Proporciones múltiples y definidas

PROPORCIONES MÚLTIPLES Y DEFINIDAS.

UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO

FACULTAD DE INGENIERÍA

PROGRAMA DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

PROPORCIONES MÚLTIPLES Y DEFINIDAS.

OBJETIVOS:

Comprobar en forma experimental los enunciados de la Ley de las proporciones Múltiples y definidas.

INTRODUCCIÓN:

Louis proust:

Entre 1794 y 1804, Louis Proust escribió numerosos experimentos en los que estudió la composición de diversos carbonatos de cobre, óxidos de estaño y sulfuros de hierro, descubriendo que la proporción en masa de cada uno de los componentes, por ejemplo carbono, cobre y oxígeno en los carbonatos de cobre, se mantenía constante en el compuesto final, y no adquiría ningún valor intermedio, independientemente de si eran un carbonato natural o artificial, o de las condiciones iniciales de la síntesis. Así, dos compuestos difirieron entre sí en función de las proporciones de elementos básicos, sin apreciarse composiciones intermedias o mixtas, por ejemplo el Cu2CO3,

Estas conclusiones le llevaron a enunciar la Ley de las proporciones definidas o constantes, también conocida como la ley de Proust, y que, una vez firmemente aceptada, se convirtió, junto a la Ley de conservación de la masa de Lavoisier y la Ley de las proporciones múltiples de Dalton, es decir, la presencia de proporciones en el esqueleto de la química cuantitativa, la estequiometría química, y abrió el camino al concepto de compuesto químico y al establecimiento de la teoría atómica de Dalton.

La ley de Proust contradecía las conclusiones del químico francés Claude Louis Berthollet, quien defendía que las proporciones en la que se combinaban los elementos en un compuesto dependían de las condiciones de su síntesis.

John Dalton:

Fue un naturalista, químico, matemático y meteorólogo británico. Entre sus trabajos destacan el modelo atómico y su tabla de pesos relativos de los elementos, que contribuyeron a sentar las bases de la química moderna.

También es conocido por haber descrito el daltonismo, defecto visual relativo a la percepción de los colores que padecía y que lleva su nombre.

Ley de proporciones:

La Ley de las proporciones definidas dice que muestras diferentes de una misma sustancia contienen los mismos elementos en las mismas proporciones. Esta Ley no es universal, ya que en algunos compuestos esta no se cumple. Enunciada por J.L. Proust, definida por Jhon Dalton debido a la relación que tiene con la teoría atómica.

La Ley de las proporciones múltiples fue enunciada por Dalton, y se refiere a la relación que existe entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, el cual se obtiene variando las condiciones de la reacción.

Esta dice: Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, los pesos de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija de otro, están en relación de números enteros pequeños.

Ejemplos Aplicados de la Ley de Proporciones Definidas:

Ejemplo 1: calcular la proporción de masas en la reacción 2 H2 + O2 → H2O.

• Supongamos que reaccionan 1 mol de cada sustancia:

• 1 mol H2 = 2 gramos → 2 H2 = 4 gramos
• 1 mol O2 = 32 gramos

• Simplificando obtenemos que reacciona 1 unidad de masa de H2 por cada 8 unidades de masa de O2
• Por lo tanto los reactantes H2 y O2 reaccionan siempre en proporción 1 a 8

MATERIALES Y REACTIVOS

• Tubos de ensayo
• Clorato de potasio
• Pinzas para tubos de ensayo
• Perclorato de potasio
• Balanza
• Fósforo
• Espátula

TABLA DE DATOS:  

 KClO3

• PESO TUBO DE ENSAYO  LIMPIO Y SECO:  18.87 g.
• PESO TUBO CON KClO3:   20.87 g.
• PESO DE KClO3:  2 g.
• PESO DEL TUBO DESPUÉS DE CALENTADO: 20.17 g.
• PESO DEL O 2: 0.79g. (Peso del oxígeno liberado de la reacción de KClO3)
• PESO DEL KCl: 1.31 g. (Peso del clorato de la reacción de KClO3)

KClO4:

• PESO DEL TUBO LIMPIO Y SECO: 18.87 g.
• PESO DEL TUBO + KClO 4: 20.87 g
• PESO DEL KClO4: 2 g.
• PESO DEL TUBO DESPUÉS DE CALENTADO: 19.94  g.
• PESO DEL O 2: 0.93 g. (Peso del oxígeno liberado de la reacción de KClO4)
• PESO DEL KCl:1.07 g.  (Peso del perclorato de potasio de la reacción de KClO4)

CÁLCULOS:

1. Calcular la cantidad de oxígeno desprendido en la descomposición del Clorato y Perclorato de Potasio.

[pic 1]

[pic 2]

• se producen 9.640 g de oxígeno en la descomposición del perclorato de potasio

[pic 3]

[pic 4]

• se producen 11.307 g de oxígeno en la descomposición del clorato de potasio

1.   Calcular la cantidad de cloruro de potasio producido en la descomposición del Clorato y Perclorato de Potasio.

 [pic 5]

[pic 6]

• se producen 11.22 gramos de cloruro de potasio en la  descomposición del perclorato de potasio

[pic 7]

                           [pic 8]

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