1. LEYES PONDERALES
Barinas, abril de 2004
Introducción:
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio del peso
relativo de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más elementos químicos. Por
lo tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son:
Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. 1789:
Este resultado se debe al químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774.
Considerando que “La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción
química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se
transforma y permanece invariable.”
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. 1801.
En 1808, tras ocho años de las investigaciones, Proust llego a la conclusión de que para
formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la
misma proporción ponderal.
Ley de Dalton de las proporciones múltiples. 1803
Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos de los cuales formuló en
1803: “Cuando dos o más elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de
uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de
números enteros sencillos”.
Ley de Richter a de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de
combinación o masas equivalentes. 1792
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 son químicamente equivalentes entre
si.
Leyes ponderales:
Estas leyes reciben el nombre de ponderales por referirse al peso de las sustancias que
reaccionan. Son leyes empíricas.
Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. 1789:
Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), químico francés, considerado el fundador de la
química moderna.
Lavoisier nació el 26 de agosto de 1743 en París y estudió en el Instituto Mazarino. Fue
elegido miembro de la Academia de Ciencias en 1768. Ocupó diversos cargos públicos,
incluidos los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en 1776,
miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas y medidas en 1790 y
comisario del tesoro en 1791. Trató de introducir reformas en el sistema monetario y tributario
francés y en los métodos de producción agrícola. Como dirigente de los campesinos, fue
arrestado y juzgado por el tribunal revolucionario y guillotinado el 8 de mayo de 1794.
Los experimentos de Lavoisier fueron de los primeros experimentos químicos realmente
cuantitativos que se realizaron. Demostró que en una reacción química, la cantidad de materia
es la misma al final y al comienzo de la reacción. Estos experimentos proporcionaron pruebas
para la ley de la conservación de la materia y la masa. Lavoisier también investigó la
composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.

2. Algunos de los experimentos más importantes de Lavoisier examinaron la naturaleza de la
combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una
sustancia con el oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de los
animales y las plantas. La explicación de Lavoisier de la combustión reemplazó a la teoría del
flogisto (Principio imaginado por Stahl en el siglo XVIII, que formaba parte de todos los
cuerpos y era causa de su combustión.) en la cuales eran las sustancias que desprendían los
materiales al arder.
Con el químico francés Claude Louis Berthollet y otros, Lavoisier concibió una nomenclatura
química, o sistema de nombres, que sirve de base al sistema moderno. La describió en
Método de Nomenclatura Química (1787). En Tratado elemental de química (1789), Lavoisier
aclaró el concepto de elemento como una sustancia simple que no se puede dividir mediante
ningún método de análisis químico conocido, y elaboró una teoría de la formación de
compuestos a partir de los elementos. También escribió Sobre la Combustión (1777), y
Consideraciones sobre la Naturaleza de los Ácidos (1778).
La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se
conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y
permanece invariable.
Para Lavoisier los cambios en las sustancias no producían la creación o destrucción de
materia. Experimentalmente (utilizó y perfeccionó la balanza) demostró que la suma de las
masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. " Durante un cambio
químico no existe cambio en la masa de los reactivos al convertirse en productos". "
- ¿El hierro al oxidarse gana masa? ¿La madera al quemarse pierde masa?
En un sistema cerrado (Sin intercambiar materiales con el exterior) la masa total de las
sustancias existentes no varia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas.
En las reacciones nucleares (no en las reacciones químicas habituales) hay una relación entre
masa y energía E=mc2 .La masa se puede transformar en energía y la energía se puede
transformar en masa. 100 kcal = 4.65x10-12 Kg.
Ley de las proporciones definidas a de la composición constante o ley de Proust. 1801.
La ley de Proust no se cumple exactamente. La causa es que la masa atómica promedio
depende de la composición isotópica del elemento. Esta puede variar según su origen.
Tampoco cumplen esta ley algunos sólidos iónicos, como el óxido de zinc o el sulfuro de cobre
(II) o los semiconductores extrínsecos, debido a defectos en la red cristalina. Estas sustancias
se llaman compuestos no estequiométricos o bertólidos en honor a Berthollet.
En 1808, tras ocho años de las investigaciones, Proust llego a la conclusión de que para
formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la
misma proporción ponderal.
Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las cantidades
que por cada mol, se indican a continuación:
1 MOL AGUA PESA : (2)1,008 gH + 15,999 gO = 18,015 g
Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es 16: 1
mol de agua = 2 + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de oxigeno. Por tanto, la relación
ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se
conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3
g de H con 8 de O, sobrarían 2g de H).
Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal
de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la
molécula.

