Leyes ponderales



Descargar 20.07 Kb.
Fecha de conversión26.06.2018
Tamaño20.07 Kb.

QUÍMICA II.

NOMBRE DEL ALUMNO(A) __________________________________________________________

GRUPO __________ FECHA _____________________ CALIF. ________________

LEYES PONDERALES

Existen leyes que estudian las relaciones entre las masas de las sustancias que se combinan en una reacción química y se les llama leyes ponderales.

LEY DE CONSERVACION DE LA MASA


Esta ley fue enunciada por Lavoisier en 1785, pues si bien era utilizada por otros químicos

anteriores como hipótesis, a él se debe su confirmación y generalización.

"La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma"
Es decir la masa total de las sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas, por tanto:
∑m reactivos = ∑m productos
∑ significa sumatoria.

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS


Esta ley fue enunciada por Proust en 1801 Todo compuesto químico contiene los mismos elementos en idénticas proporciones. Esta proposición fue generalizada y establecida por Proust y se enuncia de la siguiente forma:
"Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación de masa invariable, es decir en una proporción fija o definida"
Ejemplo.

Aluminio + Oxígeno → óxido de aluminio


4 Al + 3 O2 → 2Al2O3

107.926 g de Al + 95.9964 g de oxígeno → 203.9224 g de óxido


Se cumple con la ley de la conservación de la masa:
m aluminio + m de oxígeno = m del óxido

107.926g + 95.9964g = 203.9224g


Luego no sobra ni aluminio ni oxígeno
Que relación existirá entre el aluminio y el oxígeno, bueno comparamos sus masas.
m aluminio 107.926g

_________ = _______ = 1.1242

m oxigeno 95.9964g
Según la ley de Proust de las proporciones definidas el aluminio y el oxígeno siempre se combinaran en esta proporción para dar el óxido de aluminio.

COMPOSICIÓN PORCENTUAL.


Esta ley también nos sirve para sacar la composición porcentual de los elementos en un compuesto.
Ejemplo NaCl


  1. Calcular la masa molecular.

Masa atómica Masa del sodio

Na 22.9898 X 1 = 22.9898 g Na

Cl 35.453 X 1 = 35.453 g Cl

Masa molecular = 58.4428 g del NaCl


  1. Para obtener el % del elemento se divide la masa del elemento entre la masa total y el resultado lo multiplicamos por 100.

masa del sodio

% Na = -------------------- X 100 =

masa total


22.9898 g Na

-------------------- X 100 = 39.34 % Na

58.4428 g NaCl

35.453 g Cl

% Cl = --------------------- X 100 = 60.66 % Cl

58.4428 g NaCl

Significa que un compuesto con 39.34% de Na y 60.66% de Cl , aquí en China o la luna siempre será el NaCl, la sal común.

Ejercicio. H2SO4




  1. Calcular la masa molecular

Masa atómica del H _______ X número de átomos ____ = _____________ g de H

Masa atómica del S _______ X número de átomos ____ = ______________ g de S

Masa atómica del O _______ X número de átomos ____ = ______________ g de O


Masa molecular = _______________ g de H2SO4

  1. Masa de H

% H ---------------- X 100 = ____________ % H

Masa H2SO4


% H ------------------ X 100 = _______________ % H


¿Cuál será el % S ________________

¿Cuál será el % O ________________


Ejercicio Calcular la composición porcentual del Al(OH)3

LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES


Fue descubierta por Dalton en 1803 como consecuencia inmediata de su teoría atómica.

Hay elementos que pueden combinarse formando compuestos diferentes al variar las condiciones experimentales. Esto no contradice la ley de las proporciones definidas, ya que siempre que se forma un compuesto determinado lo harán en las mismas proporciones, pero estos elementos si se pueden combinar en proporciones diferentes para formar compuestos distintos.

El enunciado de la ley de las proporciones múltiples es el siguiente:
"Las cantidades (masa) de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro

para formar compuestos distintos, están en una relación de números enteros sencillos" (como

1:2; 3:1; 2:3; 4:3, etc.)
Ejemplo. El nitrógeno y el oxígeno se pueden combinar dando dos óxidos distintos al variar las condiciones.
En unas condiciones nitrógeno + oxigeno → óxido de nitrógeno (a)

28.0134g 15.9994g


En otras condiciones nitrógeno + oxígeno → óxido de nitrógeno (b)

28.0134 g 47.9982g


Calculamos el cociente entre los gramos de oxígeno que se combinan en ambos casos con la misma cantidad (28.0134 g) de nitrógeno.

m (Oxígeno)a 15.9994 g 1

---------------------- = ------------------ = ------ es una relación de números

m (oxígeno)b 47.9982 g 3 enteros sencillos.


Cómo calcule el 1/3 bueno se dividió ambos términos entre el menor de ellos.

15.9994/15.9994 = 1 y 47.9982/15.9994 = 3


El oxígeno se puede combinar con el cobre de dos maneras distintas. ¿Comprobar si se cumple la ley de las proporciones múltiples?
Oxígeno + cobre → óxido de cobre (a)

16 g 63.54g


Oxígeno + cobre → óxido de cobre (b)

16 g 127.08 g


Comprobación.

LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS O DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN
Esta ley, llamada también de las proporciones equivalentes, fue esbozada por Richter en

1792
"Los pesos (masas) de elementos diferentes que se combinan con un mismo peso (masa) de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos", es decir, que los pesos de diferentes sustancias que se combinan con un mismo peso de otra, dan la relación en que ellos se combinan entre sí (o multiplicada por un número sencillo).

Compartir con tus amigos:


La base de datos está protegida por derechos de autor ©composi.info 2017
enviar mensaje

    Página principal