Leyes ponderales y volumétricas

LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS

Jose Manuel Salvador Jiménez 4ºA Raúl Cerrato Gámez 4ºA Santiago Marín Galante

Trabajo de Química 4º ESO

Leyes Fundamentales de la Química

Todas las leyes, tanto ponderales como volumétricas, fueron obtenidas mediante la experimentación, es decir, son observaciones basadas en hechos fenomenológicas y desarrollados bajo el prisma del método científico. Historicamente fueron el punto de partida de la teoría atómica-molecular. Las leyes ponderales son aquellas en las que está involucrada la masa de las sustancias en una reacción química y las volumétricas hacen constancia a los volúmenes que reaccionan y se generan de sustancias exclusivamente gaseosas.

LEYES PONDERALES

Las leyes ponderales son una serie de leyes químicas relacionadas con la estequiometría. Estas leyes agrupan los principios que nos permiten hacer cálculos estequiométricos; describen la conservación de la masa y la proporción constate de elementos.

Las leyes ponderales de la química son cuatro:

1. La ley de conservación de la materia, o ley de Lavoisier.

2. La ley de las proporciones definidas, o ley de Proust.

3. La ley de las proporciones múltiples, o ley de Dalton

4. La ley de los pesos equivalentes, o ley de Richter.

LEYES PONDERALES

1. La ley de Lavoisier o ley de conservación de masa (1785)

La ley de Lavoisier, ley de conservación de masa o ley de conservación de la materia nos dice que la suma de las masas de todos los reactivos que intervienen en una reacción química tiene que ser igual a la suma de las masas de los productos que se obtengan de esa reacción. Esta ley fue formulada por Antoine-Laurent de Lavoisier,

Ilustración de Lavoisier

EJEMPLO PRÁCTICO

APLICACIONES

LEYES PONDERALES

2. La ley Proust o ley de las proporciones definidas (1801)

Según la ley de Proust, o ley de las proporciones definidas, cuando dos o más elementos se combinan para crear un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masa constante. Esta ley fue descubierta por Louis Proust, un químico francés, que vivió muchos años en España.

EJEMPLO PRACTICO

Ilustración de Louis Proust

Ley de las proporciones definidas basada en la combustión de hidrógeno en oxígeno (reacción del oxihidrógeno). El hidrógeno y el oxígeno siempre reaccionan en una proporción 2:1. Se producen tantas moléculas de agua como moléculas de hidrógeno reaccionan

LEYES PONDERALES

3.La ley de las proporciones múltiples, o ley de Dalton (1803)

La ley de Dalton nos dice que cuando dos o más elementos se combinan para dar diferentes compuestos y tenemos una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro elemento (el que no tenemos en una cantidad fija) se encontrarán en una relación de números enteros sencillos con el elemento de cantidad fija.

Esta ley fue formulada por John Dalton, un químico y matemático inglés que hizo un gran número de aportaciones a la química, entre ellos uno de los modelos atómicos más importantes de la historia.

EJEMPLO PRÁTICO: Teniendo en cuenta los siguientes datos: Masa molar del azufre (S) = 32g/mol Masa molar del oxígeno (O) = 16g/mol y las siguientes reacciones: comprueba si se cumple la ley de Dalton.

Ilustración de John Dalton

Continuación del ejemplo práctico: La Ley de Dalton, o Ley de proporciones múltiples: debemos comprobar que el elemento que no se encuentra en una cantidad fija, se encuentre en una relación de números enteros sencillos con respecto al que sí tiene una cantidad fija. Vamos a ello: La relación entre la cantidad de oxígeno de SO3 y SO:

La relación entre la cantidad de oxígeno de SO2 y SO:

La relación entre la cantidad de oxígeno de SO3 y SO2:

En todos los casos, la cantidad de oxígeno de ambos elementos se encuentra en una relación de números enteros sencillos, por lo que sí se cumple la ley de Dalton.

Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, una cantidad fija de uno de ellos se combina con cantidades variables del otro, en una relación de números enteros sencillos. EJEMPLO DEL CARBONO:

El carbono puede formar dos compuestos diferentes con el oxígeno.

APLICACIONES

LEYES PONDERALES

4. La ley de los pesos equivalentes, o ley de Richter (1792)

Según la ley de Richter, ley de los pesos equivalentes o ley de las proporciones equivalentes la relación entre distintas cantidades de diferentes elementos combinados con una cantidad fija de otro elemento es la misma relación que aquella que tienen cuando se combinan entre sí.

Esta ley fue formulada por Jeremias Benjamin Richter, un químico alemán. Es conocido, sobre todo, por haber introducido el término estequiometría en la química, además de haber hecho investigaciones sobre las valoraciones químicas.

