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Leyes Químicas fundamentales

Leyes de conservación

Conservación de la energía
Ley de conservación de la materia
Ecuación de estado

Leyes estequiométricas

Ley de la conservación de la materia de Lavoisier
Ley de Proust o de las proporciones constantes
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas

Ley de gases

Ley de los gases ideales
Ley de Boyle-Mariotte
Ley de Charles y Gay-Lussac
Ley de Avogadro
Ley de las presiones parciales

Leyes Ponderales - PDF

La ley de la conservación de la energía constituye el primer principio de la termodinámica y afirma que:

la cantidad total de energía en cualquier sistema aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede transformarse en otra forma de energía.

En resumen, la ley de la conservación de la energía afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de una forma a otra, por ejemplo, cuando la energía eléctrica se transforma en energía calorífica en un calefactor.

∆U = Q - W

Conservación de la energía y termodinámica (Wiki)

La Ley de Conservación de la Masa o Ley de Conservación de la Materia o Ley Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Establece un punto muy importante:

“En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos”.

Ley de conservación de la materia (Wiki)

En física y química, una ecuación de estado es una ecuación constitutiva para sistemas hidrostáticos que describe el estado de agregación de la materia como una relación funcional entre la temperatura, la presión, el volumen, la densidad, la energía interna y posiblemente otras funciones de estado asociadas con la materia.

Las ecuaciones de estado son útiles para describir las propiedades de los fluidos, mezclas, sólidos o incluso del interior de las estrellas. Cada substancia o sistema hidrostático tiene una ecuación de estado característica dependiente de los niveles de energía moleculares y sus energías relativas, tal como se deduce de la mecánica estadística.

P·V = n·R·T   (gases perfectos o ideales)

(P + a/v²)·(v - b) = 0     (Ecuación de Van der Waals)

Nótese que ν es el volumen molar. En esta expresión, a, b y R son constantes que dependen de la sustancia en cuestión. Pueden calcularse a partir de las propiedades críticas de este modo: De la gráfica Pv, podemos observar que el punto crítico (para cada compuesto) presenta las siguientes características:

  1. Es un máximo, ya que es el punto mayor de la campana, por lo que la derivada primera en ese punto, al tratarse de un extremo, debe ser cero.
  2. Es un punto de inflexión de la isoterma crítica, ya que en ese punto dicha isoterma cambia de concavidad, por lo que la derivada segunda en ese punto debe ser cero.

Ecuación de estado (Wiki)

En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.

Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales, la podemos enunciar de la siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma y permanece invariable.

Ley de conservación de la materia (Wiki)

"Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes".

Eso significa que siempre va a ser igual el porcentaje de cada uno de los elementos no importando si solo se combinan 10 g o 1000 g; esta ley se utiliza cuando hay un reactivo ilimitado en la naturaleza.

También se conoce como la ley de las proporciones definidas. Ésta se considera una ley química fundamental.

Ley de las proporciones constantes (Wiki)

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Joseph Gay-Lussac.

Esta ley afirma que:

cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos.

Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.

Ley de las proporciones múltiples (Wiki)

La ley de las proporciones equivalentes llamada también de los pesos de combinación, fue creada por Richter en 1792 y completada varios años más tarde por Wenzel.

Se puede enunciar de la siguiente manera recordando que:

«Los pesos de los diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.»

En 1792, el químico alemán Jeremias.B. Richter publico su libro fundamentos de la estequiometría, en donde utiliza por primera vez esta palabra; además, formulo la ley de las proporciones reciprocas o equivalentes, también conocida como ley de Richter-Wenzel que dice: “Cuando dos elementos se combinan por separado con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de esos elementos serán igual con los que se combinan entre sí; o bien serán múltiplos o submúltiplos de éstos”. La ley de Richter-Wenzel permite establecer el peso-equivalente-gramo, que es la cantidad de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia; se emplea como sustancias de referencia 8 g o partes de oxigeno o bien 1.008 g o partes de hidrógeno.

Un equivalente-gramo de un ácido, base o sal, representa al número de gramos del compuesto capaz de liberar i mol de H⁺, OH^- o cargas (+,-), respectivamente. De una manera más simple y práctica, decimos que el equivalente-gramo de un ácido, base o sal, es numéricamente igual a la masa molar del compuesto, dividido entre el número de moles de iones H⁺, OH^- o cargas (+,-) que libera en la reacción.

Ejemplos: El Eq-g de HCl se obtiene dividiendo la masa molar o peso molecular entre 1, ya que al reaccionar libera 1 mol de iones H⁺.

Ley de las proporciones equivalentes (Wiki)

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.

P·V = n·R·T

Ley de los gases ideales (Wiki)

La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que:

el volumen es inversamente proporcional a la presión a T constante

PV = k

donde k, es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

P₁·V₁ = P₂·V₂

Ley de Boyle-Mariotte (Wiki)