Leyes Ponderales Y Volumetricas De La Quimica

LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA

1. Ley de la conservación de la masa (Lavoisier, 1787): La suma de las masas de los productos reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.

Es decir, la masa se conserva, lo que nos permite afirmar que si, por ejemplo, 1 g de hidrógeno reacciona con 8 g de oxígeno, para formar agua, la masa de agua formada es de 9 g.

Esta ley es la base de los cálculos estequiométricos de las reacciones químicas

• Ejemplo: Alberto informó que 7 gr. de hierro reaccionaban con 4 gr. de azufre exactamente y pregunto ¿Qué cantidad de producto se debe formar?

Según la ley de la conservación de la masa no se pierde materia, por lo que el resultado es la suma de ambas masas.

2. Ley de las proporciones definidas o constantes (Proust, 1799): Cuando dos o más elementos (o sustancias), se unen para formar una sustancia determinada, lo hacen siempre en proporciones fijas y determinadas.

Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno cuando se unen para formar agua, siempre reaccionan en la proporción de 1 g de hidrógeno con 8 g de oxígeno (o 2 g de hidrógeno con 16 de oxígeno; o 0,5 g de hidrógeno con 4 de oxígeno). Esta proporción no depende de la forma en que tenga lugar la reacción.

• Ejemplo: Una muestra de 20g de sacarosa contiene 8.4g de carbono. ¿Cuál es el porcentaje de masa de carbono en la sacarosa?

8.4g de carbono x 100 = 42%20g de sacarosa

El porciento de masa de carbono en sacarosa es 42%

3. Ley de Richter (1792): Las masas de elementos diferentes, que se combinan con una misma masa de otro elemento, son las mismas con las que se combinarían entre sí, si la reacción es posible, o son sus múltiplos o sus submúltiplos.

Por ejemplo, 1 g de oxígeno se combina con: 0,12 g de hidrógeno o con 2,50 g de calcio, o con 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.

• Ejemplo:

a) Consideremos el N2O: llamemos a r1 a dicha relación.

r1 = 2 x 14,007/15,9994 = 1,75

b) Consideremos el NO: llamemos a r2 a dicha relación

r2 = 14,007/15,9994 = 0,875

Es evidente que r = n x R siendo n un numero al cual corresponden valores enteros o fracción de enteros.

1,75 = n1 x 0,583; n1 = 1,75 /0,583= 3

0,875 = n2 x 0,583; n2 = 0,875 /0,583= 1,5

4. Ley de las proporciones múltiples (Dalton, 1803): Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, para formar varios compuestos, están en la relación de los números enteros y sencillos.

Por ejemplo: 1 g de oxígeno reacciona con 3,971 g de cobre para formar un óxido de cobre. Pero cambiando las condiciones de la reacción 1 g de cobre reacciona con 7,942 g de cobre. (No hay fallo de la ley de las proporciones definidas, puesto que se obtienen compuestos distintos). Dividamos las cantidades de cobre entre sí 7,942/3,971 = 2, es decir, están en la proporción 2:1 (números enteros y sencillos).

• Ejemplo: La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

C + O2 --> CO2 12 g. de C + 32 g. de O2 --> 44 g. CO2

C + ½ O2 --> CO2 12 g. de C + 16 g. de O2 --> 28 g. CO2

LEYES VOLUEMTRICAS DE LA QUIMICA

1. Ley de los volúmenes de combinación (o de Gay- Lussac): Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan.

En cualquier reacción química los volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.

GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:

La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y líquidos reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para formar anhídrido sulfuroso.

2. Ley de Boyle: Es la relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante

Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

• Ejemplo: Una bolsa está inflada. Tiene un volumen de 900ml a una presión de 1atm ¿Qué presión se necesita para que el globo reduzca su volumen 200ml?

Fórmula: V1P1 = V2P2

Despeje: P2 = V1P1/V2

Análisis de datos:

Volumen inicial -

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