Indice
1. Ley
de la conservación de la masa de
Lavoisier
2. Ley de Proust o de las proporciones
constantes
3. Ley de Dalton o de las proporciones
múltiples
4. Ley de Richter o de los pesos
equivalentes
5. Bibliografía
1. Ley de la
conservación de la masa de Lavoisier
Está importante ley se enuncia
del modo siguiente: en una reacción química, la suma de
las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de
las masas de los productos de
la reacción (la materia ni se
crea ni se destruye solo se transforma).
Este resultado se debe al químico francés A.L.
Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se
creía que la materia era
destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón
que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un
peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza
permitió al científico galo comprobar que si se
recuperaban los gases
originados en la combustión, el sistema pesaba
igual antes que después de la experiencia, por lo que
dedujo que la materia era indestructible.
Las leyes ponderales
son:
Ley de la conservación de la masa, debida a lavoisier
Ley de las proporciones constantes, debida a proust
Ley de las proporciones múltiples, debida a dalton
Ley de los pesos equivalentes, debida a richter
2. Ley de Proust o de las
proporciones constantes
En 1808, tras ocho años de las investigaciones,
j.l. 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.
Por ejemplo, para formar agua h2o, el
hidrógeno y él oxigeno
intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a
continuación
1 MOL AGUA PESA 2
– 1,008 g DE H + 15,999 g DE O = 18,015 g
Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el
peso atómico de h es 1 y él o es 2: 1 mol de agua =
2 . + 16 = 18 g, de los que 2 son de h y 16 de oxigeno. Por
tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g
de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se
conservara siempre que se deba formar h2o (en consecuencia,
sí por ejemplo reaccionaran 3 g de h con 8 de o,
sobrarían 2g de h).
Una aplicación de la ley de proust es la obtención
de la denominada composición centesimal de un compuesto,
esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento
dentro de la molécula.
3. Ley de Dalton o de las
proporciones múltiples
Puede ocurrir que dos elementos so combinen entre
sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo,
caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo
que: los pesos de una de los elementos combinados con un mismo
peso del otro guadaran entren sí una relacion, expresables
generalmente por medio de numeros enteros sencillos.
Ejemplo se toma 100 gr de cada uno de cuatro compuestos de cloro
y de oxigeno y en ellos se cumple:
1er. Compuesto
81,39 g de cl + 18,61 g de o;
2do. Compuesto
59,32 g cl + 40,68 g de o;
3er. Compuesto
46,67 g cl + 53,33 g de o;
4to. Compuesto
38,46 g cl + 61,54 g de o;
A continuación se procede a buscar la relacion
ponderal g de o/g de cl, con los que se obtendran los gramos de
oxigeno que, para cada compuesto, corresponde a 1 g de cloro;
1er. compuesto:
18,61 / 81.39 = 0,2287;
2do. compuesto:
40,68 / 59,32 = 0,6858;
3er. compuesto:
53,33 / 46,67 = 1,1427;
4to. compuesto:
61,54 / 38,46 = 1,6001
Si Divide Por La Menor De Las Cantidades Se Llegara A La
Relación Numérica Que Enuncia La Ley De Dalton:
2,2287 0,6858 1,1427 1,6001
= 1; = 3; = 5; = 7;
0,2287 0,2287 0,2287 0,2287
4. Ley de Richter o de los
pesos 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 sin químicamente
equivalentes entre sí.
Es decir, si a gramos de la sustancia a reaccionan con b gramos
de la sustancia b y también c gramos de otra sustancia c
reaccionan con b gramos de b, entonces sí a y c
reaccionaran entre sí, lo harían en la
relación ponderal a/c.
Como consecuencia de la ley de richter, apartir de un peso
equivalente patrón ( h = 1,008), es posible asignar a cada
elemento un peso de combinación que se denomina peso
equivalente o equivalente.
Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente
gramo (concepto
análogo a los de átomo
gramo y molécula gramo)
Ejemplo: si para formar agua h2o, el hidrógeno y el
oxigeno se combinan en la relación 1g de h/8 g de o,
entonces el peso de combinación, peso equivalente o
equivalente del oxigeno es 8 gramos.
Algunos Calculos Relativos A Equivalentes Gramo
Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (nh3)
suponiendo, para simplificar los calculos, que los pesos atomicos
del nitrógeno y del hidrógeno son, respectivamente,
14 y 1:
Puesto que el equivalente en gramos del h es 1 g y el
nitrógeno requiere 3 átomos de h para formar nh3,
se tendra que el
14
Equivalente Gramos Del N = = 4,6667 g DE N
3
El equivalente del oxigeno en el oxido de calcion (cao),
suponiendo que el peso atómico del ca es 40 y el del
oxigeno es 16 (recuérdese que el equivalentegramo del
oxigeno es 8 g, pues así se calculo en el ejemplo del
h2o):
40g DE Ca 16g de O
x DE Ca 8g DE O
Por Tanto
8 . 40
x = 20 g DE Ca.
Enciclopedia autodidáctica
océano
Autor:
Vázquez de león
Estudios: segundo semestre de ingeniería industrial