LEYES
PONDERALES
Leyes ponderales
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen
como objetivo el estudio de las masas de las sustancias,
en una reacción química, entre dos o más sustancias.
Se divide en cuatro leyes:





Ley de conservación de la masa (Lavoisier).
Ley de proporciones definidas (Proust).
Ley de proporciones múltiples (Dalton).
Ley de proporciones recíprocas (Ritcher)
Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac).
Ley de conservación de la masa
(Lavoisier)
“En toda transformación química la masa se
conserva, es decir, la masa total de los reactantes
es igual a la masa total de los productos de la
reacción”.
Ley de proporciones definidas
(Proust)
“Los elementos se combinan para formar
compuestos en una proporción de masa fija y
definida”.
 Ejemplo:
El azufre y el cobre se combinan para
formar sulfuro de cobre en la siguiente
proporción: 5 gramos de azufre por cada 10
gramos de cobre, para dar como producto
15g de sulfuro de cobre.
Ley de proporciones definidas
Ejemplos:
Cobre + azufre  Sulfuro de Cobre
a)
10 g
queda
5g
15 g
0
b) 10 g
7g
15 g
2g S
c) 23g
10 g
30g
3g Cu
d) 40g
28g
68 g
X
Conceptos destacados:
 Reactivo limitante: Es aquel reactante que interviene en
menor proporción estequiometrica, por lo tanto se agota o
se consume totalmente y limita la cantidad de producto(s)
formado(s).
 El reactivo en exceso: Es aquel reactante que interviene
en mayor proporción estequiometrica, por tanto sobra (exceso)
al finalizar la reacción.
Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con 12 g de
oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre:
a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de
azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá;
a)
Azufre + Oxígeno
8g
12 g
1g
m(O2)
 Trióxido de azufre
20 g
m(SO3)
1g · 12 g
1 g · 20 g
m(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g
8g
8g
b) Si se descomponen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos
gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán?
m(S)
100 g
100 g · 12 g
m(S) = ———— = 60 g
20 g
m(O2)
100 g · 8 g
; m(O2) = ————— =40 g
20 g
LEY DE LAVOISIER
ACTIVIDAD PROPUESTA
•De acuerdo a las ecuaciones químicas entregadas, balancee las ecuaciones
químicas y determine si se cumple la ley de conservación de la masa.
a) 2Al + Cr2O3
b) C3H8 +5O2
c) H2SO4 + BaCl2
d)NaOH + H2SO4
Al2O3 + 2Cr
3CO2 + 4H2O
BaSO4 + HCl
Na2SO4 + H2O
Ley de Proust
1. El hierro y el oxigeno se combinan en la proporción de
7:2. Si se tiene 15 g de hierro y 12 g de oxigeno.
Encontrar:
a) Cantidad de óxido de hierro formado
b) Cantidad de elemento que sobra.
2. En un compuesto formado por cloro y oxigeno se da
proporción de 2:3. Si se tiene 6 g de cloro y 7 g de oxigeno.
Encontrar:
a)Cantidad de elemento que sobra.
b)Cantidad de óxido se formará
3. Al reaccionar 42 g de hierro con 30 g de azufre, sobraron 6 g
de azufre. Determina:
a) Cantidad de sulfuro de hierro formado
b) La relación definida en que se combinan ambos elementos
Ejercicio1:
Ejercicio 2:
Ejercicio3:
Ley de proporciones múltiples
(Dalton)
Si dos elemento 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 de números
enteros y generalmente pequeños”.
Ejemplo:
 H2 +
½ O2
 H2+
O2
H2O
H2O2
Ley de proporciones recíprocas
(Ritcher)
“Las masas de dos elementos que se
combinan con una masa de un tercero,
guardan la misma relación que las masas
de los dos cuando se combinan entre sí”.
EJEMPLO
COMPUESTO
Relación entre las
masas
CH4
12g C: 4 g H
CCl4
12 g C: 142g Cl
La relación carbono-carbono es 1:1
¿Cuál es la relación entre el hidrogeno y el cloro?
Problema propuesto
Si 7 g de hierro se combinan con 4 g de
azufre y 7g de hierro también se
combinan con 2g de oxigeno.
¿Cuántos gramos de oxigeno se combinan
con 12 g azufre ?

Ley de proporciones
recíprocas (Ritcher).
Ejercicio:
Si 4g de hidrógeno se combinan con 32 g
de oxígeno para dar agua, y 12 g de
carbono se combinan también con 32
gramos de oxígeno para dar dióxido de
carbono, entonces 4g de hidrógeno se
combinarán con 12g de carbono al formar
metano.
Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de
nitrógeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40 g de
oxígeno para dar cinco óxidos diferentes. Comprobar que se
cumple la ley de Dalton.
 Sean
los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente.
 Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija
de N (14 g) guardan las relaciones:
Ox. (V)
40g
5
m Ox. (IV) 32 g
?
————— = —— = — ; ————— = —— =
m Ox. (I)
8g
1
m Ox. (I)
8g
m
m
Ox. (III)
24g
3
m (II) Ox.
16 g
————— = —— = — ; ————— = —— = ?
m Ox. (I)
8g
1
m (I) Ox.
8g
Problemas propuestos:
1. En una experiencia de laboratorio se realizaron dos ensayos:
Ensayo 1: se hicieron reaccionar 7,3 g de cloro con 3,68g de
sodio. Quedando un exceso de cloro y originándose 9,35 g de
cloruro de sodio.
Ensayo2: se separo mediante procedimiento químico, 2,97 g
de cloruro de sodio, produciéndose 1,8 g de cloro y 1,17 g de sodio.
Con estos datos ¿Queda demostrado la ley de Proust?
2. Se hacen reaccionar 13,86 g de magnesio(Mg) con un exceso de oxigeno,
produciéndose 22,98 g de oxido de Magnesio ¿Cuánta masa de magnesio
y de oxigeno se requiere para obtener 250g de oxido de magnesio?
Problemas propuestos:
3. Se combina 1g de oxígeno con 2,5g de calcio para producir
óxido de calcio. Esta misma masa de calcio se combina con 4,43g
de cloro para formar cloruro de Calcio. A su vez 1 g de oxígeno
reacciona con 4,43g de cloro. En esta reacción ¿se cumple la ley
de las Proporciones múltiples?
2
2
4. Sabiendo que el hidrogeno se combina con el nitrógeno en
Proporción 1:4,55¿ cuanto amoniaco se formara a partir de la
Reacción de 28g de nitrógeno con 17g de hidrogeno?
Cálculo de la fórmula empírica.
 Supongamos
que partimos de 100 g de
sustancia.
 Si dividimos el % de cada átomo entre su masa
atómica (A), obtendremos el nº de moles
(átomos-gramo) de dicho átomo.
 La proporción en moles es igual a la que debe
haber en átomos en cada molécula.
 Posteriormente, se divide por el que tenga
menor nº de moles.
 Por último, si quedan números fraccionarios, se
multiplica a todos por un mismo nº con objeto
de que queden números enteros.