1. LEYES PONDERALES

2. Introducción El inicio de toda ciencia casi ocurrió por el azar, por la curiosidad natural del hombre, por el empirismo. La mejor forma que se ha encontrado para describir este proceso, es retrocediendo hasta los mismos orígenes de la Humanidad, para ir observando cómo se fueron formando las primeras ideas sobre la Química, su evolución y proyección.

3. Introducción Dentro de las grandes dimensiones de la química podemos encontrar las leyes ponderales, también llamadas leyes de las combinaciones químicas las cuales tratan de las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones; en otras palabras se entienden como aquellas que rigen el comportamiento de la materia en lo cambios químicos, en función de la masa y volumen de los que participan para formar compuestos.

5. Introducción Para poder entender las ciencias no se debe de confundir leyes y teorías como una estructura fija limitante sino como el inicio de los pensamientos considerando que para poder comprender se debe mantener la mente abierta.

7. Física clásica v/s Física relativista E = mc2

8. Ejemplo de la ley de la conservación de la materia: formación del ácido clorhídrico, mediante la reacción del Hidrógeno con el Cloro.

9. Ley de las proporciones definidas Muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masa

10. Louis Proust Planteó la ley a principios del siglo XIX

11. Por ejemplo, siempre que el oxígeno y el hidrógeno se combinen para formar agua la relación entre sus masas es: masa oxígeno/ masa hidrógeno = 8/1. De lo anterior se deduce que la composición de una sustancia pura es siempre la misma, independientemente del modo en que se haya preparado o de su lugar de procedencia.

12. Ejercicio El cloruro de cobre contiene 64,1% de cobre y 35,9% de cloro. ¿Cuántos gramos de cobre hay en 150 gr de cloruro de cobre? Solución: el porcentaje nos señala que en 100 gr de cloruro de cobre existen 64.1gr de cobre y 35.9 gr de cloro. Entonces realizamos regla de tres: 64,1 g de Cobre = X g de Cobre 100 g de cloruro de cobre 150 g de cloruro de cobreDonde X = 96,5 g de Cobre

15. Ley de las proporciones múltiples Estaleyfuedescubierta en el año 1803 Dalton (1766-1844), comoconsecuenciainmediata de suteoríaatómica. Con frecuencia, dos elementos no formansolamenteunacombinacion entre si, sinovarias.

16. Ley de las proporciones múltiples Estaleyesunaampliacion de la ley de las proporciones definidas y no la contradice, yaquesiempreque se forma un compuestodeterminado lo harán en lasmismasproporciones, peroestoselementossi se puedencombinar en proporcionesdiferentesparaformarcompuestosdistintos.

17. Ley de las proporciones múltiples

18. Ley de las proporciones múltiples La ley de lasproporcionesmúltiplesestableceque “cuando dos elementos se combinanparaformarunaserie de compuestos, mientras la cantidad de uno de ellospermanecefija, la del otrovaria en unarelacionpequeña y constante de numerosenteros”

19. Ejercicio El analisis de un compuesto A, constituidoporcarbono y oxigeno, indicoquesucontenido de carbono era de 27,3%. Otrocompuesto B, tambienconstituidoporcarbono y oxigeno, tenia un contenido de carbono 42,8%. Calcular la relacion entre lascantidades de carbono en ambos compuestossegún la ley de laspropiedades multiples. COMPUESTO A:X gr de C=27,3 gr de C1 gr de O 72,7 gr de O X = 0,375 gr de C COMPUESTO B:X gr de C = 42,8 gr de C1 gr de O 57,2 gr de O X = 0,748 gr de C Por lo tanto, la relacion entre lascantidades de C en los dos compuestoses: 0,375 : 0,748 = 1 : 2

20. Ley de lasproporcionesrecíprocas o Ley de Richter

21. Ley de lasproporcionesrecíprocas Estaley, llamadatambién de lasproporcionesequivalentes o de los pesos de combinación, fueenunciadapor Richter(1762-1807) en 1792 y completadaañosmástardepor Wenzel. “Cuando dos elementosdiferentes se combinanseparadamente con un peso fijo de un tercerelemento, los pesos relativos de aquéllos son quimicamenteequivalentes entre si, o bien son múltiplos o submúltiplos de éstos”.

