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Informe“leyesfundamentales”estudiante. -Mamani queso juan Gabriel Carrera. -Ingeniería Industrial1ÓN...........................................................................................2...................................................................................................2 LEY DE ...

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Informe “leyes fundamentales”

estudiante. -Mamani queso juan Gabriel Carrera . -Ingeniería Industrial

1.INTRODUCCIÓN........................................................................................... 2.OBJETIVOS................................................................................................... 2.1 LEY DE CONSERVACION DE LA MASA (LAVOISER)………………………………… 2.2 LEY DE LA PROPOCICIONES DEFINIDAS (PROUST)………………………………… 2.3 LEY DE PREROCICION MULTIPLES (DALTON)………………………………………… 2.4 LEY DE PREPOCICION RECIPROCAS (RITCHER)……………………………………… 2.5 LEY DE VOLUMENES DE COMBINACION (GAY-LUSSAC) ………………………. 3. MARCO TEORICO………………………………………………………………………………….. 4. DESARROLLO ESPERIMENTAL………………………………………………………………… 5. CONCLUSION………………………………………………………………………………………… 6. BIBLIOGRAFÍA............................................................................................

1. INTRODUCCION un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.

2.OBJETIVOS 2.1 Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier) . Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo, y que el producto (polvo + estaño sobrante) pesaba más que la cantidad inicial del metal. Este resultado lo motivó a efectuar el mismo procedimiento con otros metales, pero calentándolos en vasos de vidrio que contenían

aire por dentro. Lavoisier encontró en todos los casos, que la masa final obtenida (metal en exceso + polvo) era igual a la masa original (metal + oxígeno del aire dentro del vaso

Lavoisier concluyó hacia 1783 que "la materia no se crea ni se destruye, sino que sufre cambios de una forma a otra"; es decir que, "en las reacciones químicas la cantidad de materia que interviene permanece constante". Esta conclusión de Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa. Estos experimentos le llevaron:  a comprobar que el oxígeno del aire se combina con todos los metales durante la reacción de oxidación  a demostrar a conservación de la masa durante el proceso.  la aparición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos, cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre los cuales también destaca Lavoisier.

Por lo tanto, la ley de Lavoisier se puede enunciar: La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; Esto es, en términos químicos, Reactivos → Productos La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción. La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. La teoría de la relatividad debida a EINSTEIN ha eliminado él dualismo existente en la física clásica entre la materia ponderable y la energía imponderable. En la física actual, la materia y la energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc 2 en donde E es la energía, m la masa y c la velocidad de la luz. En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre ambas variaciones es, análogamente, E = m.c2 La letra griega (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la magnitud a que antecede. La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares. Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos

reaccionantes disminuye en 4,65 10-9 g, cantidad totalmente inobservable, no ocurriendo lo mismo en una reacción nuclear donde la pérdida de masa que se transforma en energía puede ser cuantificada.

2.2 LEY DE LA PROPOCICIONES DEFINIDAS (PROUST) Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista PARA CUALQUIER MUESTRA PURA DE UN DETERMINADO COMPUESTO LOS ELEMENTOS QUE LO CONFORMAN MANTIENEN UNA PROPORCIÓN FIJA EN PESO, ES DECIR, UNA PROPORCIÓN PONDERAL CONSTANTE. Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto, su composición será siempre la misma. Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua CUANDO DOS O MÁS ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR UN DETERMINADO COMPUESTO LO HACEN EN UNA RELACIÓN EN PESO CONSTANTE INDEPENDIENTEMENTE DEL PROCESO SEGUIDO PARA FORMARLO La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después, de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de

composición fija y definida reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON.

2.3 LEY DE PREROCICION MULTIPLES (DALTON) Esta ley fue denunciada 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 de Proust(vista anteriormente) no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. 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. 2.4 LEY DE PREPOCICION RECIPROCAS (RITCHER) 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. 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 oratercerason químicamente equivalentes entre sí.

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, a partir 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 oxígeno se combinan en la relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxígeno es 8 gramos. Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxígeno se combinan en la relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente equivalente del oxígeno es 8 gramos y H 1,008. 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. Ejemplo: Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo, para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos 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 3átom de H para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N:

14------3 X=------1 (14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N

2.5 LEY DE VOLUMENES DE COMBINACION (GAY-LUSSAC) Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan. 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 (sustancias elementales) 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.

Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:

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. GAY-LUSSAC observó que el volumen de la combinación gaseosa resultante era inferior o a lo más igual a la suma de los volúmenes de las substancias gaseosas que se combinan. La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y líquidos reaccionantes tal como el volumen de

azufre que se une con el oxígeno para formar anhídrido sulfuroso.

