LEYES BÁSICAS DE LA QUÍMICA

PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (LAVOISIER)

En un sistema cerrado en el que tienen lugar una reacción química la cantidad de materia es la misma en cualquier momento. Una reacción química no puede crear ni destruir materia

¿Qué ocurre cuando sometemos a un fuerte calentamiento (calcinación) un metal?

Cuando calentamos al aire un trozo de estaño o de plomo podemos comprobar que el producto resultante pesa más que el metal inicial.

La calcinación de un metal provoca un aumento de peso ¿Por qué?

¿Qué ocurre cuando sometemos a un fuerte calentamiento una sustancia orgánica, por ejemplo un papel?

La ceniza que se obtiene pesa menos que el papel original ¿Por qué?

Lavoisier se dio cuenta que en ambos casos el peso no cambiaba cuando el experimento se hacía dentro de una campana. Es decir, cuando ninguna sustancia podía entrar o salir del sistema a medida que transcurría la reaccción química. La ganancia de peso en el caso de los metales se debía a que éstos se combinaban con el oxígeno del aire. En el caso de la materia orgánica, la pérdida de peso se debía a la liberación de gases (dióxido de carbono y agua).

Uno de los experimentos más famosos de Lavoisier lo realizó con mercurio, y revela su capacidad para diseñar experimentos

Calentó mercurio en presencia de aire y observó que mientras aparecía un sólido rojo en la superficie del metal el volumen de aire disminuía. Después de varios días (alcanzado el equilibrio) comprobó que la quinta parte del aire original había desaparecido.

 

 

 

Lavoisier tenía claro que el sólido rojo era el producto de la combinación de mercurio y oxígeno (la parte del aire que mantenía la combustión y la respiración), por ello completó el experimento calentándolo con ayuda de una lupa. Efectivamante, el sólido se descompuso, apareciendo mercurio y la misma cantidad de aire que antes había desaparecido (realmente lo que apareción fue el oxígeno que se había combinado con el mercurio). Comprobó que el gas liberado (oxígeno) permitía la respiración de animales y reforzaba la combustión.

 

 

¿POR QUÉ SE CUMPLE EL PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA?

Los átomos son inalterables, por tanto no sufren cambios durante la reacción química. Son los mismos átomos antes y después de la reacción. Al principio forman parte de los reactivos y al final de los productos.

EL CUMPLIMIENTO DEL PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA NOS OBLIGA A AJUSTAR (BALANCEAR) LAS ECUACIONES QUÍMICAS.

HAGA USO DEL SIGUIENTE RECURSO DE PHET

OTRO ENLACE

 

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

Claude Louis Berthollet y Joseph Louis Proust dieron lugar entre 1801 y 1808 a una interesante controversia química. Berthollet pensaba que la composición de los compuestos químicos no era constante, es decir, que dependiendo de la forma en que se sintetizara un determinado compuesto presentaría una composición diferente. Por el contrario, Proust pensaba que un compuesto siempre tenía la misma composición independientemente del sistema que se empleara para obtenerlo.

En el fondo la controversia pone de manifiesto que ambos tenían una visión diferente del resultado de la combinación de los elementos. Mientras Berthollet piensa en términos de una mezcla que puede tener composición variable, Proust piensa en términos de un compuesto.

El origen de esta disputa está en el estudio de los óxidos y sulfuros metálicos. El problema es que un metal que tenga más de una valencia forma más de un óxido (o sulfuro) induciendo a confusión. Por ejemplo, alguien podría pensar que el óxido de hierro tiene composición variable porque en unos casos se produce el óxido de hierro (II) y en otras el óxido de hierro (III). En 1811 la disputa fue resuelta por Berzelius en favor de Proust.

LAS SUSTANCIAS PURAS SIEMPRE TIENEN LA MISMA COMPOSICIÓN, INDEPENDIENTE DEL MODO EN QUE SE LAS OBTENGA

otra manera de decir lo mismo es

CUANDO LAS SUSTANCIAS REACCIONAN ENTRE SÍ PARA FORMAR UN DETERMINADO COMPUESTO SIEMPRE LO HACEN EN LA MISMA PROPORCIÓN

Si hacemos reaccionar hidrógeno y oxígeno (y no queremos que sobre de ninguno de ellos) para obtener agua debemos colocar 8 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno. Como resultado se obtendrán 9 g de agua (Lavoisier).

