El documento resume varias leyes espectrofotométricas fundamentales como la ley de conservación de la masa de Lavoisier, la ley de Proust o de las proporciones constantes, la ley de Dalton o de las proporciones múltiples y la ley de las proporciones equivalentes o recíprocas. También incluye ejemplos de cálculos químicos relacionados con estas leyes y la solución de problemas aplicando dichas leyes.

1. INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL CECyT 15 “DAE”

2. ALUMNA: GUEVARA GOMAR INGRID JOCELYN. GRUPO: 5206

3. Leyes espectrofotométricas

4. Ley de la conservación de la masa de Lavoisier 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.

5. 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.

6. CÁLCULOS Relación masa-masa. Relación mol-mol. Relación volumen-volumen. Relación masa-mol. Relación masa-volumen. Relación mol-volumen.

7. PROBLEMA Relacion mol-mol Calcular el número de mol de O2 para hacerlo reaccionar con 4.3 moles de propano (C3H8), considerando la siguiente ecuación: C3H8 + O2. C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O 1 MOL-5 MOL 4.3 MOL- X X= 4.3 MOL (5 MOL)= 21.5 MOL 1

8. Ley de Proust o de las proporciones constantes En 1808, J.L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

9. Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula. Establece que un compuesto dado siempre tiene la misma composición constante, sin importar de donde se obtenga.

10. CÁLCULOS % E= mTe PM PM=peso molecular % E= porcentaje del elemento. mTE= masa total elemento. 100

11. PROBLEMA Calcular el porcentaje de cada elemento contenido en una molécula de H2O. Resultado % H=11.11% %O=88.88% 11.11% 88.88% 99.99% Sustitución 2H=1x2=2 O=16x1= 16 H2O= 18 uma % H=2/18 x 100 % O= 16/18 X 100 Formula % E= mTe 100 PM Datos 2H O H= 1 O= 16

12. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust).

13. Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entre sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

14. CÁLCULOS Esta Ley de Dalton establece que la presión total, Ptot , de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla, En el caso de tener gases ideales, se podrá escribir: .

15. Siendo R la constante de los gases ideales, T la temperatura, V el volumen y ni el número de moles del componente i de la mezcla. El número de moles de un componente de la mezcla ni se define como el cociente entre la masa, Mi , de dicho componente y su masa molecular, mi . En general, para una mezcla, el número de moles n total se puede obtener de la siguiente ecuación:

16. PROBLEMA Ejemplo 2Ag2O -------->4Ag+O2 Ag= 0.92682 g O= 0.0716 g Ag=93.11% O = 6.89%

17. Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792) "Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."

18. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."

19. PROBLEMA Ejemplo: En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación: Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno: N2 + O2 --> 2 NO28 g. N2<--> 32 g. O2 4.66/8 = (28/32)*4 Esto dio origen al concepto de PESO EQUIVALENTE: Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo que se combina con 8 g. de Oxígeno, o con 1.008 g. de Hidrógeno. 1 g. H2<-->8 g. O2 H2 + ½ O2 --> H2O NH31 g. H2<-->4.66 g. N2 N2 + 3 H2 --> 2 1 g. H2<-->8