la de los reaccionantes; este comportamiento está plenamente
explicado en uno de los postulados de Dalton, que identifica las reacciones
químicas como una redistribución de átomos.
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2. La ley de conservación de la masa fue enunciada por Lavoisier aunque
era utilizada como hipótesis de trabajo por químicos anteriores, como J.
Rey. El equivalente a ésta ley es la Ley de la Conservación de la Energía,
que dice: "la energía de la Naturaleza no se crea ni se destruye, sólo se

transforma".
P. ej.: Si se somete al calor una mezcla de 7 g de hierro y 4 de
azufre, se obtienen 16 g de sulfuro ferroso. Si la ecuación está
equilibrada (balanceada), la masa total de los reactivos es
igual a la masa total de los productos, cumpliéndose así la
Ley de Lavoisier
Fe + S --> FeS
56g + 32 g --> 88 g (de acuerdo a sus masas atómicas)
7 g + 4 g --> 11 g ( de acuerdo a sus masas reales)

3. El enunciado de esta ley fue hecho por Louis Proust y definida por Dalton
debido a su relación íntima con la teoría atómica. Esta ley enuncia que: "en

las combinaciones de los elementos, las masas que de ellos intervienen son
fijas para cada una y no se modifican por el exceso de una de ellas ni por la
presencia de alguna sustancia extraña". También puede expresarse así: "en
la formación de un compuesto la cantidad de un elemento que se combina
con una masa definida de otro es siempre la misma" . Esto quiere decir que
cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto, su
composición será siempre la misma.
Para ejemplificar esta ley, tomemos: Al calentar mercurio en presencia de
oxígeno se forma un polvo rojizo, el óxido mercúrico. Supongamos que se
utilizan 92.6 gramos de mercurio; para que toda ésta cantidad se transforme
se necesitan 7.4 gramos de oxígeno. O dicho en otras palabras 7.4 g de O2
reaccionan con 92.6 g de Hg y lo único que queda es HgO, por la ley de
conservación de la masa quedaría
Mercurio + Oxígeno --> Óxido mercúrico
92.6 g + 7.4 g --> 100 g
Por lo tanto, para que se conserve la masa en la reacción deben producirse
100 g de óxido mercúrico. Por cada 100 g de producto que contiene la
siguiente composición centesimal: 92.6% de mercurio y 7.4% de oxígeno.

4. Esta ley fue enunciada por Dalton y se refiere a las relaciones que existen entre

los elementos que se combinan en más de una proporción para formar
compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la
reacción. La ley dice: "cuando dos elementos reaccionan en más de una
proporción, para formar compuestos diferentes, la masa de uno de los
elementos que se combinan con la misma masa de otro, están en relación de
números enteros pequeños".
Por ejemplo, el carbono puede reaccionar con el oxígeno para formar 2
compuestos: el monóxido de carbono y el dióxido de carbono:
CO (monóxido de carbono), está en relación 1:1 (12 g de C y 16 g de O)
CO2 (dióxido de carbono), está en relación 1:2 (12 g de C y 32 g de O)
Vemos que la cantidad de nitrógeno permanece constante (28 g) y varía la
cantidad de oxígeno, estableciéndose relaciones sencillas 2:1, 2:3 y 2:5
La Ley de las Proporciones Múltiples fue enunciada en 1803 por John Dalton
(17766 - 1844) y fue confirmada experimentalmente por el químico sueco Jans
Jacob Berzelius (1779 - 1848)
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5. Ley de Richter o de los pesos equivalentes
Fue enunciada por el alemán j.b. Richter en 1792 y dice que: los pesos de dos
sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sin químicamente
equivalentes 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.
Como consecuencia de la ley de richter, apartar 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.
Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo (concepto
análogo a los de átomo gramo y molécula gramo)
Ejemplo: si para formar agua h2o, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación
1g de h/8 g de o, entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del
oxigeno es 8 gramos.
Algunos Cálculos Relativos A Equivalentes Gramo
Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (nh3) suponiendo, para
simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógeno son,
respectivamente, 14 y 1:
Puesto que el equivalente en gramos del h es 1 g y el nitrógeno requiere 3 átomos de h
para formar nh3, se tendrá que el
14
Equivalente Gramos Del N = = 4,6667 g DE N
3
http://www.monografias.com/trabajos10/lepo/lepo.shtml#
ri

6. "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas"

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: "La masa atómica o átomo-
gramo de diferentes elementos contienen el mismo número de átomos".
El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente
6,02214199 × 1023 y es también el número de moléculas que contiene una molécula
gramo o mol.
Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases
elementales más habituales eran diatónicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno,
etc.), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos.