Ley de volúmenes de combinación o Gay-Lussac

Gay-Lussac (1778-1850) experimentando en el laboratorio con reacciones químicas en las que intervienen gases se dió cuenta que:

En una reacción química, los volumenes de las sustancias gaseosas que intervienen guardan entre sí una proporción de números enteros y sencillos, si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Esa proporción coincide con la proporción en el número de moléculas de las sustancias gaseosas que reaccionan y que se forman durante el proceso.

O2 + 2 H2 → 2 H2O

1 moléculas 2 molécula 2 moléculas

1 Litro 2 Litros 2 Litros

Unidades básicas utilizadas en química.

Definiciones de las unidades básicas utilizadas en química.

* Metro (m ). Unidad de longitud

Definición: un metro es la longitud de trayecto recorrido en el vacío por la
luz durante un tiempo de 1/299 792 458 de segundo.

* Kilogramo (kg ). Unidad de masa

Definición: un kilogramo es una masa igual a la almacenada en un
prototipo.

* Segundo (s ). Unidad de tiempo

Definición: el segundo es la duración de 9 192 631 770 periodos de la
radiación correspondiente a la transición entre los dos niveles hiperfinos del
estado fundamental del átomo de cesio 133.

* Ampere o amperio (A ). Unidad de intensidad de corriente eléctrica

Definición: un amperio es la intensidad de una corriente constante que
manteniéndose en dos conductores paralelos , rectilíneos , de longitud
infinita, de sección circular despreciable y situados a una distancia de un
metro uno de otro en el vacío, produciría una fuerza igual a 2x0,0000001 newton
por metro de longitud.

* Kelvin (K ). Unidad de temperatura termodinámica

Definición: un kelvin es la temperatura termodinámica correspondiente a la
fracción 1/273 ,16 de la temperatura termodinámica del punto triple del agua.


* Mol (mol ). Unidad de cantidad de sustancia

Definición: un mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene
tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kilogramos de
carbono 12. Cuando se emplea el mol , es necesario especificar las
unidades elementales , que pueden ser átomos , moléculas, iones ,electrones
u otras partículas o grupos especificados de tales partículas.


* Candela (cd ). Unidad de intensidad luminosa

Definición: una candela es la intensidad luminosa, en una dirección dada,
de una fuente que emite una radiación monocromática de frecuencia 540x10 elevado a12 hercios
y cuya intensidad energética en dicha dirección es 1/683 vatios por estereorradián.

* Pascal (Pa). La unidad de presión del SI es el Newton por metro cuadrado N/m2, es denominado Pascal.

1 atmósfera = 1,013 x 10^5 Pa

1bar = 100 000N/m^2 = 10^5 Pa.

La teoría atómica .

Expresada en el nuevo sistema de "Filosofía química" de Dalton en 1808.

Teoría atómica de Dalton.

-Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico.

-Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.

-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribuición.

-Los compuestos químicos están formados por "atómos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.

***De la teoría atómica de Dalton hay que destacar conceptos en aquella época novedosos, que son:

Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.
Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales.
Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.

Véase también:

Modelo atómico de Thomson. Con el descubrimiento de partículas subatómicas.

Modelo atómico de Rutherford. Descubrimiento de los isótopos

EJERCICIOS RESUELTOS.

*Ejercicios resueltos de Proust y Dalton.
*Ejercicios resueltos de proporciones definidas y múltiples.

*Ejercicios resueltos, clasifica el tipo de enlace químico.

FORMULACIÓN.

*Ejercicios resueltos, ajustar reacciones químicas (inorgánica).

*Ejercicios resueltos ajustar reacciones por método matemático.

*Ejercicios resueltos de fórmula empírica y molecular.

TERMOQUÍMICA.

*Ejercicios resuelto Ley de Hess y cálculo de Entalpia
*Ejercicio resuelto cálculo entalpía. (2º bachiller).

ESTEQUIOMETRIA.

*Ejercicios resueltos de mol,volumen,gr/mol,masa, nº avogadro 1º

*Ejercicios resueltos estequiometría (1ª parte).

*Problemas resueltos estequiometría (1ª parte).

*Ejercicios resueltos formulación orgánica (1ª parte).

*Ejercicios resueltos formulación orgánica. (2ª parte).
*Nomenclatura formulación orgánica.

GASES IDEALES.

*Ejercicios resueltos de gases ideales.

*Ejercicios resueltos de gases ideales II.

*Problemas resueltos gases ideales.

*Problemas resueltos gases ideales II.

Ley de las proporciones múltiples o Dalton.