3. Ejemplo:
En la reacción de formación del amoniaco, a partir de los gases Nitrógeno e Hidrógeno:
2 NH3 ! N2 + 3 H2
las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí, fueron:
NITRÓGENO HIDRÓGENO
28 g. 6 g.
14 g. 3 g.
56 g. 12 g.
Cuando dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un mismo compuesto
determinado, lo hacen siempre en una proporción en peso fija y constante. La composición
centesimal de cualquier compuesto se mantiene constante.
Ley de Dalton de las proporciones múltiples. 1803
Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos fruto de los cuales es
esta ley que formuló en 1803:
“Si dos elementos químicos se combinan para formar distintos compuestos y la cantidad de
uno de ellos permanece fija, las cantidades del otro que se combinan con él están en una
relación numérica sencilla”:
Por ejemplo: H2 + ½ O2 ® H2O
H2 + O2 ® H2O2
De la primera reacción tenemos la relación:
Masa de O2 16 8
—— = ——
Masa de H2 2 1
De la segunda reacción tenemos la relación:
Masa de O2 32 16
—— = ——
Masa de H2 2 1
Por lo tanto, la masa de O2 que se combina con una cantidad fija de H, para formar agua o
agua oxigenada está en una relación numérica sencilla de 16/8 o lo que es lo mismo de 2/1.
Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en
vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que: los
pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí
una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.
Ejemplo:
La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de
Oxígeno.
C + O2 --> CO2 12 g. de C + 32 g. de O2 --> 44 g. CO2
C + ½ O --> CO 12 g. de C + 16 g. de O2 --> 28 g. CO2

4. Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este
caso "el doble")
32/16 = 2
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para
formar varios compuestos están en una relación de números enteros sencillos.
Si dos elementos forman más de un compuesto, las diferentes masas de uno de ellos que se
combinan con la misma cantidad del otro, están en una proporción de números enteros y
sencillos.
A+BC
xgyg
A+BD
xgzg
y/z = relación de números enteros y sencillos.
Ley de Richter a de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de
combinación o masas equivalentes. 1792
En 1792, antes de que Proust y Dalton enunciaran sus leyes, Richter enunció esta ley:
“Si pesos de distintos elementos se combinan con un mismo peso de un elemento
determinado, cuando esos elementos se combinen entre sí, sus pesos relativos serán
múltiplos o submúltiplos de aquellos pesos”
Así, por ejemplo, en el oxido de hierro (II) (FeO) y en el monóxido de azufre (SO), la cantidad
de oxígeno que se combina con los otros elementos es la misma, obteniéndose las siguientes
relaciones:
Fe 56 S 32
—— = —— ; ------ = ————
O 16 O 16
Luego cuando el hierro y el azufre se combinen para formar sulfuro de hierro (II) (FeS) o
sulfuro de hierro (III) (Fe2S3), sus pesos relativos serán múltiplos de los de su combinación
con el oxígeno, es decir:
FeS: Fe 56 Fe2S3: Fe 56 . 2
—— = —— ; —— = ————
S 32 S 32 .3
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
Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades
que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno:
N2 + O2 --> 2 NO 28 g. N2<--> 32 g. O2

