Leyes Químicas

Objetivo:
Estudiar las distintas combinaciones de elementos y analizar sus propiedades dadas por las distintas leyes de composiciones.
a) Ley de las proporciones definidas:
Es una de las leyes estequiometrias, según la cual «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándoseen experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust.
Ejemplos:
1) Una muestra de 20g de sucrosa contiene 8.4g de carbono. ¿Cuál es el porcentaje de masa de carbono en la sucrosa?
8.4g de carbono x 100 = 42%
20g de sucrosa
El porciento de masa de carbono en sucrosa es 42%

2) La sucrosa es 51.50% de oxígeno. ¿Cuantos gramos deoxígeno hay en 20 gramos de sucrosa?
Esto quiere decir que en 100 gramos de sucrosa hay 51.50 gramos de oxígeno entonces:
51.50g de oxígeno = 100g de sucrosa
? 20g de sucrosa
Despejando como en cualquier ecuación tenemos...
20g de sucrosa x 51.50g de oxígeno/ 100 g de sucrosa = 10.3g de oxígeno

b) Ley de las proporciones reciprocas:
Es una de las llamadasleyes estequiométricas, fue enunciada por primera vez por Jeremías Benjamín Richter en 1792 en el libro que estableció los fundamentos de la estequiometría, y completada varios años más tarde por Wenzel. Es de importancia para la historia de la química y el desarrollo del concepto de mol y de fórmula química, más que para la química actual. Esta ley permite establecer el peso equivalente opeso-equivalente-gramo, que es la cantidad de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia.
El enunciado de la ley es el siguiente: «Los pesos de los diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.»
En laciencia moderna, se usa el concepto de peso equivalente sobre todo en el contexto de las reacciones ácido-base o de las reacciones de reducción-oxidación. En estos contextos, un equivalente es la cantidad de materia que suministra o consume un mol de iones hidrógeno o que suministra o consume un mol de electrones.
Ejemplo:
1 g de oxígeno se combina con: 0,12 g de hidrógeno o con 2,50 g de calcio, ocon 0,37 g de carbono, o con 4,43 g de cloro. Estas cantidades son las mismas con las que estos elementos se combinan entre sí cuando forman compuestos, es decir, cuando el hidrógeno y el calcio se combinan, lo harán en la proporción de 0,12 g de hidrógeno con 2,50 g de calcio; y cuando lo hagan el cloro y el calcio lo harán en la proporción de 4,43 g de cloro con 2,50 g de calcio.
c) Ley de lasproporciones múltiples:
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.
Establece que: "Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están enrelación de números enteros y sencillos".
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.
Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, lascantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos.
Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos....