Universidad Técnica Estatal de

Quevedo Facultad de ciencias de la Ingeniería

Escuela de Ingeniería Mecánica

Tema:

Ley de la conservación de la materia o ley de Lavoisier

Y

Reacciones combinadas

Autores:

Aguayo Litardo Juan.

Burgos Alcívar Johnny. BuenañoSornoza José. Carranza Freire Luis. Cedeño Barrera José. Franco Morán Limbér. Morán Avilés Gloria.

Ordoñez Carranza Kevin. Peñafiel Soledispa Johnny.

Sánchez Cruz Edison. Suárez Muñoz Luis.

Docente: Ing. Azucena Bernal

QUEVEDO - ECUADOR

2013 – 2014

ÍNDICE

1. Introducción…………………………………………………………..……… 1

2. Historia de la ley de la conservación de la materia……..…….…….…... 2

3. Ley de la conservación de la materia………………………....………..… 3

4. Reacciones de combinación o síntesis………….…………………...…… 5

5.Factores que afectan la velocidad de reacción………………....………... 8

6. Bibliografía………………………….......…………………………………….11

Introducción

La Química es una ciencia que estudia tanto la composición, estructura y

propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las

reacciones químicas y su relación con la energía.

En las ciencias naturales hace que sea considerada una de las ciencias

básicas. La química es de gran importancia en muchos campos del

conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la farmacia, la

medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.

Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas

fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas

(núcleos atómicos, átomos y moléculas) o estructuras microscópicas como

cristales y superficies.

En la mayor parte de las reacciones químicas hay flujo de energía entre el

sistema y su campo de influencia, por lo cual puede extenderse la definición de

reacción química e involucrar la energía cinética (calor) como un reactivo o

producto.

Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales

divisiones son: bioquímica, fisicoquímica, química analítica, química inorgánica,

química orgánica

Por ello en este documento demostraremos ciertos tipos de reacciones

químicas que se producen al relacionar ciertos compuestos en estados

determinados, en nuestro entorno.

HISTORIA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de

Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias

naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y

por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción

química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida

de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos». Una salvedad

que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en

las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de

masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley

es fundamental para una adecuada comprensión de la química.

Los ensayos preliminares hechos por Robert Boyle en 1673 parecían indicar lo

contrario: pesada meticulosa de varios metales antes y después de su

oxidación mostraba un notable aumento de peso. Estos experimentos, por

supuesto, se llevaban a cabo en recipientes abiertos.

La combustión, uno de los grandes problemas que tuvo la química del siglo

XVIII, despertó el interés de Antoine Lavoisier porque éste trabajaba en un

ensayo sobre la mejora de las técnicas del alumbrado público de París.

Comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes

cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de

calcinado hasta un momento determinado del calentamiento, el resultado era

igual a la masa antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado masa

al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la

misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró

que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del

misterioso flogisto, sino la ganancia de algún material: una parte de aire. La

experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto

que si tenemos en cuenta todas las sustancias que forman parte en una

reacción química y todos los productos formados, nunca varía la masa.

LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA

Esta es la ley de la conservación de la masa, que podemos enunciarla, pues, de la

siguiente manera: "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 decir que, “La

materia no se crea ni se destruye únicamente se transforma”.

Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no se conocía

el átomo, pero con los conocimientos actuales es obvio: puesto que en la

reacción química no aparecen ni destruyen átomos, sino que sólo se forman o

rompen enlaces (hay un reordenamiento de átomos), la masa no puede variar.

"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"

Ley de las proporciones constantes

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es

una de las leyes estequiométricas, según la cual cuando se combinan dos o

más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una

relación de masas constantes. Fue enunciada por Louis Proust, basándose en

experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo tanto también se

conoce como Ley de Proust.

Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los

elementos que los forman es constante. En términos más modernos de

la fórmula molecular, esta ley implica que siempre se van a poder asignar

subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de

compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados

bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los

elementos puede variar continuamente entre ciertos límites.

Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son

propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley. Se le

llama materia a todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. En

la mayoría de los casos, la materia se puede percibir o medir mediante distintos

métodos de química analítica.

Ley de las proporciones múltiples

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1808 por el

físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes

estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico

francés Louis Joseph Gay-Lussac.

«Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, la

masa de uno de ellos, se une a una masa fija del otro, tienen como relación

números enteros y sencillos».

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar

distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes

cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como

producto los compuestos, 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.

Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un

79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a

3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945

gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas

cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los

compuestos derivados de la teoría atómica.

REACCIONES DE COMBINACION O SINTESIS

En este tipo de reacciones, se combinan dos o más sustancias que pueden ser

elementos o compuestos para formar un producto. Las reacciones de este tipo

se clasifican como de combinación o síntesis, y se representan de forma

generalentre las reacciones de combinación tenemos las siguientes

posibilidades:

Metal + no metal compuesto binario (óxido, sulfuro o haluro)

Para los metales de los grupos IA, IIA y también para el aluminio, zinc y plata,

siempre podemos predecir el producto que han de formar. Para otros metales

que tienen estado de oxidación variable, el producto final depende de las

condiciones de reacción, pero generalmente se necesita más información para

predecir el producto. Considere el siguiente ejemplo:

Esta reacción es muy exotérmica, es decir que libera bastante energía. En el

recipiente se ha agregado arena para absorber el calor y, finalmente, unas

gotas de agua para acelerar la reacción química.

Otro ejemplo de este tipo de reacción química, es la reacción entre aluminio

metálico con bromo líquido para producir cloruro de aluminio sólido según la

siguiente ecuación:

No metal + oxígeno óxido de no metal

En general, hay una variedad de productos que pueden formarse en reacciones

de este tipo. Por ejemplo cuando el carbono se combina con el oxígeno, si la

cantidad de oxígeno presente es limitada, el producto es monóxido de carbono

(CO); si hay un exceso de oxígeno, el producto es dióxido de carbono (CO2),

como se puede observar en las siguientes ecuaciones:

Oxido de metal + agua hidróxido de metal

Por ejemplo, el óxido de calcio (CaO) se combina con el agua para formar

hidróxido de calcio de acuerdo a la siguiente ecuación:

La fórmula del hidróxido formado está determinada por el conocimiento del

número de oxidación del metal y la carga del ion hidroxilo (OH-). Si el metal

presenta más de un estado de oxidación el estado de oxidación en el hidróxido

es siempre igual al que tenía el óxido. Por ejemplo, el óxido de hierro (III) forma

el hidróxido de hierro (III). Debido a la formación del hidróxido del metal o base,

a partir del óxido de metal en agua, el óxido del metal es algunas veces

llamado óxido básico.

Oxido de metal + agua oxácido

Los óxidos de no metales reaccionan con agua para formar oxácidos. Por esta

razón son frecuentemente llamados óxidos ácidos. Ejemplo, el dióxido de

azufre reacciona con agua para formar ácido sulfuroso según la siguiente

ecuación:

El dióxido de azufre, SO2 puede ser oxidado en el aire para formar SO3.

Cuando éste se combina con el agua, se produce ácido sulfúrico.

Oxido de metal + óxido de no metal sal

Estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización.

Puesto que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal

es un anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente

un tipo de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en

reacciones de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal

formaría es estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si

estuviera en agua. Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base

se determina el producto. Por ejemplo:

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION

Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración,

como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de

colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes,

la frecuencia de colisión también se incrementa.

Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy

significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a

incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase

condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace

importante cuando la presión es muy alta.

Orden: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o

presión) a la velocidad de reacción.

Solvente: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades

del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene

efecto en la velocidad de reacción.

Radiación electromagnética e intensidad de luz: La radiación

electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la

velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de

más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es

almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede

romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o

vibraciones, etc.), creando especies intermediarias que reaccionan

fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más

energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando

el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de

reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada

bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.

Un catalizador: La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de

reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una

trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo,

el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura

ambiente.

Isótopos: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de reacción

diferente para la misma molécula si tiene isótopos diferentes, generalmente

isótopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el hidrógeno y

el deuterio.

Superficie de contacto: En reacciones en superficies, que se dan por

ejemplo durante catálisis heterogénea, la velocidad de reacción aumenta

cuando el área de la superficie de contacto aumenta. Esto es debido al

hecho de que más partículas del sólido están expuestas y pueden ser

alcanzadas por moléculas reactantes.

Mezclado: El mezclado puede tener un efecto fuerte en la velocidad de

reacción para las reacciones en fase homogénea y heterogénea.

BIBLIOGRFIA

Didáctica de Química inorgánica ------ primera edición ------ autor: ing.

Ramón vera Navarrete

http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_conservaci%C3%B3n_de_la_materia

http://medicina.usac.edu.gt/quimica/reacciones/Reacciones_de_combina

ci_n_o_s_ntesis.htm