22. Ley de lasproporcionesrecíprocas Porejemplo, considerando los compuestos H2O y Cl2O, 2 g de hidrogeno se combinan con 16 g de oxigeno (2:16 = 1:8), y 70 g cloro se combinan con 16 g de oxígeno (70:16 = 35:8). Lo queindica la ley de Richter esquecuando H y Cl se combinanparaformar HCI lo hacen en la proporción de 2 : 70 o bien 1 : 35.

23. Esta ley conduce a establecer a cadaelemento un peso relativo de combinación, que se une con un peso determinado del elementoque se tomacomoreferencia.Se tomacomoreferencia el oxígeno, al ser el elementoque se combina con casitodos los demás elementos, redondeando su peso tipo a 8,000 y el del hidrogeno resulta ser igual a 1,008. Estos pesos de combinación se conocenhoycomo pesosequivalentes. Ley de lasproporcionesrecíprocas

24. Ley de lasproporcionesrecíprocas “El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismoque se combina o reemplaza -equivalequímicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno. Se denominatambiénequivalentequímico”. Pero algunoselementostienenmás de un peso de combinación o peso equivalentedebidoa quepuedeactuar con más de unavalencia En general, para un elemento: Peso equivalente = Masaatómicavalencia

25. Ejercicio Los datosrecogidos del análisis de un compuesto de azufre e hidrógenonosindicanque hay 13,232 g de azufreporcada 0,832 g de hidrógeno. Porotra parte, de un compuesto de azufre y cadmio se obtieneque 9,016 g de cadmio se combinan con 2,572 g de azufre. Hallar el peso de combinación o peso equivalente del cadmio. Solución:Si hay 13,232 g de azufreporcada 0,832 g de hidrogeno, debemosencontrar el peso equivalente del azufresabiendo el peso del hidrogenoquees 1. Planteamos la proporcion: 13,232 g de S = X g de S0,832 g de H 1 g de HX = 15,9 g de S Al conocer el peso equivalente del azufrepodemosconocer el del cadmiorealizandounarelacion con los 9,016 g de cadmioque se combinan con 2,572 g de azufre:9,016 g de Cd= X g de Cd2,572 g de S 15,9 g de S X = 55,7 g de CdPor lo tanto el peso equivalente del cadmioes 55,7.

26. Ley de avogadro

27. Ley de Avogadro Se le conoce también como Hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro y se clasifica como una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de AmedeoAvogadro, científico italiano. El trabajo de Amedeo complementó los estudios de Boyle, Charles y Gay Lussac.

28. Ley de Avogadro En 1811 publicó una hipótesis de en donde estableció que a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico), de ahí que el volumen de cualquier gas debe ser proporcional al número de moles de moléculas presentes es decir que en un litro de hidrógeno y en un litro de oxígeno, si se encuentran a la misma presión y temperatura, hay el mismo número de moléculas.

30. Ley de Avogadro Esta reacción de síntesis del amoníaco precisa que cada tres moléculas de dihidrógeno reaccionen con una molécula de dinitrógeno dando lugar a dos moléculas de amoníaco. La molécula de dinitrógeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de amoníaco. Si suponemos que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 18 moléculas de dihidrógeno (formadas por 36 átomos de hidrógeno en total) y 6 moléculas de dinitrógeno (formadas por 12 átomos de nitrógeno). Si obtenemos dos volúmenes de amoníaco (12 moléculas), cada molécula debe tener de fórmula NH3

31. Ley de Avogadro El valor de este número, llamado número de avogadro es aproximadamente 6,022212 × 1023 y es también el número de átomos que contiene la masa atómica o mol de un elemento. La ley de Avogadro no fue admitida inicialmente por la comunidad científica. No lo fue hasta que en 1860Cannizzaro presentó en el primer Congreso Internacional de Química, el Congreso de Karlsruhe, un artículo (publicado en 1858) sobre la hipótesis de Avogadro y la determinación de pesos atómicos.

