LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA Agregar Elementos y compuestos

Contenidos 1.- Leyes fundamentales de la Química. 1.1. Ley de conservación de la masa. 1.2. Ley de las proporciones definidas. 1.3. Ley de proporciones múltiples. 1.4. Ley de los volúmenes de combinación o de Gay - Lussac. 2.- Teoría atómica de Dalton (postulados).

Contenidos 3.- Teoría atómico molecular 4.- Leyes de los gases ideales 3.1. Hipótesis de Avogadro. 4.- Leyes de los gases ideales 4.1. Ley de Boyle y Mariotte. 4.2 Leyes de Charles y Gay – Lussac 4.3 Ley completa o combinada de los gases 4.4 Ley de Avogadro 4.5 Ley de las presiones parciales 5. Teoría cinético – molecular de los gases. 5.1 Ecuación de estado de los gases ideales. 5.2 Determinación de la masa molar de un gas. 5.4 Gases reales.

Contenidos según la ley

Leyes fundamentales de la Química. Ley de conservación de la masa (Lavoisier). Ley de proporciones definidas (Proust). Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). Hipótesis de Avogadro Concepto de molécula de Cannizaro Actual Teoría Atómico-Molecular de la Materia TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Ley de conservación de la masa (Lavoisier). “En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”. Ejemplo: 2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

Ley de proporciones definidas (Proust). “Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”. Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos. Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro 4 g 7 g 0 g Inicial 11 g Final 4 g 10 g 0 g Inicial 3 g 11 g Final 8 g 7 g 0 g Inicial 4 g 11 g Final

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos. Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro 12 g 30 g 0 g Inicial 9 g 33 g Final 25 g 35 g 0 g Inicial 5 g 55 g Final 13’5 g 24’9 g 0 g Inicial 1’275 g 37’125 g Final

Azufre + Oxígeno  Trióxido de azufre 8 g 12 g 20 g 1 g m(O2) m(SO3) Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre: a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá; b) si se descomponen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán? 9 - 14 Azufre + Oxígeno  Trióxido de azufre 8 g 12 g 20 g 1 g m(O2) m(SO3) 1g · 12 g 1 g · 20 g m(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g 8 g 8 g b) m(S) m(O2) 100 g 100 g · 8 g 100 g · 12 g m(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g 20 g 20 g

Ley de proporciones múltiples (Dalton). “Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos”.

Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ejemplo. Óxidos de cobre % cobre % oxígeno I 88’83 11’17 II 79’90 20’10 7’953 g de cobre que se combinan con 2 g de oxígeno 3’975 g de cobre que 7’953 / 3’975  2 / 1

Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitrógeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40g de oxígeno para dar cinco óxidos diferentes. Comprobar que se cumple la ley de Dalton. 16 Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente. Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones: m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4 ————— = —— = — ; ————— = —— = — m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2 ————— = —— = — ; ————— = —— = — m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1

Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). “A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.

Ejemplo de la ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). 1 litro de oxígeno se combina con 2 litros de hidrógeno para dar 2 litros de agua (gas). 1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno. 1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para dar 2 litros de amoniaco.

Postulados de la teoría atómica de Dalton. Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico. Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades. Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades. Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción constante y la más simple posible “Regla de la máxima simplicidad”.

Ley de Proust Ley de Dalton Explicación visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teoría atómica Ley de Proust Ley de Dalton

Explicación visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teoría atómica

Teoría atómico molecular Hipótesis de Avogadro. “A una presión y a una temperatura determinados en un volumen concreto habrá el mismo número de moléculas de cualquier gas”. Ejemplo: Un mol de cualquier gas ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 ºC) un volumen de 22’4 litros.

Teoría atómico molecular Hipótesis de Avogadro. Avogadro (1811): las partículas gaseosas debían tener la propiedad de fragmentarse durante los procesos químicos. Esto podría explicar la ley de los volúmenes de combinación. Stanislao Cannizaro (1860): defendió que las moléculas de los gases elementales eran diatómicas. (Concepto de molécula) Concepto de átomo de DALTON Concepto de molécula de CANNIZARO Principio de AVOGADRO ACTUAL TEORÍA ATÓMICO – MOLECULAR DE LA MATERIA

Leyes de los gases ideales Ley de Boyle y Mariotte: A temperatura constante, el volumen de una determinada cantidad de gas es inversamente proporcional a la presión del gas. P1· V1 = P2 · V2 a T y m = cte. Primera ley de Charles y Gay – Lussac: A presión constante, el volumen de una determinada cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. a P y m = cte 22 - 24  

Leyes de los gases ideales Segunda ley de Charles y Gay – Lussac: A volumen constante, la presión de una determinada cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. a P y m = cte   30, 31, 34

Leyes de los gases ideales     25 - 28

Leyes de los gases ideales Ley de las presiones parciales: En una mezcla de gases que no reaccionan químicamente, la presión (presión parcial) que ejerce cada gas es la misma que ejercería si ocupase independientemente el mismo volumen a la misma temperatura. La presión total de una mezcla de gases que no reaccionan químicamente es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la componen. 3 pag. 71 PAG. 64 Unidades de presión

Teoría cinético – molecular de los gases

Teoría cinético – molecular de los gases Ecuación de estado de los gases ideales: A partir de esta teoría, se llega a la ecuación de estado de los gases ideales. PV = n R T De esta ecuación llegamos a: Pa V = na R T ; Pa V = Ⱦa ntotal R T ; Pa V = Ⱦa Ptotal V Pa = Ⱦa Ptotal 40 – 43 47 - 49

Teoría cinético – molecular de los gases Gases reales: