Transcript Ley de proporciones múltiples

Las siguientes leyes junto a la “hipótesis de Avogadro" llevaron a la
formulación de la TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.
Ley de conservación de la masa (Lavoisier).
Ley de proporciones definidas (Proust).
Ley de proporciones múltiples (Dalton).
Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac).
La enunció Lavoisier en 1789.
“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”.
La enunció J. L. Proust en 1799.
Cuando dos elementos se combinan para formar un
compuesto, lo hacen siempre en proporciones fijas y
definidas.
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.
Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro
4g
7g
0 g Inicial
11 g Final
4g
10 g
3g
0 g Inicial
11 g Final
La enunció Dalton en 1805.
“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”.
Ejemplo.- 25,1 gramos de mercurio se combinan con 2 gramos de oxígeno para formar óxido de
mercurio. En otras condiciones 0,402 gramos de mercurio se combinan con 0,016 gramos de
oxígeno para formar otro óxido. ¿Verifica la ley de las proporciones múltiples?.
25,1 gramos de Hg
Compuesto A
2 gramos de O2
 masa O2 (A)/ masa O2 (B) = 2/1 =2
Compuesto B
25,1 gramos de Hg
25,1grHg 
0, 016 grO2
 1grO2
0, 402 grHg
Gay-Lussac, trabajando con reacciones entre gases, dedujo lo
siguiente: "los volúmenes de los gases que reaccionan y los de los
productos gaseosos formados guardan entre sí una relación de
números sencillos, siempre que estén medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura".
Por ejemplo:
2 volúmenes de Hidrógeno + 1 volumen de
Oxígeno => 2 volúmenes de agua
Ley de volúmenes de combinación
Avogadro en 1811: "Volúmenes iguales de gases diferentes medidos
en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el
mismo número de moléculas".
Avogadro también supuso que en la mayoría de los elementos
gaseosos, sus moléculas están formadas por la unión de dos
átomos, es decir, son moléculas diatómicas.
Cl2(g)
+
H2(g)
=>
2HCl(g)
Las hipótesis atómicas fueron unas teorías emitidas por Dalton en el
año 1808, tratando de explicar las tres leyes ponderales.
El filósofo griego Demócrito ya sostenía teorías similares, en su gran
concepción, en el siglo IV a. d. C.
La teoría de Dalton puede resumirse en los siguientes puntos:

La materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas
átomos: "La materia, aunque divisible en grado extremo, no lo es
indefinidamente, esto es, debe haber un punto más allá del cual no se
puede dividir".

Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los átomos
de distintos elementos, poseen masa y propiedades diferentes.

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los
correspondientes elementos que lo constituyen en una relación numérica
sencilla (Regla de la máxima simplicidad).

Las reacciones químicas sólo son una reestructuración de los
átomos. Los átomos se agrupan de forma diferente a como lo estaban
inicialmente, pero ni se forman ni se destruyen.
Como la masa de un átomo es muy pequeña se ha establecido como
UMA(Unidad de Masa Atómica) la doceava parte de la masa de un átomo de
C(isótopo-12)
•La masa atómica se define como las veces que un átomo pesa más que la
doceava parte de la masa de un átomo de C(isótopo-12).
•La masa molecular se define como las veces que una molécula pesa más
que la doceava parte de la masa de un átomo de C(isótopo-12).
La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los
átomos que componen la molécula.
Ejemplo:
Calcular la masa molecular del H2SO4
M (H2SO4) = 1 u • 2 + 32 u • 1 + 16 • 4 = 98 u que es la masa de una molécula.
Definición actual:
El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene
tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como
átomos hay en 12 g de carbono-12 (12C).
Es un número de Avogadro (NA= 6,023 · 1023) de átomos o
moléculas.
En el caso de un NA de átomos también suele llamarse átomogramo.
El mol de cualquier sustancia coincide numéricamente con la masa
atómica o molecular expresada en gramos.
Ejemplo: 1 mol de Na = 23 gramos; 1 mol de H2SO4= 98 gramos
Las fórmulas empíricas indica la proporción de átomos
existentes en una sustancia. Está siempre reducida al máximo.
Las fórmulas moleculares indican además, el número absoluto de
cada tipo de átomo presente en la molécula.
Por ejemplo, para el benceno:
(CH)n
C6H6
Fórmula empírica
Fórmula molecular