32. Ley de los volúmenes combinados

33. Ley de los volúmenes combinados 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.

34. Ley de los volúmenes combinados 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 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.

36. Ley de los volúmenes parciales o aditivos.

37. Ley de Dalton VT = V1 + V2. La ley de Dalton establece que en una mezcla de gases cada gas ejerce su presión como si los restantes gases no estuvieran presentes. La presión específica de un determinado gas en una mezcla se llama presión parcial, p. La presión total de la mezcla se calcula simplemente sumando las presiones parciales de todos los gases que la componen. Por ejemplo, la presión atmosférica

38. Ley de Dalton Presión atmosférica(760 mm de Hg) = pO2 (160 mm Hg) + pN2 (593 mmHg)+pCO2 (0.3 mm Hg) + pH2O (alrededor de 8 mm de Hg) Pi V= ni R T V Pi =R T ni P= Pi

39. Ley de Aamagat Ley de Amagat establece que en una mezcla de gases cada gas ocupa su volumen como si los restantes gases no estuvieran presentes. El volumen específico de un determinado gas en una mezcla se llama volumen parcial, v. El volumen total de la mezcla se calcula simplemente sumando los volúmenes parciales de todos los gases que la componen.

40. Ley de Aamagat Pi V= ni R T P Vi = RT ni V= Vi Por ejemplo, Si VT es el volumen total del sistema y la mezcla contiene los componentes: 1, 2, los volúmenes parciales de cada componente, se tendrá: VT = V1 + V2.

41. En 1893, Amagat formuló lo siguiente:El volumen de una mezcla gaseosa es igual a la suma de los volúmenes de cada gas, medidos a la misma presión y temperatura de dicha mezcla.Si VT es el volumen total del sistema y la mezcla contiene los componentes:A, B, C, D,....., y siendo VA, VB, VC,.... los volúmenes parciales de cada componente, se tendrá:VT = VA+VB+VC+..... Ley de Aamagat

42. LEYES DE LOS GASES

43. LEY DE BOYLE

45. Si la presión disminuye, el volumen aumenta.Su expresión matemática de ésta ley es la siguiente: V ∝ 1/p Donde, V  volumen del gas P presión del gas

46. Ley de Boyle Para producir la igualdad (=), se debe de introducir k (constante de proporcionalidad ), con lo cual la expresión queda de la forma siguiente: V= k x 1/p PV = k Ésta expresión implica que siempre que se tenga una cantidad fija de un gas a temperatura constante, el producto de la presión por el volumen siempre será igual a una constante k. P1V1 = P2V2

47. Ley de Boyle

48. Ejercicio de la Ley de Boyle Tenemos 4 L de un gas están a 600 mm Hg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 800.0 mm Hg? Solución: Sustituimos los valores en la ecuación: P1V1 = P2V2. (600.0 mmHg) (4.0 L) =(800.0 mmHg) (V2) Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 3L.

49. LEY DE CHARLES

50. Ley de Charles “Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante” Fue propuesta por el físico francés J. Charles el año 1787; relaciona el volumen y la temperatura, a presión constante de una cierta cantidad de gas ideal, mediante una constante de proporcionalidad directa

51. Ley de Charles La expresión matemática de la ley de Charles es. V/T= k Otra forma de expresar la ley es suponiendo que existe un volumen de gas V1 a una temperatura T1(al comienzo del experimento). Al variar el volumen de gas a un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y la expresión matemática seria: V1/T1 = V2/T2

52. Ley de Charles

53. Ejercicio de la ley de Charles Un gas tiene un volumen de 2.5 L a 25 °C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10 °C? Solución:  Primero expresamos la temperatura en kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K T2 = (10 + 273 ) K= 283 K  Ahora sustituimos los datos en la ecuación: V1/T1 = V2/T2 2.5 L / 298 K = V2 / 283 K  Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 2.37 L.