Ilustración de Richter

EJEMPLO PRÁCTICO

LEYES VOLUMÉTRICAS

LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN O LEY DE GAY-LUSSAC (1808)

LEY DE AVOGADRO (1811)

LEY DE BOYLE-MARIOTTE

LEY DE CHARLES GAY-LUSSAC

LEY DE LOS GASES IDEALES (ECUACIÓN DE CLAPEYRON)

LEY DE DALTON O LEY DE LA SUMA DE LAS PRESIONES PARCIALES

LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN

En 1808 Louis Joseph Gay-Lussac formuló la Ley de los volúmenes de combinación, la cual dice lo siguiente: en cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la misma están en una relación de números enteros sencillos.Gay-Lussac observó que el volumen de la combinación gaseosa era inferior o igual a la suma de los volúmenes gaseosos que se combinan.

Ejemplo: En la reacción 2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O (g) 2 volúmenes de H 2 reaccionan con 1 volumen de O 2 para producir 2 volúmenes de H 2 O.

LEY DE AVOGADRO

La ley de Avogadro, es una ley que se aplica a los gases ideales y que fue enunciada en el siglo XIX por Amadeo Avogadro. Esta ley establece que dos volúmenes iguales de gases diferentes que se encuentren en las mismas condiciones de temperatura y presión, contendrán el mismo número de partículas gaseosas.

Ejemplo: Aplicaciones:

LEY DE BOYLE-MARIOTTE

La ley de Boyle o ley de Boyle-Mariotte es aquella que expresa la relación entre la presión ejercida por o sobre un gas, y el volumen que ocupa este; manteniendo constante tanto la temperatura del gas, así como su cantidad (número de moles).En esta ley se señala que el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión. También se indica que el producto de la presión de un gas por su volumen es constante.

V1P1 = V2P2

DESCUBRIMIENTO

¿Qué papel jugó Mariotte?

LEY DE CHARLES GAY-LUSSAC

La ley de Charles Gay-Lussac es una ley que nos dice que dependiendo del volumen que exista de manera constante, la presión de un gas será directamente proporcional a la temperatura. Cuando se aumenta la temperatura, las moléculas que tiene un gas se movilizan más rápidamente y por esta razón aumenta el número de choques que se da contra las paredes, en otras palabras, se aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.En resumen, la ley nos dice que cuando hay un volumen constante, al aumentar la temperatura, la presión del gas aumenta y cuando se disminuye la temperatura, presión del gas disminuye.

DESCUBRIMIENTO

P1/T1 = P2/T2

Relación con la ley de Charles

Aplicaciones

LEY DE LOS GASES IDEALES (ECUACIÓN DE CLAPEYRON)

En 1834 el ingeniero y físico francés Émile Clapeyron, dedujo por primera vez la ecuación de los gases ideales tomando como base el trabajo realizado por los científicos Boyle y Charles en sus respectivas ecuaciones.La ecuación de gases ideales o ley de gases ideales describe la relación entre la presión y el volumen de un gas en función de la temperatura y el número de moles. Esta ecuación tiene en cuenta procesos donde hay cambios de presión, cambios de temperatura, cambio en el volumen e incluso cambios en la cantidad de masa. R es una constante que puede tener diferentes valores según el caso, pero el más común es 0,082.

Los gases ideales

Aplicaciones:

LEY DE DALTON O LEY DE LA SUMA DE LAS PRESIONES PARCIALES

La Ley Dalton, también llamada de las presiones parciales dice que, a una temperatura dada, la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales ejercidas por cada uno de los gases que componen la mezcla. La presión individual ejercida por cada uno de los gases en un recipiente se llama presión parcial. Esta presión representa solo una parte de la presión total ejercida por todos los gases contenidos en el recipiente. Aunque esta ley solo sería aplicable en gases ideales, no reales, se puede aplicar en gases reales con un error muy pequeño. Fórmula que se utiliza para calcular la presión parcial de un gas de una mezcla: P1 = Pt x (n1/nt)

Más información

Ptotal = P1 + P2 + P3….

