Ley de proporciones definidas

En química, la ley de las proporciones definidas, a veces llamada ley de Proust, o ley de la composición constante establece que una dado compuesto químico siempre contiene sus elementos componentes en proporción fija (en masa) y no depende de su fuente y método de preparación. Por ejemplo, el oxígeno constituye aproximadamente ⁸/₉ de la masa de cualquier muestra de agua pura, mientras que el hidrógeno constituye el ¹/< restante. sub>9 de la masa: la masa de dos elementos en un compuesto están siempre en la misma proporción. Junto con la ley de las proporciones múltiples, la ley de las proporciones definidas forma la base de la estequiometría.

Historia

La ley de la proporción constante fue dada por Joseph Proust en 1797. Esta observación fue realizada por primera vez por el teólogo y químico inglés Joseph Priestley y Antoine Lavoisier, un noble y químico francés centrado en el proceso de combustión.

Concluyo deduciendo de estos experimentos el principio que he establecido al comienzo de esta memoria, es decir, que el hierro como muchos otros metales está sujeto a la ley de la naturaleza que preside cada verdadera combinación, es decir, que se une con dos proporciones constantes de oxígeno. A este respecto no difiere de la estaño, el mercurio y el plomo, y, en una palabra, casi todos los combustibles conocidos.

La ley de las proporciones definidas puede parecer obvia para el químico moderno, inherente a la definición misma de un compuesto químico. Sin embargo, a fines del siglo XVIII, cuando el concepto de compuesto químico aún no se había desarrollado completamente, la ley era novedosa. De hecho, cuando se propuso por primera vez, fue una declaración controvertida y otros químicos se opusieron, sobre todo el compañero francés de Proust, Claude Louis Berthollet, quien argumentó que los elementos podían combinarse en cualquier proporción. La existencia de este debate demuestra que, en ese momento, la distinción entre compuestos químicos puros y mezclas aún no estaba completamente desarrollada.

La ley de las proporciones definidas contribuyó a la teoría atómica que John Dalton promovió a partir de 1803, y la colocó sobre una base teórica firme, que explicaba que la materia constaba de átomos discretos, que había un tipo de átomo para cada elemento, y que los compuestos estaban hechos de combinaciones de diferentes tipos de átomos en proporciones fijas.

Una idea temprana relacionada fue la hipótesis de Prout, formulada por el químico inglés William Prout, quien propuso que el átomo de hidrógeno era la unidad atómica fundamental. De esta hipótesis se derivó la regla de los números enteros, que era la regla general de que las masas atómicas eran múltiplos de números enteros de la masa del hidrógeno. Esto fue rechazado más tarde en las décadas de 1820 y 1830 después de mediciones más refinadas de la masa atómica, en particular por parte de Jöns Jacob Berzelius, que reveló en particular que la masa atómica del cloro era 35,45, lo que era incompatible con la hipótesis. Desde la década de 1920, esta discrepancia se explica por la presencia de isótopos; la masa atómica de cualquier isótopo está muy cerca de satisfacer la regla del número entero, siendo significativamente menor el defecto de masa causado por las diferentes energías de enlace.

Compuestos no estequiométricos/Isótopos

Aunque es muy útil en la base de la química moderna, la ley de las proporciones definidas no es una verdad universal. Existen compuestos no estequiométricos cuya composición elemental puede variar de una muestra a otra. Dichos compuestos siguen la ley de la proporción múltiple. Un ejemplo es el óxido de hierro wüstite, que puede contener entre 0,83 y 0,95 átomos de hierro por cada átomo de oxígeno y, por lo tanto, contener entre un 23 % y un 25 % de oxígeno en masa. La fórmula ideal es FeO, pero debido a las vacantes cristalográficas se trata de Fe_0,95O. En general, las medidas de Proust no eran lo suficientemente precisas para detectar tales variaciones.

Además, la composición isotópica de un elemento puede variar según su fuente, por lo que su contribución a la masa de incluso un compuesto estequiométrico puro puede variar. Esta variación se utiliza en la datación radiométrica ya que los procesos astronómicos, atmosféricos, oceánicos, de la corteza y de la Tierra profunda pueden concentrar preferentemente algunos isótopos ambientales. Con la excepción del hidrógeno y sus isótopos, el efecto suele ser pequeño, pero se puede medir con la instrumentación moderna.

Muchos polímeros naturales varían en composición (por ejemplo, ADN, proteínas, carbohidratos) incluso cuando son "puros". Por lo general, los polímeros no se consideran "compuestos químicos puros" excepto cuando su peso molecular es uniforme (monodisperso) y su estequiometría es constante. En este caso inusual, todavía pueden violar la ley debido a las variaciones isotópicas.