leyes químicas

La ley de la periodicidad

La tabla periódica de elementos químicos se creó sobre la base de la ley de periodicidad formulada por Dmitry Mendeleev a fines del siglo XIX. Actualmente, la suposición determina que “las propiedades de los elementos químicos ordenados de acuerdo con el número atómico creciente se repiten periódicamente”. La disposición de los elementos en la tabla periódica nos permite interpretar rápidamente relaciones como:

1. el número de la capa de valencia, ya que es igual al número del período,
2. el número de capas de electrones ocupadas por electrones, ya que es igual al número del período,
3. el número de electrones de valencia, ya que es igual al número de grupo 1-2 o se reduce en 10 para los grupos 13-18.

Además, hay una serie de propiedades que también pueden sugerir la ubicación del elemento para los bloques s y p:

1. a medida que aumenta el número atómico en un grupo, aumenta el radio atómico, el carácter metálico, la actividad de los metales,
2. a medida que aumenta el número atómico en un grupo, disminuye la electronegatividad, la afinidad electrónica, la energía de ionización, la actividad de los no metales,
3. a medida que aumenta el número atómico en un período, aumenta la electronegatividad, la afinidad electrónica, la energía de ionización, la actividad de los no metales,
4. a medida que aumenta el número atómico en un período, disminuye el radio atómico (excepto los helios), la actividad de los metales y el carácter metálico.

Ley de Conservación de la masa

La primera ley fundamental, con la que suele comenzar el estudio de las reacciones químicas, es la ley de conservación de la masa. En la segunda mitad del siglo XVIII, Mikhail Lomonosov y Antoine Lavoisier , independientemente el uno del otro, formularon la afirmación de que la masa total de los reactivos no cambia durante una reacción química. Más precisamente, en un sistema cerrado, la masa total de todos los reactivos debe ser igual a la masa total de todos los productos de reacción formados. La conservación de la masa resulta del número constante de átomos de elementos específicos, que tienen la misma masa independientemente de la forma en que existen. Cada átomo presente en el reactivo tiene la misma masa que que presente en los productos, y su cantidad también se conserva. De ahí la necesidad de equilibrar las ecuaciones de reacción. En resumen, la ley de conservación de la masa se puede escribir de la siguiente manera: masa de reactivos = masa de productos Esta es una relación particularmente útil gracias al cual, conociendo el curso de la reacción, podemos determinar las masas de los compuestos presentes en ella. Si conocemos su estequiometría, también podemos calcular, por ejemplo, la masa del producto formado a partir de una determinada cantidad de sustrato o viceversa. Sabiendo cuánto producto queremos obtener, podemos calcular la cantidad de reactivos necesarios para la reacción.

La ley de composición constante de un compuesto químico.

Otro importante punto de referencia es la ley de composición constante, también conocida como ley de Proust. En 1779, Joseph Proust formuló una relación que dice que: “Cada compuesto tiene una composición cuantitativa constante e invariable, lo que significa que la proporción de masa de los elementos que componen un compuesto dado es siempre constante e igual”. Esto significa que cada La molécula que conocemos está formada por un cierto número de átomos. Su masa, por otro lado, es constante y no cambia como resultado de reacciones químicas. De ahí la afirmación de que, independientemente del método de obtención de un compuesto químico, el Las proporciones de masa de los átomos en una molécula siempre serán las mismas. Por ejemplo, una molécula de agua con la fórmula H ₂ O siempre tendrá una relación en peso de elementos igual a 1:8, y una molécula de metano con la fórmula CH ₄ 1:0.333. Si la relación de masa es alterada por cualquiera de los reactivos, el exceso del elemento no reaccionará.

ley de las proporciones multiples

La ley de las proporciones múltiples creada por John Dalton a principios del siglo XIX se formula de la siguiente manera: “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con un peso fijo del otro están en una relación de números enteros pequeños”. Esto significa que las fórmulas químicas de los compuestos químicos no deben contener números no enteros. Si, como en el caso de los óxidos de nitrógeno, hay sucesivamente 0,5; 1; 1,5; 2; 2,5 átomos de oxígeno, para determinar el número fijo de unidades de masa, se multiplican por dos, obteniendo las siguientes fórmulas: N ₂ O, NO, N ₂ O ₃ , NO ₂ , N ₂ O ₅ .

ley de avogadro

La ley de Avogadro es importante en los cálculos químicos. Es la suposición de que las cantidades molares de cualquier sustancia en estado gaseoso ocupan el mismo volumen en las mismas condiciones físicas. Los valores más utilizados suponen que en condiciones estándar, es decir, a una temperatura de 273 K y una presión de 1013 hPa, un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 dm ³ . Este valor se denomina comúnmente volumen molar. Además, para las moléculas se supone otro número: “en volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de temperatura y presión, hay el mismo número de partículas”. Se supone que 1 mol de un compuesto dado contiene 6,022∙10 ²³ moléculas en las condiciones estándar anteriores.

Ley volumétrica de Gay-Lussac

La ley volumétrica de Gay-Lussac formulada en 1808 por Joseph Gay-Lussac dice que, en las mismas condiciones de temperatura y presión, los volúmenes de las sustancias en estado gaseoso que intervienen en la reacción química considerada se relacionan entre sí como números naturales simples. es una consecuencia de la ley de Avogadro. Por ejemplo, si la reacción de moléculas de hidrógeno y cloro involucra volúmenes iguales de 6.022∙10 ²³ cada uno, se forman dos moléculas de cloruro de hidrógeno con el número de 2∙6.022∙10 ²³ moléculas.

Principio de Le Chatelier (la Ley del Equilibrio)

El principio de Le Chatelier y Braun , también llamado Ley del Equilibrio, describe el comportamiento de un sistema químico en el momento de la perturbación del equilibrio químico. Resulta que si un factor externo actúa sobre un sistema en estado de equilibrio químico, la respuesta del El sistema tenderá a minimizar el efecto de este factor. La reacción puede verse perturbada como resultado de cambios en la concentración de los reactivos, la temperatura del sistema o la presión (reacciones en la fase gaseosa). Al evaluar el efecto de los cambios, el se utilizan los términos "desplazamiento del equilibrio hacia la derecha" si se forman más productos y "desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda" si se forman más sustratos.

1. Cambiar la cantidad de reactivos: si aumentamos la concentración del sustrato, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, porque el sistema quiere disminuir la concentración del reactivo agregado. Sin embargo, si aumentamos la concentración del producto, el sistema tenderá a disminuirla y el equilibrio se desplazará hacia la izquierda.
2. Cambio en la presión o el volumen: recuerde que la presión es inversamente proporcional al volumen, por lo que a medida que aumenta el volumen, la presión disminuye. Esto se aplica solo a las reacciones que involucran reactivos en forma gaseosa. La base es determinar cuántos moles de gases hay del lado de los reactivos y productos. Si solo hay un mol de gas en los productos y dos moles de gas en los reactivos, los reactivos ejercerán más presión. Si el volumen aumenta o la presión disminuye, el equilibrio de dicho sistema se desplazará hacia la izquierda.
3. Cambio de temperatura: el calor se puede tratar como uno de los reactivos. Por tanto, si consideramos una reacción exotérmica, al aumentar la temperatura, el sistema querrá disminuirla desplazando el equilibrio hacia la izquierda.