Ley de las proporciones múltiples

La ley de las proporciones múltiples, la cual también es conocida como la ley de Dalton, fue propuesta por el químico y meteorólogo inglés John Dalton en su obra redactada en el año 1804 llamada Un Nuevo Sistema de Filosofía Química. La ley es en sí una regla de estequiometría y se basó en las observaciones realizadas por Dalton con respecto a las reacciones de los gases atmosféricos, y que además establece que cuando los elementos forman algún tipo de compuesto, las proporciones de los elementos que están presentes en esos compuestos químicos se pueden expresar en pequeñas proporciones de números enteros.

Temas relacionados

Ley de la conservación de la materia, ley de las proporciones definidas, ley de Lavoisier

¿Qué es la ley de las proporciones múltiples?

La ley de las proporciones múltiples es una ley enunciada por John Dalton, la cual nos dice que cuando dos elementos pueden combinarse entre sí para formar varios compuestos, las masas tienen relación de números enteros y sencillos.

En qué consiste la ley de las proporciones múltiples

Al igual que las diferentes combinaciones son posibles por ejemplo en los alimentos, también es posible hacer diferentes combinaciones con los elementos que componen los compuestos. Recordemos que los compuestos están formados por átomos de diferentes elementos. Existen algunos compuestos formados por los mismos elementos, como el monóxido de carbono (CO) y el dióxido de carbono (CO2). Ambos compuestos están hechos de átomos de carbono (C) y átomos de oxígeno (O); sin embargo, las proporciones de carbono y oxígeno en cada compuesto son diferentes. Esto ilustra la ley de proporciones múltiples. La ley de proporciones múltiples establece que cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa que tiene un elemento, que se combina con una masa fija del otro elemento, siempre se dará en proporciones de números enteros.

Historia

Aunque el concepto del átomo nace con Demócrito, el meteorólogo y químico inglés John Dalton enunció la primera descripción moderna del átomo como el componente esencial de las estructuras químicas. Dalton desarrolló la ley de proporciones múltiples estudiando y ampliando las obras de Antoine Lavoisier y Joseph Proust.

Proust había estudiado los óxidos de estaño y encontró que sus masas eran 88.1% de estaño y 11.9% de oxígeno o 78.7% de estaño y 21.3%. Dalton observó de los porcentajes que 100 g de estaño combinados con 13.5 g o 27 g de oxígeno; 13.5 y 27 forman una proporción de 1: 2. Descubrió que la teoría atómica de la materia podría explicar el patrón común en la química: en el caso de los óxidos de estaño de Proust, un átomo de estaño se combinará con uno o dos átomos de oxígeno.

Dalton también creía que la teoría atómica podría explicar por qué el agua absorbía diferentes gases en diferentes proporciones y formuló la hipótesis de que esto se debía a las diferencias en la masa y a la complejidad de las partículas de los gases.

Propuso que cada elemento químico está compuesto de átomos de un tipo único y único, y aunque no pueden ser alterados o destruidos por medios químicos, pueden combinarse para formar estructuras más complejas formando compuestos químicos. Desde que Dalton llegó a sus conclusiones mediante la experimentación y el examen de los resultados de una manera empírica, esto marcó la primera teoría verdaderamente científica del átomo.

Quién la propuso

La ley de las proporciones múltiples fue enunciada por John Dalton, y lo hizo en el año 1803, y es considerada como una importante ley estequiométrica. Fue demostrada en la práctica por el químico francés Gay-Lussac.

Enunciado de la ley de las proporciones múltiples

El enunciado de la ley de las proporciones múltiples dice lo siguientes:

“Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, una masa variable de uno de ellos se une a una masa fija del otro, y la primera tiene como relación números canónicos e indistintos”.

Fórmula

La fórmula de la ley de las proporciones múltiples es la siguiente:

Pabs = #Ppi

Ppi = Pabs (%i x 100)

Donde:

• Pabs = presión absoluta de un gas
• Ppi = Presión parcial de un componente de la mezcla
• #Ppi = Suma de las presiones parciales de los gases que componen la mezcla
• %i = Porcentaje del gas en la mezcla

Experimentos

Un ejemplo de experimento aplicando la ley de proporciones múltiples sería:

S + O₂ -> SO₂     S + 3/2 O₂ -> SO₃

g de O = 16 * 2     g de O = 16 * 3

g de S = 32            g de S = 32

32 gr de O reaccionan con 32 gr de S para dar SO₂             48 gr de O reaccionan con 32 gr de S para dar SO₃

Aplicaciones de la ley de las proporciones múltiples

Algunas aplicaciones de la ley son las siguientes:

1. La presión parcial del oxígeno y del nitrógeno a presión atmosférica (1 ATA) será:

PpO₂ = 21/100 x 1 = 0.21 atmósferas

PpN₂ = 79/100 x 1 = 0.79 atmósferas

La suma de las presiones parciales es igual a la presión absoluta: 0.21 + 0.79 = 1 atmósfera.

2. A 10 metros de profundidad, donde la presión absoluta es de 2 ATA, la presión parcial de cada componente del aire será:

PpO₂ = 21/100 x 2 = 0.42 atmósferas

PpN₂ = 79/100 x 2 = 1.58 atmósferas

PpO₂ + PpN₂ = 2 ATA

Importancia

La ley de Dalton de las proporciones múltiples es parte de la base de la teoría atómica que conocemos en la actualidad, junto con la ley de la composición definida de Joseph Proust y la ley de conservación de la masa propuesta por Antoine Lavoisier. Estas leyes facilitaron el camino para nuestra comprensión actual de la estructura y composición atómica, incluidos conceptos como fórmulas moleculares o químicas.

Ejemplos

Algunos ejemplos de la ley ya resueltos son:

Ejemplo 1

El porcentaje en masa de hidrógeno en una molécula de agua es de 11,1 %, mientras en el peróxido de hidrógeno es de 5,9 %. ¿Cuál es la razón del hidrógeno en cada caso?

En la molécula de agua, la razón del hidrógeno es igual a O/H = 8/1. En la molécula de peróxido es a O/H = 16/1. Esto se explica porque la relación entre elementos está ligada a su masa, por lo que en el caso del agua habría una relación de 16:2 por cada molécula, o lo que es igual 8:1, tal como se ilustra. Es decir, 16 g de oxígeno (un átomo) por cada 2 g de hidrógeno (2 átomos).

Ejemplo 2

El átomo de nitrógeno forma cinco compuestos con el oxígeno que son estables en condiciones atmosféricas estándar (25 °C, 1 atm). Estos óxidos tienen las siguientes fórmulas: N2O, NO, N2O3, N2O4 y N2O5. ¿Cómo se explica este fenómeno?

Mediante la ley de proporciones múltiples se tiene que el oxígeno se une al nitrógeno con una proporción de masa invariable de este (28 g):

• En el N₂O la proporción de oxígeno (16 g) con respecto al nitrógeno es aproximadamente 1.
• En el NO la proporción de oxígeno (32 g) con respecto al nitrógeno es aproximadamente 2.
• En el N₂O₃ la proporción de oxígeno (48 g) con respecto al nitrógeno es aproximadamente 3.
• En el N₂O₄ la proporción de oxígeno (64 g) con respecto al nitrógeno es aproximadamente 4.