Leyes fundamentales

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LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

Leyes fundamentales de la Química.
• Ley de conservación de la masa (Lavoisier). • Ley de proporciones definidas (Proust). • Ley de proporciones múltiples (Dalton). • Ley de proporciones recíprocas (Ritcher) • Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). • Hipótesis de Avogadro

Ley de conservación de la masa (Lavoisier).
• “En toda transformaciónquímica la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”. • Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

Ley de proporciones definidas (Proust).
• “Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”. • Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan paraformar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.
• Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro • 4g 7g 0g Inicial • 11 g Final • 4g 10 g 0g Inicial • 3g 11 g Final • 8g 7g 0g Inicial • 4g 11 g Final

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.
• Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro •12 g 30 g 0g Inicial • 9g 33 g Final • 25 g 35 g 0g Inicial • 5g 55 g Final • 13.5 g 24.9 g 0g Inicial • 1.275 g 37.125 g Final

Ejemplo:

Se sabe que 8 g de azufre reacciona con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre: a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá; b) si se descomponen 100 g de trióxido de azufre¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán?

a)

Azufre + Oxígeno  Trióxido de azufre 8g 12 g 20 g 1 g (S) m(O2) m(SO3)

1g · 12 g 1 g · 20 g m(O2) = ———— = 1.5 g ; m(SO2) = ———— = 2.5 g 8g 8g

b)

m(S)

m(O2)

100 g

100 g · 8 g 100 g · 12 g m(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g 20 g 20 g

Ley de proporciones múltiples (Dalton).
• “Cuando dos elementos se combinanentre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos”.

Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ejemplo.
• En ciertas condiciones 1.00 g de C reacciona con 1.33 g de O produciendo un gas venenoso (Compuesto A) • En otras condiciones 1.00 g de C reaccionan con 2.66 g de Oproduciendo un gas inofensivo (Compuesto B)

CO

CO2

Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales
14 g de nitrógeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40g de oxígeno para dar cinco óxidos diferentes. Comprobar que se cumple la ley de Dalton.

• Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente. • Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija de N (14 g)guardan las relaciones:
• m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4 ————— = ——=— ; ————— = —— = — m Ox. (I) 8g 1 m Ox. (I) 8g 1 • m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2 ————— = —— = — ;————— = —— = — m Ox. (I) 8g 1 m (I) Ox. 8g 1

Ley de proporciones recíprocas (Ritcher)
• “Las masas de dos elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma relación que las masas de los dos cuando secombinan entre sí”.

Ley de proporciones recíprocas (Ritcher). Ejemplo.
• Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan también con 16 gramos de oxígeno para dar dióxido de carbono, entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g de carbono al formar metano.

Hipótesis de Avogadro.
• “A una presión y a una temperatura determinados en unvolumen concreto habrá el mismo número de moléculas de cualquier gas”. • Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es decir, 6.022 x 1023 moléculas, ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 273 K) un volumen de 22.4 litros.

Las Propiedades de los Gases
La teoría cinética explica el estado gaseoso de la siguiente forma:

•Los gases están formados por un gran número de partículas muy
pequeñas,...
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