Para los químicos del siglo XVIII, un compuesto era una sustancia formada por dos o más elementos y que podía ser separada en estos elementos utilizando los procedimientos químicos adecuados. Se sabía que al suministrar calor a un metal en el aire se obtenía el óxido correspondiente (síntesis) y algunas sustancias se descomponían en sus elementos (análisis). La generalización del uso de las balanzas en los laboratorios de la época permitió el desarrollo de los estudios de estas reacciones y de los compuestos que en ellas participaban. Así se conocieron las leyes ponderales de la Química (ponderal significa relativo al peso o masa de un cuerpo), o leyes estequiométricas (relativas a la proporción en la que se combinan los elementos entre sí).
La ley de Lavoisier (ley de conservación de la masa)
El francés Antoine Lavoisier es considerado el padre de la Química moderna ya que, gracias a sus estudios experimentales y al tratamiento sistemático que hizo de los mismos, consiguió dignificarla y elevarla a la categoría de disciplina científica. En estudios previos se había comprobado que los metales conseguían un notable aumento de masa cuando se oxidaban, o que en las combustiones se producía una pérdida de masa, hechos que se interpretaban suponiendo la existencia de una sustancia intangible, denominada flogisto, que poseían los cuerpos y que podía ser desprendida o incorporada por las sustancias involucradas en una reacción química. Las experiencias llevadas a cabo por Lavoisier, con reacciones en recipientes cerrados, permitieron desterrar definitivamente la teoría del flogisto (aceptando la participación del oxígeno en las combustiones) y le condujeron hacia la ley de conservación de la masa, según la cual:
En toda reacción química la masa de los reactivos es siempre igual a la masa de los productos.
La ley de Proust (ley de las proporciones definidas)
A finales del siglo XVIII y principios del XIX, el químico francés Joseph Louis Proust realizó gran cantidad de experiencias con las que estudió la composición de una serie de sustancias, dictaminando que:
Las proporciones mediante las que se combinaban los elementos para formar un determinado compuesto eran siempre las mismas, independientemente de la procedencia o de la manera en que estos compuestos habían sido obtenidos.
Esta conclusión, que en la actualidad se denomina ley de Proust, explica que, por ejemplo, en el agua siempre se encuentre que por cada gramo de hidrógeno hay ocho gramos de oxígeno. Esta idea encontró gran oposición en el químico francés Claude Louis Berthollet, quien había identificado un elevado número de sustancias formadas por la unión de elementos en proporciones variables. Un ejemplo de tales sustancias sería el óxido ferroso, en el que la proporción de hierro y oxígeno no es constante, oscilando entre 48 y 53 gramos de hierro por cada 16 gramos de oxígeno.
Gracias a las evidencias experimentales y al apoyo de otros científicos, como Berzelius, Proust se granjeó la confianza de la comunidad científica y sus planteamientos fueron finalmente aceptados. Aquellos compuestos que cumplen la ley de Proust se denominan compuestos estequiométricos y se consideran compuestos químicos verdaderos. Sin embargo, las ideas de Berthollet no estaban del todo equivocadas ya que, efectivamente, existen multitud de compuestos químicos que no cumplen estrictamente la ley de Proust, y que se denominan compuestos no estequiométricos o berthólidos, y que algunos científicos no consideran auténticos compuestos químicos.
Ley de Dalton (ley de las proporciones múltiples)
Al profundizar en el estudio de los diferentes compuestos químicos se observó que había elementos que se combinaban entre sí en diferentes proporciones, dando lugar a compuestos distintos. Así, se podían encontrar distintos óxidos de cloro, en los cuales se comprobaba que por cada 71 gramos de cloro, había una cantidad de oxígeno que podía ser de 16, 48, 80 o 112 gramos, dependiendo del óxido considerado. Como se comprueba en la siguiente tabla, al tratarse de compuestos diferentes, las proporciones de oxígeno y cloro varían de un óxido a otro, pero las relaciones entre ellas son siempre números enteros sencillos:
Mediante estudios similares efectuados con gran número de compuestos, el químico inglés John Dalton generalizó en la ley que lleva su nombre que podemos enunciar como:
Las cantidades de un elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar distintos compuestos están en una relación de números enteros sencillos.
Ley de Richter (ley de las proporciones recíprocas)
Un estudio similar realizó el químico alemán Benjamin Richter a partir de los pesos de combinación relativos. Para entender el planteamiento de Richter, vamos a considerar una serie de compuestos en los que participa el hidrógeno y determinaremos la masa de cada uno de los elementos que se combinan con un gramo de hidrógeno:
Richter denominó pesos de combinación relativos a los pesos (en realidad, masas) de los elementos que se combinaban con cada gramo de hidrógeno, ya que se dio cuenta que los elementos se combinaban según la relación que guardaban entre sí sus pesos de combinación relativos, o bien en cantidades que eran múltiplos o submúltiplos de estos. Por ejemplo, el cloruro de sodio se obtiene por combinación de 35’5 gramos de cloro y 23 gramos de sodio (que son los pesos de combinación relativos del cloro y del sodio, respectivamente); o el sulfuro de sodio resulta de la combinación de 16 gramos de azufre y 46 gramos de sodio (que se corresponden con el peso de combinación relativo del azufre y, en este caso, el doble del peso de combinación relativo del sodio).
La generalización de lo anterior se conoce como ley de Richter:
Los pesos de combinación de diferentes elementos que se combinan con un peso determinado de un elemento dado son los pesos de combinación relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estas relaciones de cantidades.
Que también puede enunciarse así:
Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.
Las leyes ponderales o estequiométricas, fueron el sustento de los primeros modelos atómicos y permitieron realizar los primeros cálculos de las masas atómicas de los elementos químicos.
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