Aplicaciones

Bibliografía

https://fisiquimicamente.com/recursos-fisica-quimica/apuntes/1bach/leyes-fundamentales-quimica/

https://prezi.com/p/jceadt7sgfw-/leyes-fundamentales-de-la-quimica/

https://www.lifeder.com/ley-avogadro/

https://www.studysmarter.es/resumenes/quimica/la-quimica-y-sus-calculos/leyes-ponderales-de-la-quimica/#:~:text=Las%20leyes%20ponderales%20de%20la%20qu%C3%ADmica%20son%20cuatro%3A,m%C3%BAltiples%2C%20o%20ley%20de%20Dalton.

https://az.genial.ly/users/58dd20a58f76c60cb88396a6/58dd2dad2ff81d1f2467352f/58dd2dad2ff81d1f24673530/75f789b8-866b-4cb6-a0ad-d533fb0ce359.png

https://espanol.libretexts.org/Quimica/Qu%C3%ADmica_General/Libro%3A_ChemPrime_(Moore_et_al.)/09%3A_Gases/9.12%3A_Ley_de_Dalton_de_Presiones_Parciales

https://www.lifeder.com/ecuacion-de-clausius-clapeyron/

https://educacionactiva.org/historia-de-la-ley-de-gay-lussac/#:~:text=%C2%BFC%C3%B3mo%20se%20descubri%C3%B3%20la%20ley%20de%20Gay-Lussac%3F%20Gay-Lussac,constante%20mientras%20calentaba%20un%20recipiente%20lleno%20de%20gas.

https://www.euston96.com/ley-gay-lussac/

https://www.lifeder.com/ley-de-boyle-mariotte/

https://ecuacionde.com/gases-ideales/#:~:text=La%20ecuaci%C3%B3n%20de%20gases%20ideales%20o%20ley%20de,e%20incluso%20cambios%20en%20la%20cantidad%20de%20masa.

Descubrimiento

Para poder elaborar su ley, Boyle observó en un experimento que hizo que mientras mayor era la cantidad de mercurio agregado a un tubo, mayor era la presión ejercida sobre el aire y menor era su volumen. En 1662, Boyle publicó la primera ley física que venía dada en forma de ecuación, la cual señalaba la dependencia funcional de dos variables (presión y volumen). Él dijo que existía una relación inversa entre la presión ejercida sobre un gas y el volumen que ocupaba este.El problema es que solo funciona con gases ideales. La mayoría de los gases se comportan como gases ideales a presiones y temperaturas moderadas. Al producirse presiones más elevadas y temperaturas más bajas, las desviaciones del comportamiento de los gases reales de los ideales se hicieron más notables.

Edme Mariotte

El físico francés Edme Mariotte (1620-1684) descubrió de forma independiente y sin hablar con Boyle, la misma ley en 1679. Destacó porque tuvo el mérito de evidenciar que el volumen varía con la temperatura. Por eso se llamó también con su nombre a la ley.

DESCUBRIMIENTO

Gay-Lussac descubrió la ley de los gases en 1802, mientras estudiaba los efectos de la temperatura y la presión en los gases. En su experimento, Gay-Lussac mantuvo la presión constante mientras calentaba un recipiente lleno de gas. A continuación pudo descubrir que la temperatura del gas aumentaba proporcionalmente con la temperatura del recipiente. Esta relación se conoce como la ley de Gay-Lussac.Además tras percatarse de algunas relaciones en cuanto a la temperatura y la presión comentó el siguiente enunciado: «A volumen constante, la presión que ejerce el gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta que soporta»

Aplicaciones

La ley de Gay-Lussac se puede aplicar en la fabricación de alimentos y medicamentos. Por ejemplo, la fermentación es un proceso en el que los microorganismos convierten el azúcar en alcohol y dióxido de carbono. La ley de Gay-Lussac describe cómo la temperatura y la presión afectan la tasa de fermentación y, por lo tanto, la producción de alcohol, por lo que gracias a esta ley pueden controlar mejor el proceso.

Relación con la ley de Charles

La ley de Gay-Lussac se relaciona con la ley de Charles porque ambas describen cómo los gases se comportan bajo diferentes condiciones de temperatura y presión. La ley de Charles describe cómo el volumen de un gas cambia cuando se cambia la temperatura, manteniendo la presión constante por lo que ambas son practicamente iguales.

Aplicaciones

La ecuación de Clausius-Clapeyron se ha usado en meteorología para estudiar el comportamiento de las nubes, incluso de aquellas presentes en otros planetas o lunas con atmósferas.

EJEMPLO PRÁCTICO: Tenemos la siguiente reacción química para la formación del agua: Teniendo en cuenta que, en total, reaccionan 4 g de H2 y 32 g de O2, ¿cuántos gramos de H₂O se habrán formado? Según la ley de Lavoisier o ley de conservación de masa, la suma de las masas de todos los reactivos que intervienen en una reacción química tiene que ser igual a la suma de las masas de los productos que se obtengan de esa reacción. En consecuencia, la masa de los reactivos es: 4g+32g= 36g Por lo tanto, la masa del producto —en este caso, el agua— (H₂O) es de 36 g.

