LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

Presentación del tema: "LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA"— Transcripción de la presentación:

1 LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
Unidad 1 Agregar Elementos y compuestos

2 Contenidos (1) 1.- La Química en la antigüedad. La Alquimia.
2.- Sustancias homogéneas y heterogéneas. Elementos y compuestos. (Repaso). 3.- Leyes fundamentales de la Química. 3.1. Ley de conservación de la masa. 3.2. Ley de las proporciones definidas. 3.3. Ley de proporciones múltiples. 3.4. Ley de proporciones recíprocas. 4.- Teoría atómica de Dalton (postulados).

3 Contenidos (2) 5.- Evolución de la Teoría atómica de Dalton.
5.1. Relaciones volumétricas de Gay-Lussac. 5.2. Hipótesis de Avogadro.

4 La Alquimia La misma palabra, alquimia, parece tener una procedencia dudosa. Muchos afirman que la expresión actual, legada directamente por los árabes, puede ser dividida en dos partes: el artículo "al" y el término "chemia" que significa "tierra o suelo negro". Según esta hipótesis, los musulmanes se referían a las oscuras tierras de Egipto donde habrían aprendido los primeros secretos de la misteriosa ciencia.  La figura del filósofo egipcio Hermes Trimegistus se consideraría entonces como padre del saber humano y de ahí derivaría el término "hermético" que con tanta frecuencia aparece relacionado con la alquimia.

5 Un poco de historia Teoría de los cuatro elementos (Empédocles) Fuego
Teoría atomística (Leucipo y Demócrito) Teoría de materia continua (Aristóteles) Aire Fuego Tierra Agua caliente seco frío húmedo

6 Un poco de historia Siglo XVIII: análisis gravimétrico cuantitativo
Alquimia : Azufre, mercurio y sal Piedra filosofal Elixir de la vida. Siglo XVIII: análisis gravimétrico cuantitativo Leyes de la química.

7 Sustancias químicas (clasificación)
REPASO

8 Leyes fundamentales de la Química.
Ley de conservación de la masa (Lavoisier). Ley de proporciones definidas (Proust). Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ley de proporciones recíprocas (Ritcher) Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). Hipótesis de Avogadro TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

9 Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).
Esta ley se considera enunciada por LAVOISIER, pues si bien era utilizada como hipótesis de trabajo por los químicos anteriores a él se debe a LAVOISIER su confirmación y generalización. Un ensayo riguroso de esta ley fue realizado por LANDOLT en , no encontrándose diferencia alguna en el peso del sistema antes y después de verificarse la reacción, siempre que se controlen todos los reactivos y productos.

10 En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre ambas variaciones es, análogamente, ΔE = Δm.c2 La letra griega Δ (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la magnitud a que antecede.

11 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 calorías la masa de los cuerpos reaccionantes disminuye en 4,  g, cantidad totalmente inobservable.

12 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”.

13 5 gramos de cloruro de sodio.
Ejemplos: 1) 2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen: 5 gramos de cloruro de sodio. Ana quemo totalmente 5g de calcio en un crisol y el producto "oxido de calcio" peso 7g ¿cuanto oxigeno reacciono? aplique la la L.C.M Ca + O ---- CaO 5g+ x g x= 7g - 5 = 2g 5g+2g g 7g g

14 Ley de las proporciones definidas (o de Proust).
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. 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

15 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. “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.

16 a) Azufre + Oxígeno  Trióxido de azufre 8 g 12 g 20 g
Ejemplo: 1) Se sabe que 8 g de azufre reacciona 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 descompo-nen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán? a) Azufre + Oxígeno  Trióxido de azufre 8 g g g 1 g m(O2) m(SO3) 1g · 12 g g · 20 g m(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g 8 g g b) m(S) m(O2) g 100 g · 8 g g · 12 g m(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g g g

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18 ELABORA UN REPORTE DEL DOCUMENTAL

19 Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos. “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 sencillos”.

20 La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

21 Ejemplo. Óxidos de cobre % cobre % oxígeno I 11.17 88.83 II 79.90 20.10 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.

22 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. 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) g m Ox. (IV) g ————— = —— = — ; ————— = —— = — m Ox. (I) g m Ox. (I) g m Ox. (III) g m (II) Ox g ————— = —— = — ; ————— = —— = — m Ox. (I) g m (I) Ox g

23 Ley de las proporciones recíprocas o (de Richter).
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.

24 Ley de las proporciones recíprocas o (de Richter).
“Las masas de dos elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma relación que las masas de los dos cuando se combinan entre sí”.

25 Ejemplo: 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua. Por otro lado 6 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para producir dióxido de carbono. De ello se podría deducir que, si el carbono y el hidrógeno se combinasen entre sí, sus masas deben estar en la relación: masa de carbono/masa de hidrógeno = 6 / 2 = 3 Pues bien, existe un compuesto de carbono e hidrógeno, el metano, CH4, en el que las masas de carbono e hidrógeno están en dicha proporción. Hidrógeno (2 g) + Oxígeno (16 g) ® Agua Carbono (6 g) + Oxígeno (16 g) ® Dióxido de carbono Carbono (6 g) + Hidrógeno (2 g) ® Metano

26 Hipótesis de Avogadro. El número de entidades elementales existentes en un mol es una constante que se denomina constante de Avogadro y se simboliza por NA: NA=6,022·1023 entidades/mol “A una presión y a una temperatura determinados en un volumen concreto habrá el mismo número de moléculas de cualquier gas”.

27 Así, un mol de átomos de cloro, Cl, contiene 6,02·1023 átomos de cloro.
Un mol de moléculas de cloro, Cl2, contiene 6,02·1023 moléculas de dicho gas. Del mismo modo un mol de protones, electrones, neutrones, fotones, iones, etc... contiene 6,02·1023 de dichas entidades.

28 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”.

29 Ley de los volúmenes de combinación (0 de 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. 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.

30 Ejemplo de la ley de volúmenes de combi-nación (Gay-Lussac).
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. 1 litro de oxígeno se combina con 2 litros de hidrógeno para dar 2 litros de agua (gas).

31 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.

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