5. 4.66/8 = (28/32)*4
Esto dio origen al concepto de PESO EQUIVALENTE:
Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo que se combina con 8 g. de
Oxígeno, o con 1.008 g. de Hidrógeno.
Las masas de elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un elemento
dado son las masas con que se combinan entre sí, o bien múltiplos a submúltiplos de dichas
masas.
Se define la masa de combinación o peso equivalente de un elemento como la masa de este
que se combina con 8 g de oxígeno. Se halló que la masa equivalente más pequeña era la del
hidrógeno, a esta masa se le asignó el valor uno y se tomó como referencia. El peso
equivalente de un elemento depende del tipo de compuesto formado.
Compuestos Oxígeno Hidrógeno Cloro Carbono Calcio Azufre
1 1.0000g 0.1260g
2 1.0000g 4.4321g
3 1.0000g 0.3753g
4 1.0000g 2.5050g
5 1.0000g 1.0021g
6 0.1260g 4.4321g
7 4.4321g 0.3753g
8 4.4321g 4.0082g
9 0.1260g 0.3753g
10 2.5050g 2.0042g
ESTEQUIOMETRIA.- Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las
sustancias que intervienen en una reacción química.
Estas relaciones puede ser:
mol-mol
mol-gramos
gramos-
gramos
mol-volumen
volumen-
gramos
volumen-
volumen

6. La parte central de un problema estequiométrico es el FACTOR MOLAR cuya fórmula se
muestra a continuación.
MOLES DE LA SUSTANCIA
FACTOR
MOLAR = [ DESEADA MOLES DE LA
SUSTANCIA DE PARTIDA ]
Los datos para el factor molar se obtienen de los COEFICIENTES DE LA ECUACIÓN
BALANCEADA.
Para diferenciar el factor molar de los factores de conversión, se utilizan [corchetes ] para
indicar el factor molar y (paréntesis) para los factores de conversión.
RELACIONES MOL-MOL
Para la siguiente ecuación balanceada:
4 Al
2 Al2O3
+ 3 O2
a) ¿Cuántas moles de O2 reaccionan con 3.17 moles de Al?
b) A partir de 8.25 moles de O2, ¿cuántas moles de Al2O3 (óxido de aluminio) se producen?
PASO 1
BALANCEAR LA ECUACIÓN
Como en el problema propuesto la ecuación está ya balanceada, este paso se omite.
PASO 2
Identificar la sustancia deseada y la
sustancia de partida.
La sustancia deseada es aquélla sobre la cual se pregunta un dato, y la de partida, es de la
que nos dan el dato. Junto a la sustancia deseada se pone lo que me piden: moles, gramos
o litros y junto a la de partida el dato. Para el problema propuesto en el inciso a):
SUSTANCIA DESEADA: O2 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: Al 3.17 moles
PASO 3
Convertir la sustancia de partida a moles.

7. Si el dato, como en este problema, es en moles, omitimos este paso.
PASO 4
Aplicar el factor molar
3 moles de
3.17 moles
Al [ O2 4 moles
de Al ] = 2.38 moles de
O2
3.17 x
La operación realizada fue
34
.
PASO 5
Convertir el dato a la unidad requerida.
Como en este caso lo que me piden son moles de oxígeno el resultado final es 2.38 moles
de O2.
b) A partir de 8.25 moles de O2, ¿cuántas moles de Al2O3 (óxido de aluminio) se producen?
PASO 1
La ecuación está balanceada.
PASO 2
SUSTANCIA DESEADA: Al2O3 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: O2 8.25 moles
PASO 3
El dato está en moles.
PASO 4
2 moles de
8.25 mol
O2 [ Al2O3 3 moles
de O2
] = 5.50 moles de
Al O
2 3
La operación realizada 8.25 x
fue: 23

8. PASO 5
El problema pedía moles de Al2O3, por tanto el
resultado es:
5.50 moles de Al2O3
RELACIÓN GRAMOS-GRAMOS
¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO 3)2 en base a la
siguiente ecuación balanceada?
4 Zn (s) + 10 HNO3 (ac) 4 Zn(NO3)2 (ac) + N2O (g) + 5 H2O (l)
Resolución
PASO 1: La ecuación ya está balanceada.
PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: HNO3 ? gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: Zn(NO3)2 100.0 gramos
PASO 3: El dato está en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversión a moles
con la masa molar del Zn(NO3)2.
Zn(NO3)2
Zn 1 x 65.39
65.39 =
28.02
N 2 x 14.01 =
96 +
O 6 x 16 =
189.41
1 mol
100.0 g
Zn(NO3)2 ( 189.41
g
) = 0.530 )
molZn(NO 3 2
PASO 4:
0.530 mol 10 mol HNO3
Zn(NO3)2 [ 4 mol Zn(NO3)2 ] = 1.33 mol HNO 3

