Este documento resume varias leyes químicas fundamentales, incluyendo la Ley de Amagat, la Ley de Boyle-Mariotte, la conservación de la energía, la conservación de la materia, la Ley de Faraday de la electrólisis, la Ley de las proporciones equivalentes, la Ley de Raoult, la Ley de las presiones parciales, la Ley de las proporciones múltiples y la Teoría atómica. Explica brevemente cada ley y cómo describen relaciones fundamentales en química.

1. LEYES QUÍMICAS
José León

2. Ley de Amagat
 La Ley de Amagat o Ley de los Volúmenes Parciales de 1880 establece
que en una mezcla de gases, cada gas ocupa su volumen como si los restantes
gases no estuvieran presentes. El volumen específico de un determinado gas en
una mezcla se llama volumen parcial (v). El volumen total de la mezcla se
calcula simplemente sumando los volumenes parciales de todos los gases que la
componen.
 Esta es la expresión experimental del volumen como una magnitud extensiva.
La expresión recibe su nombre de Emile Amagat.

3. Ley de Boyle-Mariotte
 La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme
Mariotte, es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión
de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice
que: "La presión ejercida por una fuerza física es inversamente
proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su
temperatura se mantenga constante"
 dónde es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
 Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión
disminuye el volumen aumenta

4. Conservación de la energía
 La ley de la conservación de la energía constituye en el primer principio de
la termodinámica (la primera ley de la termodinámica) y afirma que la cantidad
total de energía en cualquier sistema físico aislado (sin interacción con ningún
otro sistema) permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede
transformarse en otra forma de energía. En resumen, la ley de la conservación
de la energía afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede
cambiar de una forma a otra, por ejemplo, cuando la energía eléctrica se
transforma energía calorífica en un calefactor.

5. Ley de conservación de la materia
 La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de
Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias
naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por
Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria
la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la
masa obtenida de los productos».1 Una salvedad que hay que tener en cuenta es la
existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en
estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y
energía.2

6. Ley de Faraday de la electrólisis
 Varias versiones del enunciado de las leyes se pueden encontrar en los libros de texto y la
literatura científica. La más utilizada es la siguiente:
 1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia alterada en un
electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de
electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la
cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en culombios.
 2 a ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad
(carga eléctrica), la masa de un material elemental alterado en un electrodo , es
directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una
sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene
lugar en el material.

7. Ley de las proporciones equivalentes
 Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter-Wenzel es una de
las llamadas leyes estequiométricas, fue enunciada por primera vez por
Jeremias Benjamin Richter en 1792 en el libro que estableció los fundamentos
de la estequiometría, y completada varios años más tarde por Wenzel. Es de
importancia para la historia de la química y el desarrollo del concepto de mol y
de fórmula química, más que para la química actual. Esta ley permite
establecer el peso equivalente o peso-equivalente-gramo, que es la cantidad
de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una
sustancia de referencia.

8. Ley de Raoult
 Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de
su disolución siempre es menor que la del disolvente puro. De esta
forma la relación entre la presión de vapor de la solución y la presión de
vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la
disolución. Esta relación entre ambos se formula mediante la ley de
Raoult mediante la cual: «la presión parcial de un disolvente sobre una
disolución está dada por la presión de vapor del disolvente puro Po1,
multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución ».

9. Ley de las presiones parciales
 La ley de las presiones parciales (conocida también como ley de Dalton)
fue formulada en el año 1803 por el físico, químico y matemático británico
John Dalton. Establece que la presión de una mezcla de gases, que no
reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que
ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo el volumen de la mezcla,
sin cambiar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos
determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total
de una mezcla de gases.

10. Ley de las proporciones múltiples
 Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos
compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades
del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los
compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última
de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que
Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos
que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar
distintos compuestos.

11. Teoría atómica
 La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico y fue en el
siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en
el campo de la estequiometría. Los químicos de la época creían que las unidades básicas
de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las
llamaron átomos (de la palabra griega atomos, que significa "indivisible"). Sin embargo,
a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la
radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era
realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente
electrones, protones y neutrones), que pueden existir de manera separada. De hecho, en
ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la
elevada presión impide a los átomos existir como tales. El campo de la ciencia que
estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina física de partículas.