Leyes fundamentales

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 transformación química lamasa 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 para
formarsulfuro 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
0gInicial
•
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 deazufre 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 combinan entre sí
para dar compuestosdiferentes, 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 O produciendo 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 se
combinan entre sí”.

Ley de proporcionesrecíprocas
(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 un volumen concreto habrá el
mismo número de moléculas decualquier 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, sobre todo si se las compara con la distancia que las separa....