9. PASO 5:
El problema pide gramos de HNO3, y nosotros tenemos moles. Utilizamos un factor de
conversión con la masa molar de HNO3.
HNO3,
H 1 x 1.01 =
N 1 x 14.01 1.01
= 14.01
O 3 x 16.00 48.00 +
=
63.02 g
1.33 mol
HNO3 ( 63.02 g ) = 83.82 g HNO
1 mol
3
CÁLCULOS CON VOLUMEN
Para realizar cálculos estequiométricos con volumen, es necesario cumplir con tres
requisitos:
1) Que la sustancia intervenga en la reacción en estado gaseoso.
2) Que la reacción se lleve a cabo en condiciones normales de temperatura y presión (T =
0°C = 273°K, P = 1 atm).
3) Utilizar el volumen molar de un gas, cuyo valor es 22.4 L/mol.
Volumen molar de un gas.- Es el volumen que ocupa una mol de un gas a condiciones
normales de temperatura y presión.
Este dato del volumen molar nos permite establecer el factor de conversión de litros a
moles.
1 MOL = 22.4
Litros
La siguiente ecuación balanceada, muestra la reacción de combustión del etano.
2 C2H6 (g) + 7 4 CO2 (g) + 6 H2O
O2 (g) (g)
Calcule:
a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3.17 moles de C2H6 (etano)?
b) ¿Cuántas moles de CO2 (bióxido de carbono) se producen si se obtiene 13. 5 litros de
vapor de agua?

10. c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bióxido
de carbono)?
PASO 1 : La ecuación se muestra ya balanceada.
PASO 2 :
SUSTANCIA DESEADA: O2 litros
SUSTANCIA DE PARTIDA: C2H6 3.17 moles
PASO 3: El dato de la sustancia de partida ya está en moles.
PASO 4: Aplicar el factor molar.
7 moles de O2
3.27 moles
C2H6 [ 2 moles de
C2H6
] = 11.45 moles de
O 2
PASO 5: El problema pide litros de oxígeno, por tanto aplicamos el volumen molar para
establecer el factor de conversión.
22.4
11.45 moles de
O2 ( L
1 mol
) = 256.48 L O 2
b) ¿Cuántas moles de CO2 (bióxido de carbono) se producen si se obtiene 13. 5 litros de
vapor de agua?
PASO 1: La ecuación está balanceada.
PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: CO2 moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: H2O 13.5 L
PASO 3: Debemos convertir 13.5 L a moles.
13.5 L H2O
( 1 molL ) = 0.60 moles H O
22.4
2
PASO 4: Como el dato ya está en moles, aplicamos el factor molar.
4 moles
= 0.60 moles CO2
H2O [ 6 moles ] = 0.40 moles de
CO 2
H2O

11. c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bióxido
de carbono)?
PASO 1: La ecuación está balanceada.
PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: C2H6 gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: CO2 125 litros
PASO 3: Como el dato está en litros, convertimos a moles con el volumen molar.
1
125 L mol
CO2 { 22.4 } = 5.58 mol CO 2
L
PASO 4: Aplicamos el factor molar.
2 mol
5.58 mol
CO2 [ C2H6
4 mol CO2
] = 2.79 mol
C H
2 6
PASO 5: Convertimos a gramos utilizando el peso molecular.
C2H6
C 2 x 12.01
= 24.02
H 6 x 1.01 6.06 +
=
30.08 g
30.08
2.79 mol
C2H6 ( g
1 mol
) = 83.92 g
C H
2 6