Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio de las relaciones en peso de las sustancias en una reacción química, entre dos o más elementos químicos. Son cuatro:

1. Ley de la conservación de la masa (Lavoisier)
2. Ley de las proporciones definidas (Proust)
3. Ley de las proporciones múltiples (Dalton)
4. Ley de las proporciones equivalentes (Richter-Wenzel)

Ley de conservación de la masa (Lavoisier)

En cualquier reacción química, la suma de la masa de los productos es igual a la suma de la masa de los reactivos.

La ley de la conservación de la masa no es absolutamente exacta dado que, según establece la teoría de la relatividad, masa y energía son interconvertibles y se relacionan mediante la famosa expresión:

siendo c la velocidad de la luz. No obstante, desde el punto de vista experimental, la variación de la masa es tan pequeña que ninguna balanza es capaz de detectarla, por lo que la Ley de la conservación de la masa se puede seguir considerando válida.

Ley de las proporciones definidas (Proust)

Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación en peso invariable.

Ejemplo:

En el amoníaco NH₃, el nitrógeno N y el hidrógeno H guardan la siguiente relación en peso:

y se conserva igual para cualquier molécula de amoníaco independientemente del método usado para obtenerlo. La constante puede interpretarse así:

Como puedes ver, la constante sirve para calcular la cantidad exacta en peso de reactivos para producir una cantidad exacta de compuesto.

Ejemplo:

Para el amoniaco NH₃, ya sabemos que la relación en peso nitrógeno-hidrógeno es 4.63198, es decir que 10 gramos de hidrógeno reaccionan con 46.3198 gramos de nitrógeno para producir 56.3198 gramos de amoniaco. Al añadir exactamente estas cantidades no quedará reactivo sin reaccionar.

Nota: No todos los compuestos cumplen con la Ley de las proporciones definidas. Aquéllos que sí cumplen se llaman compuestos daltónidos y los que no la cumplen se llaman compuestos bertólidos.

Ley de las proporciones múltiples (Dalton)

Esta es una ley fundamental de la estequiometría. John Dalton la formuló con base en la Ley de las proporciones definidas de Proust, es el tercer postulado de su teoría atómica y base de la formulación química para los compuestos. La ley establece que:

Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, sus relaciones en peso guardan entre sí una relación numérica entera.

Ejemplo:

El nitrógeno N y el oxígeno O forman entre sí varios óxidos, la tabla siguiente ilustra las relaciones en peso para cada uno de ellos y la relación numérica entera con respecto al primer compuesto, que demuestra la validez de la Ley de las proporciones múltiples:

Ley de las proporciones equivalentes (Richter-Wenzel)

Esta ley, la última de las llamadas leyes estequiométricas o ponderales, permitió la sistematización final de la nomenclatura química, y se debe considerar como un nexo entre la antigua Teoría Atómica de Dalton y la teoría Atómico-Molecular moderna.

Esta ley tiene que ver con la relación en peso que guardan dos o más sustancias cuando se combinan con una tercera y establece que:

Los pesos de dos elementos que se combinan con un tercero, guardan la misma relación que los pesos de los dos cuando se combinan entre sí, es decir, son químicamente equivalentes.

Ejemplo:

Tenemos que:

Si para el agua H₂O, la relación en peso hidrógeno-oxígeno es

y para el dióxido de carbono CO₂, la relación en peso carbono-oxígeno es

Entonces, según la Ley de las proporciones equivalentes, podemos deducir que:

Para el gas metano CH₄, la relación en peso hidrógeno-carbono es

Para comprobar, calculamos la relación en peso hidrógeno-carbono y obtenemos: