Las leyes pondérales son las leyes básicas de la combinación de los elementos para formar compuestos, así como para saber las masas relativas de los elementos






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fecha de publicación09.06.2016
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LEYES PONDERALES.

NOMBRE DEL ALUMNO(A) _____________________________________________
FECHA _________________ GRUPO ________ CALIFICACIÓN ______________

Las leyes pondérales son las leyes básicas de la combinación de los elementos para formar compuestos, así como para saber las masas relativas de los elementos en reacciones químicas.
1) Ley de la conservación de la masa. Esta ley fue enunciada por Lavoisier, como se recordara que es el primer personaje en hacer experimentación utilizando el método científico. En sus experimentos llego a comprobar que la masa de las sustancias iniciales en una reacción química era igual a la masa de los productos. Con ello enuncia la ley que dice” La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”.

Esta ley es fundamental para todo cálculo de masa de las sustancias que participan en una reacción química.
Ejemplo. 2H2 + O2 → 2 H2O Peso Atómico. H = 1.00797

Peso Atómico. O = 15.9994
Sustancias iniciales 4.03188 g de H y 31.9988 g de O forman en la reacción 36.03068 g H2O
Resulta entonces que 4.03188 + 31.9988 = 36.03068

36.03068g = 36.03068 g
Se esta comprobando que la masa inicial es igual a la masa final por lo que se cumple la ley de la conservación de la masa.
Cual es el enunciado de la ley de la conservación de la masa ______________________
__________________________________________________________________
Quien es el autor de la ley de la conservación de la masa? _______________________
Cual es la masa de las sustancias iniciales ___________________________________
2) Ley de las proporciones constantes. Enunciada por el químico francés Proust que dice “Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masas fija y definida”.

Esta ley indica que la constitución de un compuesto es siempre la misma, quiere decir que el porcentaje o proporción en que intervienen los diferentes elementos es constante y característico de la sustancia considerada.
Ejemplo la fórmula del agua
H2O nos indica que 2g de hidrógeno siempre se combinan con 16 g de oxigeno para formar 18 g de agua.
O sacando porcentajes sería:
%H = 2g de hidrógeno / 18 g de agua X 100 = 11.11%

%O = 16g de oxigeno / 18 g de agua X 100 = 88.89%
11.11% de H + 88.89% de O = 100% de H2O

Que dice la ley de las proporciones constantes? ______________________________
__________________________________________________________________
Quien formuló la ley de las proporciones constantes ___________________________
Ejercicio La fórmula del ácido clorhídrico
HCl nos indica que 1 g de hidrógeno siempre se combina con 35.5 g cloro para formar 36.5 g de ácido
Podrías sacar los porcentajes del H y del Cl, como en el ejemplo.


3) Ley de las proporciones múltiples. De acuerdo con su teoría Dalton formuló una ley que dice: “Las masas de un elemento que se combinan con una cantidad constante de otro elemento lo hacen en razones de números enteros pequeños”.
Ejemplo La formación de los óxidos de carbono. El átomo de Carbono se puede combinar con 1 átomo de Oxígeno ó con 2 átomos de Oxígeno. En el primer caso la relación de las masas de carbono y oxigeno son de 3/4 se trata del CO. En la otra relación es de 3/8 y se trata de CO2 Como se observa la masa de carbono es fija constante mientras que la masa del oxígeno es la que cambia. Según la ley tales porcentajes guardan entre si una relación entera pequeña: 3/4: 3/8 = 2
Observen cómo se obtienen estos valores.
Para el monóxido de carbono.CO
CO 1 átomo de Carbono (12 g) se combina con 1 átomo de oxígeno (16 g)

Por lo tanto 12 g de C es a 16 g de O

12 6 3

-------- = --------- = ---------

16 8 4

Para el dióxido de carbono CO2
CO2 1 átomo de carbono (12g) se combina con 2 átomos de oxígeno (32g)

Por lo tanto 12g de C es a 32g de O

12 6 3

-------- = --------- = --------

32 16 8
Dividiendo el cociente de CO 3/4 entre el cociente de CO2 3/8

3

--------

4 24

-------------- = ------------ = 2 número entero pequeño

3 12

--------

8
Ejercicio Repetir lo que se hizo para los óxidos pero ahora para el agua (H2O) y el agua oxigenada (H2O2).
Para el agua H2O
H2O 2 átomos de hidrógeno (2g) se combinan con 1 átomo de oxígeno (16g)

Por lo tanto ______________________

Para el agua oxigenada H2O2
H2O2 2 átomos de hidrógeno (2g) se combinan con 2 átomos de oxígeno (32g)

Por lo tanto _________________________

Dividiendo el cociente del H2O entre el cociente de H2O2 cual será el resultado.

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