Ley de Proporciones Multiples

Esta ley fue enunciada por Dalton y se refiere a las relaciones que existen entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la reacción. La ley dice: "cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción, para formar compuestos diferentes, la masa de uno de los elementos que se combinan con la misma masa de otro, están en relación de números enteros pequeños".

Por ejemplo, el carbono puede reaccionar con el oxígeno para formar 2 compuestos: el monóxido de carbono y el dióxido de carbono:

CO (monóxido de carbono), está en relación 1:1 (12 g de C y 16 g de O)

CO2 (dióxido de carbono), está en relación 1:2 (12 g de C y 32 g de O)

Vemos que la masa de carbono permanece constante, pero varía la del oxígeno, estableciéndose relaciones pequeñas 1:1 y 1:2. Otro ejemplo es el caso del nitrógeno que puede formar con el oxígeno diferentes compuestos:

N2O relación 2:1 (28 g de nitrógeno y 16 g de oxígeno)

N2O3 relación 2:3 (28 g de nitrógeno y 48 g de oxígeno)

N2O5 relación 2:5 (28 g de nitrógeno y 80 g de oxígeno)

Vemos que la cantidad de nitrógeno permanece constante (28 g) y varía la cantidad de oxígeno, estableciéndose relaciones sencillas 2:1, 2:3 y 2:5

La Ley de las Proporciones Múltiples fue enunciada en 1803 por John Dalton (17766 - 1844) y fue confirmada experimentalmente por el químico sueco Jans Jacob Berzelius (1779 - 1848)

Ley de Proporciones Definidas

El enunciado de esta ley fue hecho por Louis Proust y definida por Dalton debido a su relación íntima con la teoría atómica. Esta ley enuncia que: "en las combinaciones de los elementos, las masas que de ellos intervienen son fijas para cada una y no se modifican por el exceso de una de ellas ni por la presencia de alguna sustancia extraña". También puede expresarse así: "en la formación de un compuesto la cantidad de un elemento que se combina con una masa definida de otro es siempre la misma" . Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto, su composición será siempre la misma.

Paraa ejemplificar esta ley, tomemos: Al calentar mercurio en presencia de oxígeno se forma un povlo rojizo, el óxido mercurico. Supongamos que se utilizan 92.6 gramos de mercurio; para que toda ésta cantidad se transforme se necesitan 7.4 gramos de oxígeno. O dicho en otras palabras 7.4 g de O2 reaccionan con 92.6 g de Hg y lo único que queda es HgO, por la ley de conservación de la masa quedaría

Mercurio + Oxígeno --> Óxido mercúrico

92.6 g + 7.4 g --> 100 g

Por lo tanto, para que se conserve la masa en la reacción deben producirse 100 g de óxido mercúrico. Por cada 100 g de producto que contiene la siguiente composición centesimal: 92.6% de mercurio y 7.4% de oxígeno.

Sin importar la cantidad que se utilice ni cuánto se calienta, siempre que el mercurio se combien con el oxígeno, reacciona para producir óxido mercúrico.

Otra forma de preseentar este resultado es realizando la siguiente operación matemática:

92.6 g de mercurio x 1 g de oxígeno/7.4 g de oxígeno = 12.5 g de mercurio

lo que quiere decir que para cada 1 g de oxígeno se necesitan 12.5 g de mercurio.

La Ley de las Proporciones Definidas fue establecida en 1801 por el químico francés L.J. Proust, aunque inicialmente fue criticada por C. L. Berthollet.

Ley de Conservacion de la Masa

Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), químico francés, considerado el fundador de la química moderna.

Lavoisier nació el 26 de agosto de 1743 en París y estudió en el Instituto Mazarino. Fue elegido miembro de la Academia de Ciencias en 1768. Ocupó diversos cargos públicos, incluidos los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en 1776, miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas y medidas en 1790 y comisario del tesoro en 1791. Trató de introducir reformas en el sistema monetario y tributario francés y en los métodos de producción agrícola. Como dirigente de los campesinos, fue arrestado y juzgado por el tribunal revolucionario y guillotinado el 8 de mayo de 1794.

Los experimentos de Lavoisier fueron de los primeros experimentos químicos realmente cuantitativos que se realizaron. Demostró que en una reacción química, la cantidad de materia es la misma al final y al comienzo de la reacción. Estos experimentos proporcionaron pruebas para la ley de la conservación de la materia y la masa. Lavoisier también investigó la composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.

Algunos de los experimentos más importantes de Lavoisier examinaron la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con el oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas. La explicación de Lavoisier de la combustión reemplazó a la teoría del flogisto (Principio imaginado por Stahl en el siglo XVIII, que formaba parte de todos los cuerpos y era causa de su combustión.) en la cuales eran las sustancias que desprendían los materiales al arder.

Con el químico francés Claude Louis Berthollet y otros, Lavoisier concibió una nomenclatura química, o sistema de nombres, que sirve de base al sistema moderno. La describió en Método de Nomenclatura Química (1787). En Tratado elemental de química (1789), Lavoisier aclaró el concepto de elemento como una sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún método de análisis químico conocido, y elaboró una teoría de la formación de compuestos a partir de los elementos. También escribió Sobre la Combustión (1777), y Consideraciones sobre la Naturaleza de los Ácidos (1778).

La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable.

Para Lavoisier los cambios en las sustancias no producían la creación o destrucción de materia. Experimentalmente (utilizó y perfeccionó la balanza) demostró que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. " Durante un cambio químico no existe cambio en la masa de los reactivos al convertirse en productos". "

- ¿El hierro al oxidarse gana masa? ¿La madera al quemarse pierde masa?

En un sistema cerrado (Sin intercambiar materiales con el exterior) la masa total de las sustancias existentes no varia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas.

En las reacciones nucleares (no en las reacciones químicas habituales) hay una relación entre masa y energía E=mc2 .La masa se puede transformar en energía y la energía se puede transformar en masa. 100 kcal = 4.65x10-12 Kg.

Introducción Leyes Ponderales

LEYES PONDERALES

Las 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 divide en cuatro importantes leyes como lo son:

• Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. 1789:

Este resultado se debe al químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Considerando que “La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable.”

• Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. 1801.

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.

• Ley de Dalton de las proporciones múltiples. 1803

Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos de los cuales formuló en 1803: “Cuando dos o más elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de números enteros sencillos”.

• Ley de Richter a de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de combinación o masas equivalentes. 1792

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 si.