EJEMPLO PRÁCTICO: Imagina que estás en un laboratorio y te encuentras dos recipientes con CaO (óxido de calcio). En estos botes, ves que está escrito lo siguiente: - Primer recipiente: 1.004 g de Ca y 0.4 g de O. - Segundo recipiente: 2.209 g de Ca y 0.880 g de O. ¿Se cumple la ley de Proust? Antes de comenzar, es importante recordar qué nos dice la ley de Proust: "Cuando dos o más elementos se combinan, lo hacen siempre en una relación de masa constante". Por lo tanto, tenemos que averiguar si la relación de masa entre estos elementos es constante; la relación entre la masa de calcio y de oxígeno tiene que ser igual en los dos casos. Vamos a comprobarlo: Por lo tanto, la relación entre la masa del calcio y el oxígeno es igual en los dos casos: se cumple la ley de Proust.

Ejemplo

La presión parcial ejercida por un gas también se puede averiguar multiplicando la presión total de la mezcla por la proporción molar que representa el gas en la mezcla. Es importante que las presiones se pongan siempre en las mismas unidades y las cantidades en moles. Además todas las presiones deben de haberse medido en el mismo recipiente y a la misma temperatura, es decir en el mismo volumen (recipiente) y temperatura.Matemáticamente se expresa:P = Σi pi , siendo P la presión total de la mezcla y pi la presión parcial de cada constituyente, es decir la presión que presentaría si solo ocupara el volumen de su recipiente.

Aplicaciones

Esta ley es fundamental en el diseño y funcionamiento de dispositivos como los sistemas de aire acondicionado y los equipos de purificación de gases.En la medicina, esta ley es relevante para comprender el transporte de gases en la sangre y la respiración. Además, es utilizada en el análisis de gases en muestras biológicas y en la investigación de procesos fisiológicos.

Los gases ideales

Un gas ideal o gas teórico es un conjunto de moléculas en estado gaseoso separadas separadas una de la otra de tal manera que no se ejerce fuerzas intermoleculares entre ellas. La condición de gas ideal ocurre normalmente a bajas presiones y altas temperaturas lo que permite que cada partícula esté alejada una de la otra con el fin de que no interactúen.Algunas de las características de los gases ideales son que sus moléculas suelen moverse a altas velocidades, se dilatan, lo que significa que aumentan de volumen con los aumentos de temperatura, no tienen una forma definida ya que se adaptan a la forma del recipiente que los contiene y son compresibles, lo que significa que disminuyen el volumen a medida que la presión aumenta.

Valores que puede tomar R

Ejemplo:

Un ejemplo sería que, si tenemos dos globos, uno lleno con helio y el otro con oxígeno, y ambos globos tienen el mismo volumen, la misma presión y la misma temperatura, entonces habrá el mismo número de átomos de helio gaseoso en el primer globo que de moléculas de oxígeno en el segundo.

Aplicaciones

Uno de los aportes más importantes de la ley de Avogadro fue que permitió demostrar la existencia de gases elementales formados por más de un átomo tal como el O2 o el H2. Cosa que contribuyó al avance de la teoría atómica.Las llantas de un automóvil: Independientemente con qué gas se llenen, las llantas de los lados opuestos de un automóvil siempre se llenan hasta la misma presión.

¿Cuáles son las aplicaciones de la ley de Lavoisier?

Entre las aplicaciones mas relevantes de esta ley se encuentran: - El conocer la masa de reactivos que necesitan para obtener una cantidad de producto determinada en una reacción química. - El realizar cálculos estequiométricos.

EJEMPLO PRÁCTICO: Teniendo en cuenta los siguientes datos: Masa molar de Ca = 40g/mol. Masa molar de O = 16g/mol. Masa molar de S = 32g/mol. y los siguientes compuestos: CaO CaS. ¿Cuál será la relación con la que se combinarán entre sí los dos elementos diferentes en estos dos compuestos; es decir, S y O? Aplicando la ley de Richter, que nos dice lo siguiente: "La relación entre distintas cantidades de diferentes elementos combinados con una cantidad fija de otro elemento es la misma relación que aquella que tienen cuando se combinan entre sí". Hagamos, entonces, los cálculos para descubrirlo: En el caso de CaO tenemos: 40g de Ca y 16g de O. En el caso de CaS tenemos: 40g de Ca y 32g de S. Podemos ver que los dos elementos —el oxígeno y el azufre— reaccionan con una cantidad fija de calcio; en este caso, 40g. Por lo tanto, cuando reaccionen entre ellos para formar SO, lo harán en la misma proporción; es decir, por cada 32g de S reaccionarán 16g de oxígeno (la relación S:O será 2:1)