LAS LEYES PONDERALES.

LEYES PONDERALES:

También llamadas leyes de las combinaciones químicas, tratan de las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones; en otras palabras; son las que rigen la proporción en masa y volumen para formar compuestos, para determinarlos se utilizan cálculos estequiometricos.

y son:

LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA

1ª.- 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.

2ª.- 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.

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3ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS o DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (Richter, 1792).

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

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4ª.- 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.

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Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).

Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.

La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

7990 g cobre/2010 g de O= 3.975 ~4

Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.

El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803 como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de los mismos. (encina.pntic.mec.es, s.f.)

imagen tomada de:http://images.slideplayer.es/3/1123731/slides/slide_13.jpg

Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).

Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de hidrógeno, para formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para formar gas carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y 2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos

Esta ley llamada también de las proporciones equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por WENZEL.

La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia.

Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno, por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365 (según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general a partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números aproximadamente enteros.

Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.

Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios equivalentes. (encina.pntic.mec.es, s.f.)

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yesica vega

Bibliografía

encina.pntic.mec.es. (s.f.). http://encina.pntic.mec.es/jsaf0002/p31.htm. Obtenido de http://encina.pntic.mec.es/jsaf0002/p31.htm: http://encina.pntic.mec.es/jsaf0002/p31.htm

2.1.3 Composición porcentual

La composición porcentual en masa se define como el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. Se determina de la siguiente manera:

masa molar

Porcentaje del elemento = (Masa atómica) (Índice) * 100

(compuestos, 2010)

La suma de todos los porcentajes debe dar 100 o un aproximado.

Por ejemplo: Bromato de sodio (NaBrO₃)

Primero se determina la masa molar del compuesto:

Na (1) (22.98) =22.98

Br (1) (79.90) =79.90

150.85grs/mol

O (3) (15.99) =47.97

-Masa Molar=150.85grs/mol

Entonces:

Porcentaje del elemento Na = 22.98 * 100 = 15.2%

150.85

Porcentaje del elemento Br = 79.90 * 100 = 52.96%

150.85

Porcentaje del elemento O = 47.97 * 100 =31.79%

150.85

Suma de todos los porcentajes: 99.95

2.1.4 Fórmula mínima o empírica

La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima. (molecular, 2015)

Para obtenerla se divide la composición porcentual entre la masa atómica, cuando se obtenga el resultado de todos los elementos con los que se está trabajando, cada uno de éstos resultados se divide entre el más pequeño, debe dar un número entero que representará el subíndice (número de átomos de ese elemento). Ejemplo:

-N:63.6% = 63.6 = 4.54 4.54= 2

14 2.27

-O:36.4% = 36.4 = 2.27 2.27 = 1

15.99 2.27

-Fórmula mínima: N₂O

2.1.4 Fórmula molecular

La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. (molecular, 2015)

Para cualquier fórmula molecular se requiere la fórmula empírica. Ejemplo: P₂O₅

Masa molar: 289gr/mol

-Primero se determina la masa de la fórmula empírica:

Masa FE= 2(30.97gr/mol) + 5 (15.99 gr/mol)

Masa FE= 61.94 gr/mol + 79.95 gr/mol = 141.89 gr/mol

-Se calcula el factor dividiendo la masa molar sobre la masa empírica

Factor= 289gr/mol = 2

141.89 gr/mol

-Multiplicamos el factor por la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

(P₂O₅)2 = Fórmula molecular : P₄O₁₀

andrea arellano

Bibliografía

compuestos, C. p. (28 de junio de 2010). Zona química. Obtenido de http://zona-quimica.blogspot.mx/2010/06/composicion-porcentual-de-los.html

molecular, F. e. (19 de junio de 2015). Aprende en línea. Obtenido de http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/mod/page/view.php?id=242

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/8/8d/Bromate-3D-vdW.png/250px-Bromate-3D-vdW.png

http://image.slidesharecdn.com/determinacindefrmulasqumicasempricaymolecular-111221023157-phpapp01/95/determinacin-de-frmulas-qumicas-emprica-y-molecular-1-728.jpg?cb=13244348290

http://definicion.de/wp-content/uploads/2011/07/Formulamolecular.jpg

YODITOS

miércoles, 19 de octubre de 2016

yesica vega

Bibliografía

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