Leyes ponderales
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        LEYES PONDERALESLas leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio del peso relativo de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más elementos químicos. Por lo tanto se puede decir que se dividen en cuatro importantes leyes . Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier.  El químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formuló en 1774. “Dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crean ni se destruyen, sólo se transforma y permanece invariable”. Ejemplo Al reaccionar hierro Fe con agua H2O se forma oxido férrico Fe2O3, mediante la siguiente reacción. 2Fe + 3H2O Fe2O3 + 3H2 112g + 54g = 160g + 6g 166g = 166 g Se tiene 80g de Fe determinar cuántos gramos hay de Fe2O3 Utilizamos Relación masa-masa según la ley de Lavoisier. 112g de Fe 160 g de Fe2O3  Ley de las proporciones definidas o ley de Proust.  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. Ejemplo Para formar 1mol de agua H2O, se necesitan 4 moles de hidrógeno H2 y dos moles de oxigeno O2. 2H2 + O2 2 H2O 4 moles de H2 2 moles de O2 4 moles de H y 2 moles de O 6 moles 6 moles    Se tienen 6 moles de oxígeno cuantos moles de agua se forman. Utilizamos Relación mol-mol según la ley de Proust. 2 moles de O2 2 moles de H2O  Ley de Dalton de las proporciones múltiples.  Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos de los cuales formuló en 1803: “Cuando dos o más elementos forman más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de números enteros sencillos”.  Ley de Richter de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de combinación o masas equivalentes.  Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y “Dice que los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí”.   Ley de Avogadro. Para la relación de volúmenes tenemos:  No fue hasta 1814 cuando Avogadro admitió la existencia de moléculas formadas por dos o más átomos iguales. a).- Volúmenes de combinación "Los volúmenes de los reactantes en gases en condiciones normales de temperatura y presión es igual a los volúmenes de los productos en gases” Ejemplo 1.-Para formar 2 litros de amonio NH3, se necesitan 3 litros de hidrogeno H2 más un litro de nitrógeno N2 3H2 + N2 2NH3 3 Litros de H2 1 litro de N2 = 2 Litros de NH3  Se desean obtener 10 litros de NH3 cuantos litros de H2 se necesitan Utilizamos Relación volumen-volumen según la ley de volúmenes de combinación. 3 litros de H2 2 litros de NH3  b) volúmenes molares "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas".  2.-Cuantos litros de amonio NH3, se forman si se tienen 2 moles NH3 3H2 + N2 2NH3 3 moles de H2 1 mol de N2 = 2 moles de NH3 Utilizamos Relación volumen-mol según la ley de volumen molar. 1 mol NH3 22.4 Litros NH3  c) mol, masa molar y moléculas Esta ley suele enunciarse actualmente también como: "La masa molecular o mol de diferentes sustancias contiene el mismo número de moléculas". 3.-Cuantas moléculas de amonio NH3, se forman si se tienen 2 moles de NH3 3H2 + N2 2NH3 3 moles de H2 1 mol de N2 = 2 moles de NH3 Utilizamos Relación molécula-mol según la ley molécula mol. 1 mol NH3 6,022212 × 1023 átomos, moléculas de NH3.  |
