Estequiometría

En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química.1 2 Estas relaciones se pueden deducir a partir de lateoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:

«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».

Índice

  [ocultar] 1   Principio 2   Ecuacion es químicas2.1   Subínd ices2.2   Coefici ente estequiométrico2.3   Lectura de una ecuación química3   Balance de materia3.1   Métod o de balanceo por tanteo3.2   Métod o de balanceo algebraico4   Mezcla, proporciones y condiciones estequiométricas5   Cálculos estequiométricos6   Véase también7   Referenc ias8   Bibliogra fía

[editar]PrincipioUna reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.

A escala microscópica una reacción química se produce por la colisión de las partículas que intervienen ya sean moléculas, átomos oiones, aunque puede producirse también por el choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos de partículas, tales como electroneso fotones. Este choque provoca que las uniones que existían previamente entre los átomos se rompan y se facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un reordenamiento de los enlaces entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se produce por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto es lo que se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos principios siguientes:

El número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia. El número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción.

En el transcurso de las reacciones químicas las partículas subatómicas tampoco desaparecen, el número total de protones, neutrones y electrones permanece constante. Y como los protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga negativa, la suma total de cargas no se modifica. Esto es especialmente importante tenerlo en cuenta para el caso de los electrones, ya que es posible que durante el transcurso de una reacción química salten de un átomo a otro o de una molécula a otra, pero el número total de electrones permanece constante. Esto que es una consecuencia natural de la ley de conservación de la masa se denomina ley de conservación de la carga e implica que:

La suma total de cargas antes y después de la reacción química permanece constante.Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad se le llama ecuación estequiométrica.

[editar]Ecuaciones químicasArtículo principal: Ecuación química.

Una ecuación química es una representación escrita de una reacción química. Se basa en el uso de símbolos químicos que identifican a losátomos que intervienen y como se encuentran agrupados antes y después de la reacción. Cada grupo de átomos se encuentra separado por símbolos (+) y representa a las moléculas que participan, cuenta además con una serie de números que indican la cantidad de átomos de cada tipo que las forman y la cantidad de moléculas que intervienen, y con una flecha que indica la situación inicial y la final de la reacción. Así por ejemplo en la reacción:

Tenemos los grupos de átomos (moléculas) siguientes:

O2 H2 H2O

[editar]SubíndicesLos subíndices indican la atomicidad, es decir la cantidad de átomos de cada tipo que forman cada agrupación de átomos (molécula). Así el primer grupo arriba representado, indica a una molécula que está formada por 2 átomos de oxígeno, el segundo a dos molécula formada por 2 átomos de hidrógeno, y el tercero representa a un grupo de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, es decir a la molécula agua.

[editar]Coeficiente estequiométricoEs un número que funciona en cierta forma como un multiplicador indicando el número de moléculas de un determinado tipo que participa en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:

El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios.

Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.

Así por ejemplo

O2Debe leerse como 1(O2) es decir, un grupo de moléculas de oxígeno. Y la expresión:

2H2ODebe leerse como 2(H2O), es decir dos grupos o moléculas, cada uno de los cuales se encuentra formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

[editar]Lectura de una ecuación químicaDado que una ecuación química es una representación simplificada o mínima de una reacción química es importante considerar todos los datos representados, perder de vista a alguno significa no entender realmente la situación representada. Los símbolos y subíndices representan a las especies químicas que participan, y los coeficientes representan al número de moléculas de cada tipo que se encuentran participando de la reacción.

Finalmente la flecha indica cual es el sentido predominante en el cual la reacción química progresa. Así en el ejemplo anterior vemos que CH4 y O2 se encuentran en la situación "antes de", es decir del lado de los reactivos y H2O y CO2 se encuentran en la situación de "después de", es decir del lado de los productos. La ecuación completa debería leerse así:

«Una molécula de metano (CH4) reacciona químicamente con dos moléculas de Oxígeno diatómico (O2) para formar una molécula de dióxido de carbono (CO2) y dos moléculas de agua (2H2O)»

[editar]Balance de materiaSe dice que una ecuación química se encuentra ajustada, equilibrada o balanceada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la cantidad de átomos de cada elemento debe ser igual del lado de los reactivos (antes de la flecha) y en lado de los productos de la reacción (después de la flecha).

Para balancear una ecuación, se deben ajustar los coeficientes, y no los subíndices. Esto es así porque cada tipo de molécula tiene siempre la misma composición, es decir se encuentra siempre formada por la misma cantidad de átomos, si modificamos los subíndices estamos nombrando a sustancias diferentes:

H2O es agua común y corriente, pero H2O2 es peróxido de hidrógeno una sustancia química totalmente diferente. Al modificar los coeficientes sólo estamos diciendo que ponemos más o menos de tal o cual sustancia.

Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O). La reacción sin ajustar será:

En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Existen tres métodos principales para balancear una ecuación estequiométrica, que son, el método de tanteo, el método algebraico y el método de ion-electrón para ecuaciones de tipo redox.

[editar]Método de balanceo por tanteoEl método de tanteo se basa simplemente en modificar los coeficientes de uno y otro lado de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de masa. No es un método rígido, aunque tiene una serie de delineamientos principales que pueden facilitar el encontrar rápidamente la condición de igualdad.

Se comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de oxidación en valor absoluto.

Se continúa ordenadamente por los elementos que participan con menor estado de oxidación.

Si la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en segunda instancia.

Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en última instancia.En el ejemplo, se puede observar que el elemento que participa con un estado de oxidación de mayor valor absoluto es el carbono que actúa con estado de oxidación (+4), mientras el oxígeno lo hace con estado de oxidación (-2) y el hidrógeno con (+1).