54. LEY DE GAY LUSSAC

55. Ley de Gay Lussac “Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante” Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800, en ella establece que, no importa el momento del proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor, o sea es constante, es decir la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

56. Ley de Gay Lussac Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: P/T = k (k es constante) También existe otra expresión matemática para referirse a esta ley, en donde tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 (al comienzo del experimento). Al variar ésta temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá: P1/ T1 = P2 / T2

57. Ley de Gay Lussac

58. Ejercicio de Gay Lussac ¿Cuál será la presión de un gas a 85°C, sabiendo que a 25°C es de 625 mm Hg? Solución  Primero se cambian las temperaturas de °C a °K 85° + 273° = 358 °K 25° + 273° = 298 °K  Aplico la expresión: P1/ T1 = P2 / T2 Reemplazo: 625 mmHg / 298 °K = P2 / 358 °K  Despejo, y obtengo el valor de P2= 750 mm Hg **(Como el volumen es constante, al aumentar la temperatura aumentará la presión).

59. LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES DE DALTON

60. Ley de las presiones parciales de Dalton Fue formulada el año 1803 por el físico, químico y matemático John Dalton. En ella establece que cada componente de una mezcla gaseosa, que no reaccione químicamente, ejerce una presión parcial, ésta presión parcial seria igual a la ejercida si estuviera en el mismo volumen; y la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de todos los componentes, sin cambiar la temperatura.

61. Ley de las presiones parciales de Dalton La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases. Presión total gas húmedo = Presión parcial gas seco + Presión parcial vapor de agua

62. Ley de las presiones parciales de Dalton

63. Ejercicio de la ley de las presiones parciales de Dalton Si tenemos 2 litros de hidrógeno húmedo a 20 ºC, los 2 litros representan el volumen ocupado por el hidrógeno y el vapor de agua, pero si la presión de la mezcla es de 760 mm Hg, esta presión será la suma de la presión de vapor a 20 ºC y la presión parcial del hidrógeno, entonces: Solución: Datos Presión parcial vapor de agua a 20 ºC = 17,5 mm HgPresión total mezcla de gases = 760 mm Hg

64. Ejercicio de la ley de las presiones parciales de Dalton Entonces:Presión total mezcla de gases = Presión parcial vapor de agua + Presión parcial hidrógenoConocemos la presión total de la mezcla de gases y la presión de vapor de agua a 20 ºC, podemos calcular la Presión parcial del hidrógeno, despejando así:Presión parcial hidrógeno = Presión total mezcla de gases - Presión parcial vapor de aguaPresión parcial hidrógeno = 760 mm Hg - 17,5 mm HgPresión parcial hidrógeno = 742,5 mm Hg

65. LEY DE LOS GASES IDEALES

66. Ley de los gases ideales La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal. Éste gas esta hipotéticamente formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos. La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

67. Ley de los gases ideales La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es: PV = nRT Donde: P= Presión absoluta (medida en atmósferas) V= Volumen (en esta ecuación el volumen se expresa en litros) n= Moles de Gas R= Constante universal de los gases ideales T= Temperatura absoluta

68. Ejercicio de Ley de los gases ideales ¿A qué temperatura se encuentran 20 moles de un gas, sometidos a una presión de 3 atm en un recipiente de 10 litros? Solución: Datos P= 3atm V = 10 L n= 20moles. R= 0.08205 [Lt. X atm / mol x °K] (constante) Aplicando: PV = nRT Reemplazamos: (3atm)(10Lt)/(20moles)(0.08205 Lt.atm/mol°K)Obtenemos: T= 18.28 °K

69. Conclusión El conjunto de las diversas leyes expuestas en este trabajo bajo el nombre de leyes ponderales, nos permiten conocer como operan al comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las sustancias que participan, aun cuando no siempre estamos observando estos cambios.

70. Conclusión De gran importancia fueron a lo largo de la historia y los estudios que intentaban explicar las relaciones entre las masas de las sustancias que se combinaban de una u otra manera. Estas mismas relaciones perduran y siguen siendo utilizadas en calculos en diferentes ambitos en el estudio de las ciencias, desde la basica ley de conservacion de la masa, donde ésta permanece invariable, unicamente se transforma.

71. MQF ;)