LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA CONTENIDOS 1.2.-

Sustancias homogéneas y heterogéneas. Elementos y compuestos. Leyes fundamentales de la Química. 2.1. 2.2. 2.3.

3.4.-

Ley de conservación de la masa. Ley de las proporciones definidas. Ley de proporciones múltiples.

Teoría atómica de Dalton (postulados). Evolución de la Teoría atómica de Dalton. 4.1. 4.2.

Relaciones volumétricas de Gay-Lussac. Hipótesis de Avogadro.

1.- SUSTANCIAS QUÍMICAS (CLASIFICACIÓN) SUSTANCIAS QUÍMICAS Homogéneas Sustancias puras Elementos

Heterogéneas

Disoluciones

Compuestos

2.- LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA(PONDERALES). 2.1.- Ley de conservación de la masa (Lavoisier). 2.2- Ley de proporciones definidas (Proust). 2.3.- Ley de proporciones múltiples (Dalton).

2.1.- LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER). “En cualquier reacción 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”.

2.2- LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST). “ 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

0g 11 g

Inicial Final

4g

10 g 3g

0g 11 g

Inicial Final

8g 4g

7g

0g 11 g

Inicial Final

Ejemplos: Azufre + Hierro → Sulfuro de hierro 12 g

30 g 9g

0g 33 g

Inicial Final

25 g 5g

35 g

0g 55 g

Inicial Final

13,5 g

24,9 g 1,275 g

0g 37,125 g

Inicial Final

Ejemplo: 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 descomponen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán? a)

→ Trióxido de azufre

Azufre + Oxígeno

8g 1g

=

12 g m ( O2 )

m ( O2 ) =

1g × 12 g = 1,5 g 8g

b)

8g m( S)

=

20 g m ( SO3 )

=

; m ( SO3 ) =

12 g m ( O2 )

=

1g × 20 g = 2,5 g 8g 20 g 100 g

m( S) =

100 g × 8 g = 40 g 20 g

; m ( O2 ) =

100 g × 12 g = 60 g 20 g

2.3.- LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON). “Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos”. Ejemplo. Óxidos de cobre

% cobre

% oxígeno

88,83 79,90

11,17 20,10

I II masa cobre masa oxígeno I → 7,953 ⇒ II → 3,975

(masa de cobre que se combina con 1g de oxígeno) 7,953 2 ≅ 3,975 1

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) 40 g 5 m Ox. (IV) 32 g 4 = = = = ; : m Ox. (I) 8g 1 m Ox. (I) 8g 1 m Ox. (III) 24 g 3 m Ox. (II) 16 g 2 = = = = ; m Ox. (I) 8g 1 m Ox. (I) 8g 1 Podrían haberse escogido las masas de oxígeno de cualquier pareja de óxidos. Por ejemplo:

m Ox. (III) 24 g 3 = = m Ox. (IV) 32 g 4

3.- TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. Las hipótesis atómicas fueron unas teorías emitidas por Dalton en el año 1808, tratando de explicar las tres leyes ponderales.

- Demócrito ya sostenía estas teorías (siglo IV a.d.C.). - La teoría de Dalton puede resumirse en los siguientes puntos: 1º.- 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”. 2º.- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los átomos de distintos elementos, poseen masa y propiedades diferentes. 3º.- 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). 4.-

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.

Con estas hipótesis, Dalton trata de explicar las tres leyes ponderales: a) Ley de la conservación de la masa : La cuarta hipótesis establecida por Dalton, es otra forma de enunciar la ley de conservación de la masa. Si los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, es lógico que la masa de los productos y de los reactivos permanezca constante. b) ley de las proporciones definidas : La tercera hipótesis de Dalton, sugiere que para la formación de un compuesto los átomos de los distintos elementos que lo forman deben estar en una proporción numérica sencilla y determinada. Si además, todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa, es fácil deducir que la proporción en masa deberá ser constante. c) Ley de las proporciones múltiples : Si los átomos de un mismo elemento son idénticos y la proporción en que forman los compuestos es sencilla, es lógico deducir que si dos elementos forman más de un compuesto, exista una relación numérica simple entre las cantidades del segundo elemento que se combinan con una cantidad fija del primero. Por ejemplo, entre el CO 2 y el CO, esa relación será de 2 ya que para una cantidad fija de carbono, el dióxido de carbono tendrá el doble de oxígeno que el monóxido de carbono. Hoy se sabe que existen algunos fallos: 1. Los átomos no son indivisibles, poseen electrones, protones y neutrones. En la actualidad, se han descubierto muchas más partículas subatómicas clasificadas en dos grandes grupos: los leptones y los quarks. 2. La existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento pero con diferente masa ya que tienen distinto número de neutrones en el núcleo). 3. La Regla de la máxima simplicidad llevó a Dalton a asignar fórmulas erróneas a algunos compuestos, por ejemplo, al agua le asignó la fórmula HO y al amoniaco NH.

4. En las reacciones nucleares, los átomos pueden transmutarse unos en otros emitiendo partículas radiactivas y energía. A pesar de los errores que tiene la teoría atómica de Dalton, supuso una gran revolución para los químicos del siglo XIX planteándoles nuevos retos, entre los que podemos destacar: a) La búsqueda sistemática de nuevos elementos químicos. b) La ordenación de los elementos químicos según sus distintas propiedades, lo que condujo al Sistema periódico. c) La obtención de fórmulas químicas de compuestos.

4.- Leyes volumétricas. Hipótesis de Avogadro. El problema ahora consiste en conocer la forma de asignar fórmulas a los compuestos. Dalton sugirió la regla de la máxima simplicidad, que llevó a errores como HO para el agua, NH para el amoniaco, etc. En aquella época, sólo se conocían los % en peso de los elementos que formaban el compuesto, pero como todos los átomos no pesan lo mismo, estos datos no eran suficientes. 4.1.- 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 vol. Hidrógeno + 1 vol. Oxígeno

à

2 vol. agua

4.2.- Avogadro dio una explicación en 1811: "Volúmenes iguales de gases 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. Todo ello permitió deducir algunas fórmulas para compuestos gaseosos: 1 vol. Cloro

+

1 vol. Hidrógeno

2 vol. Cloruro de Hidrógeno

Cl

+

H

2 HCl

(si fuese así no cumpliría la 1ª ley ponderal) Cl2

+

H2

2 HCl

1 vol. Oxígeno

+

2 vol. Hidrógeno

2 vol. agua

O2

+

2 H2

2 H2O

2 vol. Hidrógeno

+

1 vol. Monóxido de Carbono

1 vol. metanol

2 H2

+

CO

1 CH3OH

Hoy se sabe que salvo en gases nobles, los elementos gaseosos están agrupados en moléculas diatómicas, es decir, están formados por la unión de dos átomos (H 2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2, ...)