Clases De Leyes

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DE PANAMÁ

FACULTAD DE CIENCIAS Y TECNOLOGÍA



LAS LEYES FUNDAMENTALES



Leyes experimentales de las transformaciones químicas:

Estas pueden ser ponderales o volumétricas, según que se refieran a las masas de las sustancias que intervienen en la reacción o a los volúmenes de las sustancias gaseosas, respectivamente.



1) Leyes Ponderales

• Leyde la conservación de la masa o ley de Lavoisier:




La masa de un sistema químico aislado permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él.




Lavoisier comprobó (trabajando con vasijas cerradas) que el peso de los reactivos era igual al de los productos de la reacción. Otros científicos que evaluaron estos fueron Hans Landolt y Roland vonEötvös.




Ejemplo # 1:




56 g de Fe + 32 g de S → 88 g de FeS




Ejemplo #2:

9.3 g de fósforo se introducen en un recipiente que contiene 120.0 g de yodo. Cuando finaliza la reacción se encuentra que hay 123.6 g de un nuevo compuesto y 5.7 g de yodo que no reaccionaron. Demuestre la Ley de Lavoisier.




• Ley de las proporcionesdefinidas o de Proust:




Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación en peso constante.




Así, cuando el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua, lo hacen siempre en la relación en peso:

H/O = 1/7,936

Y si descomponemos el agua en hidrógeno yoxígeno, la relación en peso entre ambos elementos es la misma.




En la presentación de la Ley de la conservación de la masa

3g de carbono + 8 g de oxígeno se combinan para formar 11 g de dióxido de carbono. La proporción entre las masas es de 8:3.

Y aunque cambie la temperatura, la presión, la latitud o la nacionalidad del experimentador (siempre se mantiene constantela proporción):




3,0 g de carbono se combinan con 8,0 g oxígeno

1,5 g de carbono se combinan con 4,0 g oxígeno

2,7 g de carbono se combinan con 7,2 g oxígeno

12,0 g de carbono se combinan con 32,0 g oxígeno




Ejemplo #1:

En el amoniaco el nitrógeno y el hidrógeno se encuentran en la relación N/H = 4,632/1. Hallar la cantidad deamoniaco que podrá obtenerse a partir de 2,87 gramos de hidrógeno.




1 g de hidrógeno = 2,87 g de hidrógeno

4,632 g de nitrógeno x g de nitrógeno




De donde x = 13, 29 g de nitrógeno. Por tal razón la cantidad de amoniaco que se obtiene será de 13,29 g de nitrógeno + 2,87 g de hidrógeno= 16,16 g de amoniaco.Ejemplo #2:

¿Qué masa de sulfuro de mercurio (II) se puede obtener cuando se calientan 120 g de mercurio con suficiente azufre?




X= (120) (232) / (200) = 139 g




• Ley de las proporciones múltiples:




Las cantidades de un determinado elemento que se combinan con una misma cantidad de otro, para formar en cada cado un compuesto distinto, estánen la relación de números enteros sencillos.




Así, cuando se combinan el oxígeno y el nitrógeno lo hacen en las siguientes relaciones en peso:




Relación en peso= O/N = 0.571/1= 1x 0.571/1 N2O




Relación en peso= O/N = 1.142/1= 2x 0.571/1 NO




Relación en peso= O/N = 1.713/1= 3x 0.571/1N2O3




Relación en peso= O/N = 2.284/1= 4x 0.571/1 NO2




Relación en peso= O/N = 2.855/1= 5 x 0.571/1 NO2




Obsérvese que las cantidades de oxígeno que se combinan con una parte de nitrógeno guardan entre sí las relaciones 1:2:3:4:5.







Ejemplo #1:

El estaño y el oxígeno forman dos óxidos...