Leyes clásicas de las reacciones químicas

Transcripción

1 Leyes clásicas de las reacciones químicas Leyes ponderales Relativas a la masa de reactivos y productos en un reacción química. Instrumento de medida. La balanza - Ley de conservación de la masa. Lavoisier (1787) - Ley de proporciones (composición) constante. Proust (1801) - Ley de proporciones múltiples. Dalton (1803) Leyes volumétricas Medida del volumen de los gases que intervienen en una reacción química. - Ley de los volúmenes de combinación. Gay Lussac (1808)

2 Ley de conservación de la masa. Lavoisier (1787) "La masa de las sustancias reaccionantes (reactivos) es igual a la masa de las sustancias resultantes (productos). Ley de conservación de la masa-energía.

3 Ley de la composición constante o de las proporciones definidas Se podrá combinar cualquier cantidad de cobre con cualquier cantidad de azufre? Ley de la composición constante (Proust, principios s. XIX)

4 Ley de proporciones (composición) constante. Proust (1801) Proust (1801) evidenció que cualquier compuesto químico mantenía siempre la misma composición centesimal. "Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en proporciones fijas y constantes en masa."

5 Ley de proporciones múltiples. Dalton (1803) Hay elementos que al reaccionar entre sí pueden formar varios compuestos. Ej. óxidos de cloro, óxidos de nitrógeno "Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija de otro elemento se encuentran en las relaciones expresadas por números enteros y sencillos." COMPUESTO Porcentaje del elemento Cl Porcentaje del elemento O gramos de O por 1 g de Cl Proporción relativa * Monóxido de Cloro 81,59 18,41 0,225 1 Trióxido de Cloro 59,63 40,36 0,680 3 Pentóxido de cloro 46,99 53,01 1,128 5 Heptóxido de cloro 38,77 61,23 1,57 7 Ácido hipocloroso 80,66 18,19 0,225 1 Ácido cloroso 68,24 30,79 0,452 2 Ácido clórico 59,13 40,02 0,680 3 Ácido perclórico 52,17 47,08 0,909 4 * Proporción relativa de los cocientes O/Cl al dividir todos ellos por el menor.

6 Composición centesimal Fórmula empírica Relación mínima de átomos en la molécula Masa molar Fórmula molecular Número exacto de átomos en la molécula

7 Composición centesimal Partimos de 100 g del compuesto Masa / g Cantidad de sustancia / moles Relación en moles Relación en átomos (números enteros y sencillos) Fórmula empírica

8 Teoría (modelo) atómico de Dalton (1808). Evidencias experimentales Postulados - Los elementos no pueden descomponerse. - Las muestras de un elemento o compuesto tienen siempre las mismas propiedades características. - En la formación de un compuesto, los elementos no desaparecen, pues pueden volverse a recuperar por descomposición del compuesto. - La masa se conserva en las reacciones químicas. - La proporción de los elementos que forman parte de un compuesto es constante. 1.- Los elementos están constituidos por átomos, partículas discretas de materia, que son indivisibles e inalterables. 2.- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades. Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades. 3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación constante y sencilla en número.

9 Este modelo corpuscular permite explicar las diferencias entre elementos, compuestos y mezclas Hechos experimentales Las sustancias puras presentan las mismas propiedades características. Las propiedades características de cada sustancia pura son diferentes. Los compuestos pueden descomponerse y los elementos no. Las mezclas pueden separarse en sus componentes más fácilmente que los compuestos. Modelo corpuscular Las partículas (átomos o moléculas) de una sustancia pura deben ser todas iguales. Las partículas (átomos o moléculas) de cada sustancia pura deben ser diferentes. Los compuestos deben estar formados por partículas (moléculas) compuestas de otras más sencillas. Los elementos deben estar formados por partículas no divisibles (átomos). Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en una molécula deben ser muy fuertes, en comparación, por ej., con las fuerzas que mantienen unidas las partículas de una mezcla homogénea. La importancia de la teoría atómica para la química fue extraordinaria y trascendente. Cabría señalar como aportaciones fundamentales: - A partir de Dalton hay una diferencia fundamental entre átomo simple y compuesto y entre compuesto puro y mezcla. - Su teoría es capaz de dar un significado físico a las leyes ponderales que se habían deducido experimentalmente, a la vez que al desarrollo de su teoría se debe la generalización de la ley de las proporciones múltiples y su interpretación física. Explicación de las leyes ponderales.

10 Ley de los volúmenes de combinación. Gay Lussac (1808) Las leyes ponderales, se refieren a los pesos (masas) de las sustancias que reaccionan. Si se trabaja con gases es preferible la medida de volúmenes en las mismas condiciones de P y T. amoníaco(g) + cloruro de hidrógeno(g) cloruro de amonio(s) 20 ml 20 ml 25 ml 25 ml 1 v. 1 v. oxígeno (g) + hidrógeno (g) agua (g) 1 v. 2 v. 2 v. cloro (g) + hidrógeno (g) cloruro de hidrógeno (g) 1 v. 1 v. 2 v. nitrógeno(g) + hidrógeno (g) amoníaco(g) 1 v. 3 v. 2 v.

11 "Los volúmenes medidos en las mismas condiciones, de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química están en una relación de números enteros y sencillos." Esta ley empírica de Gay-Lussac mas que un apoyo a la teoría atómica de Dalton, puso un obstáculo. Controversia Reacción hidrógeno cloro cloruro de hidrógeno Gay-Lussac (experimental) 1 v. 1 v. 2 v. Dalton Avogadro (modelo máxima simplicidad) Avogadro

12 Para 1 mol = volumen molar Ocupan el mismo volumen en C.N. (1atm, 0 º C ) 22,4 l/mol Medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura Volúmenes iguales de gases distintos Gases distintos con el mismo número de partículas Medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura Contienen el mismo número de partículas

13 Mol Unidad de la magnitud cantidad de sustancia "Un mol es una cantidad de sustancia, de fórmula química determinada, que contiene el mismo número de unidades de fórmula (átomos, moléculas, iones, cuantos u otras entidades) que los átomos que hay exactamente en 12 gramos de carbono 12". (Definición aprobada por la I.U.P.A.C. en 1971) El número de partículas (átomos, moléculas, iones...) contenidas en un mol de sustancia es el NUMERO DE AVOGADRO. N A = 6, (moléculas, átomos,...)/mol las dimensiones del número de Avogadro son (MOL) -1

14 Leyes de los gases