Leyes ponderales

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Leyes pOnderales
* Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. 1789:
Este resultado se debe al químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Considerando que “La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable.”
* Ley delas proporciones definidas o ley de Proust. 1801.
En 1808, tras ocho años de las investigaciones, Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.
* Ley de Dalton de las proporciones múltiples. 1803
Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos de los cuales formulóen 1803: “Cuando dos o más elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de números enteros sencillos”.
* Ley de Richter a de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de combinación o masas equivalentes. 1792
Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que los pesosde dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre si.

Cálculos estequiométricos en las reacciones químicas

Cuando «leemos» una ecuación química podemos obtener información sobre el tipo y número de especies químicas (átomos, moléculas, etc.) que intervienen y también sobre el número de moles que reaccionan y se forman.
Pasos aseguir1. Escribir la ecuación química del proceso o transformación química, expresando las fórmulas de reactivos y productos, y después ajustar la ecuación correspondiente. 2. Establecer las relaciones, derivadas de los coeficientes estequiométricos, del ajuste de la reacción,...
Cálculo de masas Para aprender a hacer cálculos en las reacciones químicas, lo mejor es comenzar con un ejemplo. Leemos elsiguiente enunciado:. «En la reacción entre el oxígeno y el hidrógeno para dar agua, calcular la masa de hidrógeno que reacciona con 10 gramos de oxígeno». 1. El primer paso...
Cálculo de volúmenesEn las reacciones químicas, los reactivos y los productos pueden estar en cualquier estado de agregación. Cuando en la reacción intervienen gases, es importante saber realizar cálculos con volúmenes.Ya sabemos que:. Un mol de cualquier gas en condiciones normales (0 °C y 1 atm) ocupa...

Número de Avogadro y concepto de mol.
 En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendomúltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio.
 Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, sedefine la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente.  Este múltiplo resulta de multiplicar elvalor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uam».
 De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor...
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