Comenzando con el carbono, se iguala de la forma más sencilla posible, es decir con coeficiente 1 a cada lado de la ecuación, y de ser necesario luego se corrige.

Se continúa igualando el oxígeno, se puede observar que a la derecha de la ecuación, así como está planteada, hay 3 átomos de oxígeno, mientras que a la izquierda hay una molécula que contiene dos átomos de oxígeno. Como no se deben tocar los subíndices para ajustar una ecuación, simplemente añadimos media molécula más de oxígeno a la izquierda:

O lo que es lo mismo:

Luego se iguala el hidrógeno. A la izquierda de la ecuación hay cuatro átomos de hidrógeno, mientras que a la derecha hay dos. Se añade un coeficiente 2 frente a la molécula de agua para balancear el hidrógeno:

El hidrógeno queda balanceado, sin embargo ahora se puede observar que a la izquierda de la ecuación hay 3 átomos de oxígeno (3/2 de molécula) mientras que a la derecha hay 4 átomos de oxígeno (2 en el óxido de carbono (II) y 2 en las moléculas de agua). Se balancea nuevamente el oxígeno agregando un átomo más (1/2 molécula más) a la izquierda:

O lo que es lo mismo:

Ahora la ecuación queda perfectamente balanceada. El método de tanteo es útil para balancear rápidamente ecuaciones sencillas, sin embargo se torna súmamente engorroso para balancear ecuaciones en las cuales hay más de tres o cuatro elementos que cambian sus estados de oxidación. En esos casos resulta más sencillo aplicar otros métodos de balanceo.

[editar]Método de balanceo algebraicoEl método algebraico se basa en el planteamiento de un sistema de ecuaciónes en la cual los coeficientes estequiométricos participan como incógnitas, procediendo luego despejar estas incógnitas. Es posible sin embargo que muchas veces queden planteados sistemas de ecuaciones con más incógnitas que

ecuaciones, en esos casos la solución se halla igualando uno cualquiera de los coeficientes a 1 y luego despejando el resto en relación a él. Finalmente se multiplican todos los coeficientes por un número de modo tal de encontrar la menor relación posible entre coeficientes enteros.

En el ejemplo:

para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se puede plantear una condición de igualdad para el hidrógeno:

Hidrógeno: 4·a = 2·d

Y procediendo de la misma forma para el resto de los elementos participantes se obtiene un sistema de ecuaciones:

Hidrógeno: 4·a = 2·dOxígeno: 2·b = 2·c + dCarbono: a = c

Con lo que tenemos un sistema lineal de tres ecuaciones con cuatro incógnitas homogéneo:

Al ser un sistema homogéneo tenemos la solución trivial:

Pero debemos buscar una solucion que no sea trivial, ya que esta implicaria que no hay "ningun" atomo, y no describe el planteo quimico, proseguimos a simplificar:

Si, la tercera ecuación, la cambiamos de signo, la multiplicamos por dos y le sumamos la primera tendremos:

Pasando d al segundo miembro, tenemos:

Con lo que tenemos el sistema resuelto en función de d:

Se trata en encontrar el menor valor de d que garantice que todos los coeficientes sean números enteros, en este caso haciendo d= 2, tendremos:

Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción:

Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse valores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo de los denominadores. En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón.

[editar]Mezcla, proporciones y condiciones estequiométricasCuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:

La mezcla es estequiométrica; Los reactivos están en proporciones estequiométricas; La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;

Las tres expresiones tienen el mismo significado.

En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.

Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos.

Ejemplo

¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de carbono produciendo dióxido de carbono?

Masa atómica del oxígeno = 15,9994.Masa atómica del carbono = 12,0107.

La reacción es:

para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.

despejando x:

realizadas las operaciones:

En química, la estequiometría (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición

de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la

evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos

de estequiometría.

Jeremias Benjamin Richter.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:

La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los

elementos químicos que están implicados.

Principio científico

En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivosse modifican para dar

lugar a los productos.

A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de

electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que

llamamos la ley de conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes siguientes:

1.- la conservación del número de átomos de cada elemento químico

2.- la conservación de la carga total

Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen

directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

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.

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 gPara 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.

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

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 + B C

x g y g

A + B D

x g z g

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

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

Conclusión:

Se puede decir q las leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción.

La cual las Leyes Ponderales se divide en cuatro leyes que son: Ley de Lavoisier o de la conservación de las masas, que trata, que en una reacción química, la suma de las masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las masas de los productos o sea que la masa y la materia ni se crea ni se

destruye, sólo se transforma y permanece invariable. Ley de Proust o de las proporciones constantes, dice, que cuando se crea una reacción química los elementos químicos que se unen siempre tienen la misma proporción ponderal o sea su peso relativo. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples, cuando dos elementos se combinan para producir nuevos compuestos se concluyo que los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan entre si una relación, expresable casi siempre por medio de números enteros sencillos, y por ultimo, la Ley de Richter o de los pesos equivalentes dice que los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre si.

Bibliografía:

Leyes ponderales

www.monografias.com/trabajos10/lepo/lepo.shtml

Leyes ponderales

www.comprar-online.org/leyes_ponderales.htm

Leyes ponderales

apuntes.rincondelvago.com/estequiometria_2.html

Leyes ponderales

www.fqt.izt.uam.mx/Alumnos/JRC/quimica2.htm

Leyes ponderales

www.librys.com/oposicionesfisicayquimica/