El químico de Inglés Dalton descubrió que algunos elementos se combinaban en más de una proporción con una cantidad fija, dando compuestos distintos. Fue entonces cuando enunció la Ley de las proporciones múltiples.

Dos elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

La teoría de Dalton y de Proust fueron justificadas por la Teoría atómica que el mismo Dalton enunció y ayudó a comprender o a intuir de la existencia de los átomos aunque en aquella época, no se podían ver.

Justificación de las leyes ponderales ( Ley de las proporciones definidas y Ley de las proporciones múltiples):

1º Consecuencias de la ley de las proporciones definidas.

Si la materia esta formada por átomos la masa de sus productos será la masa de los reactivos:

Ejemplo.




2º Consecuencias de la Ley de las proporciones múltiples.
Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél estén en relación de 1 : 2.

Ejemplo.



Curiosidad: El Daltonismo (ceguera a algunos colores) fue descrito por primera vez por Dalton, que sufría el mismo de Daltonismo. De ahí el nombre de la enfermedad. La ceguera a ciertos colores que padecía, conocida hoy como daltonismo, le jugó más de alguna mala pasada a este científico. Al momento de experimentar sus teorías en el laboratorio, pocas veces pudo comprobarlas porque confundía los frascos de reactivos. Sin embargo, continuaba firme defendiendo sus ideas en el papel.

Formas de ajustar: por tanteo y por método matemático.

***Una forma de realizar el ajuste es por tanteo. Veamos un ejemplo:
a Fe + b O2 → c Fe2O3

El número de átomos de oxígeno (a) deberá ser divisible por 2 y por 3 porque cada molécula de O2 contiene dos átomos de oxígeno y cada molécula de Fe2O3 contiene tres átomos de oxígeno. El menor número divisible por 2 y 3 es el 6. Por tanto, en la reacción pondremos como 'b' el número 3 (tres moléculas de oxígeno que son seis átomos):
a Fe + 3 O2 → c Fe2O3

Para tener el mismo número de átomos de oxígeno en ambos lados, deberemos poner 'c' como 2 (3·2 = 6 átomos de oxígeno a la izquierda y 2·3 = 6 átomos de oxígeno a la derecha):
a Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

Por último, 'a' deberá ser 4 para que el número de átomos de Fe en ambos lados sea el mismo:
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3


***Otra forma de realizar el ajuste de una reacción química es por el método matemático. Dicho método consiste básicamente en lo siguiente:
Asigna una letra a cada coeficiente estequiométrico. Conviene asignarlas por orden alfabético de izquierda a derecha.

Cogemos el primer elemento de la izquierda y planteamos la ecuación que representa el balance de átomos de dicho elemento:

Nº de átomos del elemento en la izquierda = Nº de átomos del elemento en la derecha

Continuando por la izquierda de la reacción química, planteamos otra ecuación para el siguiente elemento diferente. De esta forma tendremos el balance de átomos de todos los elementos diferentes que existen en la reacción química.

Siempre tendremos una ecuación menos que incógnitas. En algún caso podríamos obtener más ecuaciones pero si nos fijamos bien veremos que algunas son equivalentes.

Asignamos el valor 1 a la letra (incógnita) que queramos.

Resolvemos el resto de las ecuaciones.

Si en los resultados tenemos decimales o fracciones, debemos multiplicar todas las incógnitas por un mismo número de tal forma que desaparezcan

Ajustar reacciones químicas - Lavoisier.

Las fórmulas químicas del primer miembro representan las sustancias llamadas reactivos, las sustancias formadas (segundo miembro) se llaman productos, y en la ecuación se separan de los reactivos por medio de una flecha.

C + O2 → CO2

Los números que aparecen delante de las fórmulas se llaman coeficientes, y no representan cantidades, sino la proporción en que se encuentran las sustancias que participan en la reacción. Normalmente se elige el conjunto de coeficientes enteros más pequeños (también existen coeficientes fraccionarios).

Una reacción está ajustada cuando contiene el mismo número de átomos de cada elemento a izquierda y derecha de la flecha. Esto se debe a que en una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen; sólo se reagrupan de otra forma.
Esto implica que en una reacción química la masa se ha de conservar (ley de Lavoisier).

Siempre que resulta necesario se incluye entre paréntesis una letra que indica la fase en que se presenta la sustancia en la reacción: (s) sólida, (l) líquida, (g) gas, (ac) solución acuosa. En la reacción anterior podemos escribir:

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

¿CÓMO SE AJUSTAN LAS REACCIONES QUÍMICAS?