3. MARCO TEORICO

La ley de conservación de la materia, ley de conservación de la masa, o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales de las ciencias naturales. Fue elaborada por Mijaíl Lomonósov (17111 7 6 5 ) e n 1 7 4 8 y d e s c u b i e r t a cuatro décadas después por Antoine Lavoisier (1743-1794) en 1785.Se puede enunciar de la siguiente manera: “La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación qué ocurra dentro de él»; esto es, «en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos en reacción”. Así f u e enu n ci a d a en el a ño 1748 p or Mi ja íl Lomon ósov. En 1785, y d e ma n era independiente, el químico Antoine Lavoisier propone que «la materia no se crea ni se destruye: solo se transforma». Es por esto que muchas veces la ley de conservación de la materia es conocida como ley de Lavoisier-Lomonosov. La ley de conservación de la materia significa que la materia no se crea ni se destruye, sino que cambia. Esto quiere decir que la masa antes de la reacción química es igual a la reacción de la masa.

4. DESARROLLO ESPERIMENTAL

 Materiales para experimento de leyes fundamentales de la química  Vasos depreciados  Ele Meyer  Embudos  Vidrio de reloj  Mortero  Estufa  Balanza

Experiencia Nº1 Ley de conservación de la materia Datos Pesar en el vidrio de reloj pausándolo para pesar una cantidad que pesa ( 0.20 gramos de cobre inicial que estaba en alambre de cobre ) colocar en un vaso depresipitado. Colocamos

ácido nítrico 6 molar 4ml HNO3 (6) Convirtiéndolo en nitrato de cobre Cu (NO3)2

Lo llevamos a calentar (siempre calentamos las reacciones para acelerar la reacción esta reaccion desprende un gas toxico se debe trabajar bajo campana que es un gas de nitrógeno que es toxico. Hasta cuando reacciona (hasta que termine de eliminarse los gases color café

El resultado sale de color azulado sin gases de color café bueno en ese punto vamos agregar agua por que se eliminó bastante absorbente el agua no interviene en el reactivo así en la adicción de 10ml de agua destilada asiendo una dilución Agregando hidróxido de sodio (6) se ira formando una especie de gel azul que esta total mente gelatinizado y lo calentamos Con 5ml de H2O (destilada) Y se puede ver que toma un color negruzco viendo que todo el azul desaparezca y si sigue tiene color azul seguir calentando hasta que quede el color negro en ese momento agregar H2SO4 Una vez negro adicionamos un clavo de hierro y calentamos para acelerar la reaccion viendo que la parte estaba negra cambiara de color celeste y en el clavo se formara el cobre libre en la solución se convierte verdosa es el sulfato de hierro y todo el cobre que se tenia en el sulfato del cobre se va adhiriendo al clavo metálico. Pesamos el papel filtro (0.87gr) Filtramos la solución verdosa con el clavo colocándolo en un embudo procediendo que sea fácil de filtrarlo echándolo un choro de agua para retener el cobre vaciándolo todo en el papel filtro una vez el cobre dejamos secar el cobre en el papel filtro pesándolo el papel filtro con el cobre cobre recuperado 1.07-0.87=0.20 Esto da en el cobre final

Viéndolo el resultado al inicio de la colocación de cobre y el resultado final del cobre es que tiene el mismo peso no cambio nada en absoluto,

Experiencia Nº2 ley de proposición definidas Comenzamos pesando Sacarosa 0.40-0.28=0.120gr C12H22O11 Clorato de potasio 0.66-0.29=0.37gr KCIO3 Después de pesarlo ahora se mescla la sacarosa y clorato de potasio para obtener una mescla homogénea una vez mesclada partir en dos cantidades mezclándolo más fino el resultado será mejor

 A uno de ellos le colocamos un poco mas de sacarosa  Mientras la otra parte continuara con la misma Colocándolo en una forma vertical para iniciar la reaccion colocando unas gotas de H2SO4(c) Sabiendo que en la mezcla donde no se aumentaba nada al colocar las gotas de ácido sulfúrico se consume de inmediato dejando migajas de color negro. Mientras en el otro donde se le aumenta la cantidad de sacarosa al dejar gotear el acido sulfúrico no es consumido de inmediato, sino que toda en consumirlo ya que tiene una cierta cantidad de sacarosa que dejando lo deja unas cantidades de un color negra de que parece plástico quemado. 5. CONCLUSION

Bueno así concluimos el informe viendo las leyes fundamentales de química viendo las 5 leyes en la que cada uno tiene su propio fundamento el cual lo menciono en el informe y procesando las dos experiencias vistas con Lic. En el video eso para saber mas sobre el contenido y tener mas experiencias al saber conjuntar las reacciones. 6. BIBLIOGRAFÍA https://laurablogdotcom4.files.wordpress.com/2013/04/teoria -ii-leyes-de-la-quimica.pdf http://biblioteca.esucomex.cl/RCA/Leyes%20fundamentales %20de%20la%20qu%C3%ADmica.pdf...