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Leyes ponderales




Enviado por mvdeleon78



     

    Indice
    1. Ley
    de la conservación de la masa de
    Lavoisier

    2. Ley de Proust o de las proporciones
    constantes

    3. Ley de Dalton o de las proporciones
    múltiples

    4. Ley de Richter o de los pesos
    equivalentes

    5. Bibliografía

    1. Ley de la
    conservación de la masa de Lavoisier

    Está importante ley se enuncia
    del modo siguiente: en una reacción química, la suma de
    las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de
    las masas de los productos de
    la reacción (la materia ni se
    crea ni se destruye solo se transforma).
    Este resultado se debe al químico francés A.L.
    Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se
    creía que la materia era
    destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón
    que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un
    peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza
    permitió al científico galo comprobar que si se
    recuperaban los gases
    originados en la combustión, el sistema pesaba
    igual antes que después de la experiencia, por lo que
    dedujo que la materia era indestructible.
    Las leyes ponderales
    son:
    Ley de la conservación de la masa, debida a lavoisier
    Ley de las proporciones constantes, debida a proust
    Ley de las proporciones múltiples, debida a dalton
    Ley de los pesos equivalentes, debida a richter

    2. Ley de Proust o de las
    proporciones constantes

    En 1808, tras ocho años de las investigaciones,
    j.l. Proust llego a la conclusión de que para formar un
    determinado compuesto, dos o más elementos químicos
    se unen y siempre en la misma proporción
    ponderal.

    Por ejemplo, para formar agua h2o, el
    hidrógeno y él oxigeno
    intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a
    continuación
    1 MOL AGUA PESA 2
    – 1,008 g DE H + 15,999 g DE O = 18,015 g
    Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el
    peso atómico de h es 1 y él o es 2: 1 mol de agua =
    2 . + 16 = 18 g, de los que 2 son de h y 16 de oxigeno. Por
    tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g
    de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se
    conservara siempre que se deba formar h2o (en consecuencia,
    sí por ejemplo reaccionaran 3 g de h con 8 de o,
    sobrarían 2g de h).
    Una aplicación de la ley de proust es la obtención
    de la denominada composición centesimal de un compuesto,
    esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento
    dentro de la molécula.

    3. Ley de Dalton o de las
    proporciones múltiples

    Puede ocurrir que dos elementos so combinen entre
    sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo,
    caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo
    que: los pesos de una de los elementos combinados con un mismo
    peso del otro guadaran entren sí una relacion, expresables
    generalmente por medio de numeros enteros sencillos.
    Ejemplo se toma 100 gr de cada uno de cuatro compuestos de cloro
    y de oxigeno y en ellos se cumple:
    1er. Compuesto
    81,39 g de cl + 18,61 g de o;
    2do. Compuesto
    59,32 g cl + 40,68 g de o;
    3er. Compuesto
    46,67 g cl + 53,33 g de o;
    4to. Compuesto
    38,46 g cl + 61,54 g de o;

    A continuación se procede a buscar la relacion
    ponderal g de o/g de cl, con los que se obtendran los gramos de
    oxigeno que, para cada compuesto, corresponde a 1 g de cloro;
    1er. compuesto:
    18,61 / 81.39 = 0,2287;
    2do. compuesto:
    40,68 / 59,32 = 0,6858;
    3er. compuesto:
    53,33 / 46,67 = 1,1427;
    4to. compuesto:
    61,54 / 38,46 = 1,6001

    Si Divide Por La Menor De Las Cantidades Se Llegara A La
    Relación Numérica Que Enuncia La Ley De Dalton:
    2,2287 0,6858 1,1427 1,6001
    = 1; = 3; = 5; = 7;
    0,2287 0,2287 0,2287 0,2287

    4. Ley de Richter o de los
    pesos equivalentes

    Fue enunciada por el alemán j.b. Richter en 1792
    y dice que: los pesos de dos sustancias que se combinan con un
    peso conocido de otra tercera sin químicamente
    equivalentes entre sí.
    Es decir, si a gramos de la sustancia a reaccionan con b gramos
    de la sustancia b y también c gramos de otra sustancia c
    reaccionan con b gramos de b, entonces sí a y c
    reaccionaran entre sí, lo harían en la
    relación ponderal a/c.
    Como consecuencia de la ley de richter, apartir de un peso
    equivalente patrón ( h = 1,008), es posible asignar a cada
    elemento un peso de combinación que se denomina peso
    equivalente o equivalente.
    Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente
    gramo (concepto
    análogo a los de átomo
    gramo y molécula gramo)
    Ejemplo: si para formar agua h2o, el hidrógeno y el
    oxigeno se combinan en la relación 1g de h/8 g de o,
    entonces el peso de combinación, peso equivalente o
    equivalente del oxigeno es 8 gramos.

    Algunos Calculos Relativos A Equivalentes Gramo
    Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (nh3)
    suponiendo, para simplificar los calculos, que los pesos atomicos
    del nitrógeno y del hidrógeno son, respectivamente,
    14 y 1:
    Puesto que el equivalente en gramos del h es 1 g y el
    nitrógeno requiere 3 átomos de h para formar nh3,
    se tendra que el
    14
    Equivalente Gramos Del N = = 4,6667 g DE N
    3

    El equivalente del oxigeno en el oxido de calcion (cao),
    suponiendo que el peso atómico del ca es 40 y el del
    oxigeno es 16 (recuérdese que el equivalentegramo del
    oxigeno es 8 g, pues así se calculo en el ejemplo del
    h2o):
    40g DE Ca 16g de O
    x DE Ca 8g DE O
    Por Tanto
    8 . 40
    x = 20 g DE Ca.

    5.
    Bibliografía

    Enciclopedia autodidáctica
    océano

     

     

     

    Autor:

    Vázquez de león

    Estudios: segundo semestre de ingeniería industrial

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