Leyes Químicas Elisa Zapata.

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1 Leyes Químicas Elisa Zapata

2 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER
En 1770 Lavoisier realizó el experimento del calentamiento del agua utilizando un aparato que condensaba el vapor y lo devolvía al recipiente, sin perder un sólo gramo de agua. Pesó el agua y el recipiente antes y después de realizar el experimento. Demostró que el peso del matráz, del condensador y del agua seguía siendo el mismo antes y después de una prolongada ebullición. Sin embargo, un sedimento terroso seguía apareciendo. Extrajo y pesó el depósito formado, así como el matráz y comprobó que la suma de ambos era igual al peso del matraz antes de iniciar la experiencia. Es decir, el poso terroso provenía de una descomposición del vidrio provocada por el calor. La ley de Lavoisier hizo posible la aprarición 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.

3 LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST
La labor de Lavoisier proporcionó una sólida base teórica para el análisis cuantitativo y pronto surgieron los estudios que condujeron a lo que posteriormente se denomimó Ley de las Proporciones Definidas, que a finales del siglo XVIII, dio origen a una gran controversia entre Berthollet y Proust, que duró casi ocho años.     Joseph Louis Proust ( ) sostenía que la composición porcentual de un compuesto químico era siempre la misma, independientemente de su origen, por el contrario Claude Louis Berthollet ( ) afirmaba que los elementos, dentro de ciertos límites, podían unirse en todas las proporciones.     Con el tiempo, se impuso el criterio de Proust apoyado en un experimento realizado en 1799, demostrando que la composición del carbonato cúprico era siempre la misma, cualquiera que fuese su método de obtención en la naturaleza o en el laboratorio: 5 partes de cobre, 4 de oxígeno y 1 de carbono. Por tanto: los elementos se combinan para formar compuestos, y siempre lo hacen en proporciones fijas y definidas.

4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIIPLES O LEY DE DALTON
  Las investigaciones posteriores que los químicos realizaron para determinar en qué proporciones se unen los elementos químicos proporcionaron aparentes contradicciones con la ley de Proust, pues en ocasiones los elementos químicos se combinan en más de una proporción. Así, por ejemplo, 1 g de nitrógeno se puede combinar con tres proporciones distintas de oxígeno para proporcionar tres óxidos de nitrógeno diferentes.    Fue John Dalton ( ) quien en generalizó este hecho con numerosos compuestos, observando que cuando dos elementos se combinan entre sí para formar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combina con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

5 LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O LEY DE RICHTER
La ley de Gutenberg-Ritcher (1958) es una fórmula que permite cuantificar la relación Frecuencia - Magnitud de la actividad sísmica de una región. 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.

6 LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN O DE GAY-LUSSAC
Cuando los gases se combinan para formar compuestos gaseosos, los volúmenes de los gases que reaccionan y los volúmenes de los gases que se forman, medidos ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, mantienen una relación de números enteros y sencillos. *Volúmenes de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.

7 LEY DE AVOGADRO “A iguales condiciones de presión y temperatura, en volúmenes iguales de todos los gases, existe el mismo número de moléculas, y por tanto el mismo número de moles” . P, T = Ctes ! V = Cte · n (n = número de moles) Podemos definir así el VOLUMEN MOLAR de un gas como el volumen ocupado por un gas en unas condiciones determinadas de presión y temperatura. Cuando las condiciones son de 0 ºC y 1 atm. (condiciones normales), hablamos de VOLUMEN MOLAR NORMAL, que para cualquier gas vale 22'4 litros. Esta hipótesis da lugar a la idea de que los gases elementales poseen moléculas diatómicas

8 LEY DE BOYLE -MARIOTTE “A temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión a que está sometido”. Publicada en el La presión de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa, siempre y cuando se mantenga la temperatura constante.

9 LEY DE CHARLES La ley de Charles, o ley de los volúmenes, fue descubierta en Se dice que, para un gas ideal a presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en grados Kelvin). Esto se puede encontrar utilizando la teoría cinética de los gases o un recipiente con calentamiento o enfriamiento [sin congelar <0] con un volumen variable (por ejemplo, un frasco cónico con un globo).

10 LEY DE GRAHAM Establece que la velocidad de difusión de las moléculas de gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad. En combinación con la ley de Avogadro (es decir, ya que los volúmenes iguales tienen el mismo número de moléculas), es lo mismo que ser inversamente proporcional a la raíz del peso molecular.

11 LEY DE HENRY La Ley de Henry fue formulada en 1803 por William Henry. Enuncia que a una temperatura constante, la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido. Las unidades de la constante que dependen de las unidades elegidas para expresar la concentración y la presión. Un ejemplo de la aplicación de esta ley está dado por las precauciones que deben tomarse al volver a un buzo a la superficie. Al disminuir la presión parcial de los distintos gases, disminuye la solubilidad de los mismos en la sangre, con el consiguiente riesgo de una eventual formación de burbujas. Para evitarlo, esta descompresión debe efectuarse lentamente.