Si cogemos 9 gramos de agua y separamos este compuesto en sus elementos, obtenemos 1 gramo de hidrógeno y 8 gramos de oxígeno.

El cumplimiento de la LPD explica la existencia de REACTIVO LIMITANTE.

 

¿POR QUÉ SE CUMPLE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS?.

La relación entre las masas que reaccionan tiene relación con las masas de los átomos que forman el nuevo compuesto. Por ejemplo, en la síntesis del agua, la relación entre las masas de oxígeno y hidrógeno que reaccionan es igual a la mitad de la relación entre las masas del átomo de oxígeno y el de hidrógeno. Como las masas de los átomos no pueden cambiar cabe esperar que la relación entre las masas que reaccionan tampoco cambie.

EL SIGUIENTE RECURSO DE PHET LE PERMITE ENTENDER MEJOR LA LPD

OTRO ENLACE

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

dalton

Dalton se dio cuenta que podía generalizar la Ley de las Proporciones Definidas de Proust al caso de elementos que forman más de un compuesto.

Cuando reaccionan carbono y oxígeno se forman dos óxidos diferentes. En el primer caso (dióxido de carbono) por cada gramo de carbono se combinan 2,67 g de oxígeno. En el segundo caso (monóxido de carbono) por cada gramo de carbono se combinan 1,33 g de oxígeno. Como podemos ver 2,67 es el doble de 1,33.

Cuando dos elementos forman más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con la misma masa del otro elemento están en una relación sencilla, expresable por un cociente de números enteros.

¿POR QUÉ SE CUMPLE LA LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES?

El cociente entre las masas de un elemento que se combina con la misma masa de otro elemento para formar diferentes compuestos indica la relación entre el número de átomos de ese elemento que se combinan con un átomo del otro elemento. Ya que los átomos se combinan en unidades enteras (1, 2, 3, ...). Esa relación debe ser expresable por medio de relaciones entre números enteros.

PRINCIPIO DE AVOGADRO

En volúmenes iguales de gases diferentes a igual presión y temperatura hay el mismo número de partículas

Si lo piensas verás que es una afirmación un poco difícil de asumir. En otras palabras Avogadro viene a decir que en dos cajas del mismo volumen caben el mismo número de pelotas de ping-pong que de tenis. ¡Aunque las pelotas tengan distintos tamaños!. ¿Cómo es posible?. La solución es sencilla. Imagine que antes de meter las pelotas en la caja, introduce cada una de ellas en un globo inflado. En este caso en ambas cajas cabrán en mismo número de globos inflados, independientemente del tamaño de la pelota que tengan en su interior. En ambas habrá el mismo número de partículas de distinto tamaño porque las partículas no están en contacto entre sí. Esa es la cuestión.

Dalton creía que las partículas de los gases estaban en reposo y en contacto entre sí (modelo estático de gas). Razonando de esa manera no podía aceptar la afirmación de Avogrado. Por su parte Avogadro entendía que las partículas de los gases estaban muy separadas entre sí y se movían caóticamente (modelo cinético de gas). Al estar tan separadas no importaba el tamaño de las partículas de los gases. En volúmenes iguales (a igual P y T) debería haber el mismo número de partículas. La obcecación de Dalton ( y otros) retrasó el avance químico durante décadas.

El volumen de un mol de cualquier sustancias gaseosa ocupa 22,4 litros en condiciones normales

LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN ( Gay-Lussac)

cuando reaccionan gases entre sí para formar un determinado compuesto, la relación entre los volúmenes que se combinan (medidos a igual presión y temperatura) es constante y puede expresarse mediante una relación de números enteros

 

LA APLICACIÓN CONJUNTA DEL PRINCIPIO DE AVOGADRO Y LA LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN CONDUCE A DOS GRANDES DESCUBRIMIENTOS:

- LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EN ESTADO GASEOSO ESTÁN FORMADOS POR MOLÉCULAS DIATÓMICAS

- SE PUEDEN DETERMINAR EXPERIMENTALMENTE LAS FÓRMULAS DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS

LEYES DE LOS GASES

Según la Teoría Cinética Molecular (Bernouilli, 1738), en el estado gaseoso las partículas que forman los gases se mueven de forma aleatoria en línea recta hasta que chocan con otras partículas o con las paredes del recipiente que las contiene. Históricamente esta forma de entender los gases compitió con el Modelo Estático, que suponía que esas partículas estaban en reposo, rodeadas por una película de calórico. Entre los defensores de este Modelo Estático (abandonado por la comunidad científica) se encontraba Dalton.

