Leyes Ponderales de la Química PDF

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Descripción corta sobre las leyes ponderales de la química, conceptos principales y descripción corta....

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UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE CIUDAD JUÁREZ

Lic. Químico Farmacéutico Biólogo

QUÍMICA GENERAL

“ESTRUCTURA DE LOS COMPUSTOS BASADOS EN LAS LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA”

Junio-2020

Introducción El objetivo de este trabajo es aprender de qué habla cada una de las leyes ponderales y su relación con los cambios de estado de los compuestos, en base a los experimentos e investigaciones que realizaron para descubrir como reaccionaban. Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron mediante la experimentación y hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción. Tienen como objetivo el estudio del peso relativo de las sustancias químicas, entre dos o más elementos químicos. Estas leyes son:  Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier.  Ley de los pesos equivalentes propuesta por Richter.  Ley de las proporciones constantes o definidas de Proust.  Ley de las proporciones múltiples debida a Dalton. La explicación de los extraños cambios de peso durante la combustión se tuvo que buscar en los gases que aparecían o desaparecían mientras se formaban nuevas sustancias. Pese al lento desarrollo de su estudio, desde Jean Baptista Van Helmont (1577-1644) hasta George Ernest Sthal (1660-1734), no se había intentado tomarlos en cuenta. Pensando en los cambios de peso durante la combustión, los investigadores sólo tenían ojos para los sólidos y los líquidos. Las cenizas eran más ligeras que la madera. De ahí empezó el estudio de Lavoisier por los gases y de él siguieron Richter, Proust y Dalton quien después junto las cuatro leyes creando la “Teoría atómica de Dalton”. Este escrito ayuda a saber cómo y quién fue descubriendo cada una de les leyes, en que se basa cada una y su relación con los cambios de estado. Así como algunos ejemplos de cada una de las leyes.

“ESTRUCTURA DE LOS COMPUSTOS BASADOS EN LAS LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA” 1.LEY DE LA CONSERVACIÓN DE

LA MASA (ANTOINE

LAURENT

LAVOISIER) Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) reconoció la importancia de las mediciones precisas. Lavoisier, siendo más sistemático, utilizó la cuantificación como instrumento para derribar viejas teorías que entorpecían el progreso de la Química, porque aún en 1770 existían científicos que seguían aceptando la vieja percepción griega de los cuatro elementos y de la transmutación, un ejemplo de ello fue la creencia de que, el agua se transformaba en tierra, calentándola durante un largo tiempo. Durante 101 días, Lavoisier realizó un experimento el cual consistió en hervir agua en un aparato que condensaba el vapor y lo devolvía al matraz, de manera que en el transcurso del experimento no se perdía sustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes y después del experimento). El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varió de peso durante la ebullición. Sin embargo, una vez extraído el sedimento, resultó que el matraz pesaba menos, justamente lo que pesaba el sedimento. Es decir, el sedimento no era agua convertida en tierra, sino vidrio atacado por el agua caliente y precipitado como sedimento. De manera similar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemático explicar para la Química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en el curso de los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban parte de la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambio de peso (o utilizando el término más preciso, un cambio de masa). Es por ello que Lavoisier mantuvo la idea de que la masa no se crea ni se destruye, sino que solamente cambia de una sustancia a otra. Ésta es la llamada Ley de la conservación de la masa, formulada en 1783, la

cual sirvió de fundamento para la Química del siglo XIX, es la basa del tercer postulado de Dalton. Esta ley nos dice que: “En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se conserva. O lo que es lo mismo, en una reacción química la masa de los reactivos (sustancias de partida) es la misma que la masa de los productos (sustancias finales)”

Nota: La ley de la conservación de la masa no es válida para reacciones nucleares, ya que la materia se convierte en energía a través de la ecuación de Einstein E = m× c 2. Para estas reacciones deberíamos hablar de conservación de la materia y de la energía. Lavoisier estableció la composición cuantitativa del agua, no mostró interés en las relaciones ponderales con que los elementos químicos se combinan entre sí para formar compuestos.

2.

LEY

DE

LAS

PROPORCIONES

RECIPROCAS

O

EQUIVALENTES

(JEREMÍAS BENJAMÍN RICHTER) En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si se mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, la mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió la cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosas encontró que se requerían cantidades fijas y exactas. A partir de sus observaciones, y apoyándose

en

numerosos

ejemplos, dedujo la llamada Ley de los pesos equivalentes, la cual fue enunciada en 1799 y dice: “Los

pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia son químicamente equivalentes entre sí”. Un ejemplo de ello es cuando queremos hacer agua de limón, pero todo depende de las cantidades: para una jarra de agua de limón (1 litro) se utilizan dos limones y ocho cucharadas (soperas) de azúcar; pero si deseamos tener una agua de limón semi-agria, se utilizarán cuatro limones y ocho cucharadas de azúcar; y por último, para una jarra de agua agria se utilizan seis limones y ocho cucharadas de azúcar. Cabe hacer notar que esto se puede lograr variando las cantidades de azúcar y manteniendo la de los limones. Con estas suposiciones, y con ayuda de sus datos experimentales, Richter construyó una tabla de pesos equivalentes. Bases Alúminia (Al2 O3) 525

Ácidos Fluorhídrico (HF) 427

Amoniaco (NH3)

Carbónico (H2CO3) 577

672

Cal (CaO) 793

Muriático (HNO3) 712

Sosa (NaOH) 859

Oxálico (H2C2O4)

Potasa (KOH) 1605

Sulfúrico (H2SO4) 1000

Barita (BaO) 2222

Nítrico (HNO3) 1404

755

Tabla de Pesos equivalentes de Richter

La ventaja de estos cálculos es que permitían predecir las cantidades de sustancias que reaccionarían totalmente entre sí.

3. LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS PROUST) Dos químicos se encontraban empeñados en demostrar si lo anterior (pesos equivalentes) era verdad. Claude Louis Berthollet (1748-1822) pensaba que un compuesto formado por los elementos A y B podía contener una cantidad mayor de A si se preparaba utilizando un exceso de A. En contra de lo propuesto por Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (1754- 1826), quien al realizar un análisis cuidadoso demostró, en 1799, que el carbonato de cobre contenía

cobre,

carbono

y

oxígeno

en

proporciones definidas en peso, sin importar cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de las fuentes naturales. La proporción era siempre de 5.3 partes en peso de cobre por cuatro de oxígeno y una de carbono. Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo. Así pues, formuló una generalización llamada Ley de las proporciones constantes, la cual dice: “Los elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas proporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que se hubiese formado el compuesto.” Es decir, un compuesto puro tiene la misma composición y propiedades, independientemente de su fuente de obtención. Esta generalización también se conoce como Ley de Proust. Esto supone que al descomponer cualquier compuesto siempre encontramos la misma relación en peso entre sus elementos. Esta ley es la base del 4to postulado de

Dalton.

4. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (JOHN DALTON) Esta ley fue enunciada por John Dalton en 1803. Tras numerosos experimentos descubrió que algunos elementos se combinaban con una cantidad fija de otro elemento en diferentes proporciones, dependiendo de las condiciones de reacción. Demostró que esto sucedía cuando podían formarse compuestos diferentes. Enseguida se percató de una regularidad que enunció como Ley de las proporciones múltiples: “Cuando dos elementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesos de uno que se combina con un peso determinado del otro guardan una relación de números enteros sencillos”, esto quiere decir que, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una

cantidad fija de otro para formar varios compuestos están en relación de números enteros sencillos. Por ejemplo, El azufre y el oxígeno pueden formar tres compuestos distintos (SO, SO2, SO3) y para formar cada uno de ellos lo hará en unas proporciones fijas. Para formar SO 

masa S 32 g = masaO 16 g

Para formar SO2 

masa S 32 g = masaO 32 g

Para formar SO3 

masa S 32 g = masaO 48 g

La proporción de O entre el segundo y el primer compuesto es: 32 g de O =2(número entero sencillo) 16 g de O La proporción entre el tercero y el primero es: 48 g de O =3(número entero sencillo) 16 g de O La proporción entre el segundo y el tercer compuesto: 32 g de O 2 = (relación de números enteros sencillos) 48 g de O 3

“TEORÍA ATÓMICA DE DALTON” Dalton, en 1808, reunió todas estas leyes ponderales, que en principio no tenían ninguna conexión, para enunciar su teoría atómica. Las hipótesis fundamentales de la teoría son las siguientes:

a) Los elementos están formada por átomos (partículas muy pequeñas, indivisibles e indestructibles) b) Todos los átomos de un mismo elemento son iguales y, por tanto, poseen la misma masa, volumen e idénticas propiedades c) Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades d) Los átomos son inmutables, no pueden transformarse unos en otros e) Distintos tipos de átomos se pueden unir, en relaciones numéricas sencillas, formando agrupaciones estables (compuesto) f) En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen, sólo se redistribuyen Dalton no tomo en cuenta los trabajos sobre las leyes volumétricas de Gay-Lussac y otros químicos y físicos porque se oponían a alguna de sus ideas. Esto provocó que su teoría atómica, que funcionaba correctamente para las sustancias sólidas, fracasará por completo en las reacciones gaseosas. Fundamentalmente, la gran debilidad de esta teoría se debía a la imposibilidad de encontrar la fórmula química de cierto compuesto, por ejemplo, Dalton supuso que era la más sencilla posible, por ejemplo, para el agua la fórmula asignada era OH o para el amoniaco NH o que dos átomos iguales pudieran unirse para formar una molécula. Estas ideas de Dalton suponen el primer modelo teórico para explicar la Química moderna y el principal argumento para aceptar su validez era que permitían interpretar de forma lógica todas las leyes ponderales.

Bibliografía Albatera, A. S. (s.f.). LA MATERIA Y LA TEORÍA. Departamento de Física y Química, 12. Obtenido de http://iesantonioserna.edu.gva.es/HTML/dep_fq/1BACH/tema_1.pdf Carrascosa, J. R. (s.f.). Leyes fundamentales de la Química. Física y Química II, 11. Obtenido de http://www.profesorjrc.es/apuntes/1%20bachillerato/fyq/leyes%20fundamentales%20de %20la%20quimica.pdf López, N. M. (s.f.). FUNDAMENTOS DE ESTEQUIOMETRÍA. Química General 1, 24. Obtenido de http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Unidad5_20191.pdf

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