En el siguiente enlace de EDUCAPLUS podreis ampliar vuestros conocimientos sobre la Teoría Cinética Molecular

Las variables a tener en cuenta en los gases son cuatro:

TEMPERATURA: Que afecta a la velocidad de las partículas del gas.

PRESIÓN: Provocada por el choque de las partículas con las paredes del recipiente

VOLUMEN: Espacio en el que se mueven las partículas

CANTIDAD DE GAS: Número de partículas habitualmente medido en moles

La Teoría Cinética Molecular demuestra:

- La presión es directamente proporcional a la energía cinética de las partículas del gas

- La velocidad cuadrática media de las partículas del gas es directamente proporcional a la raiz cuadrada de la temperatura

- La velocidad de difusión de las partículas del gas es inversamente proporcional a la raiz cuadrada de la Masa Molecular (Graham)

Las principales Leyes de la Materia en Estado Gaseoso son las siguientes:

LEY DE BOYLE

SI LA TEMPERATURA Y LA CANTIDAD DE GAS SE MANTIENEN CONSTANTES, EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN DE UN GAS SON MAGNITUDES INVERSAMENTE PROPORCIONALES

 

P · V = cte

 

LEY DE CHARLES

SI LA PRESIÓN Y LA CANTIDAD DE GAS SE MANTIENEN CONSTANTES, EL VOLUMEN DE UN GAS ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA TEMPERATURA (EXPRESADA EN KELVIN)

 

V / T = cte

V = cte · T

 

LEY DE GAY-LUSSAC

SI EL VOLUMEN Y LA CANTIDAD DE GAS SE MANTIENEN CONSTANTES, LA PRESIÓN DE UN GAS ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA TEMPERATURA (EXPRESADA EN KELVIN)

P / T = cte

P = cte · T

 

LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS

Resultado de combinar las leyes de Boyle, de Charles y Gay-Lussac y el Principio de Avogadro.

Permite hacer cálculos de las variables de estado de los gases sin necesidad de que ninguna de ellas se mantenga constante

P · V = n · R · T

Si la presión se mide en atmósferas, el volumen en litros, la cantidad de partículas en moles y la temperatura en Kelvin, la constante R de los gases tiene como valor 0,082 atm.l/molK

COMPRUEBE TODAS LAS LEYES DE LOS GASES CON ESTA SIMULACIÓN DE PHET

o bien de aquí

 

 

Trabajando con General Chemistry (Petrucci, Harwood, Herring)

Capítulo 1

Physical vs. Chemical Change

Classification of Matter

Mixtures and Compounds

Paper Chromatography of Ink

Phases of Water

Capítulo 2

Alpha, Beta, and Gamma Rays

Rutherford Experiment

Atomic Notation

Isotopes

Mass Spectrometer

Trabajando con CURSO DE INTRODUCCION EN QUIMICA GENERAL (Universidad Valladolid)

Nomenclatura

Estructura atómica

Propiedades periódicas

Estequiometría

Test

Trabajando con Alonsofórmula Formulación Química Inorgánica

Trabajando con Alonsofórmula Formulación Química Orgánica

Trabajando con 100ciaquimica Formulación Química Inorgánica
PHET (QUÍMICA GENERAL)
IOWA University (Simulations)
Delights of Chemistry
Educaplus
Libro del Web de Química del NIST
Laboratorio virtual ChemCollective

Mineralogy database

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Phase Diagrams & Computational Thermodynamics
Leyes de los gases
INICIACIÓN INTERACTIVA A LA MATERIA
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INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY

General Chemistry Demonstrations
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Introductory Chemistry v.1 (cap 1)

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