quimica ley de proporciones multiples iii ing

QUIMICA
LEY DE PROPORCIONES MULTIPLES
ALEJANDRO PROAÑO
CARLOS RAMIREZ
MARCO COLLAHUAZO
2015.03.21
III ING. INDUSTRIAL
1. INTRODUCCION
En la presente investigación se explicará la teoría, el desarrollo y las aplicaciones de la Ley de Proporciones
Múltiples; así como la biografía de su descubridor el Prof. John Dalton.
2. JOHN DALTON
John Dalton en septiembre de 1766 en Eaglesfield, Cumberland, Inglaterra. En el seno de una familia humilde.
Dalton fue enviado a una escuela cuáquera donde aprendió matemática y destacó lo suficiente para que, a la
edad de 12 años, pudo contribuir con la economía familiar dando clases a otros niños, primero en su casa y
después en el templo cuáquero. Los ingresos eran modestos por lo que se dedicó a trabajos agrícolas hasta
que en 1781 se asoció con su hermano Jonathan, que ayudaba a uno de sus primos a llevar una escuela
cuáquera en la cercana Kendal.1
Alrededor de 1790 Dalton consideró la posibilidad de estudiar derecho o medicina, pero no encontró apoyo
de su familia para sus proyectos por lo que permaneció en Kendal hasta que en la primavera de 1793 se
trasladó a Mánchester. Gracias a la influencia de John Gough, un filósofo ciego y erudito a cuya instrucción
informal Dalton debía en gran parte sus conocimientos científicos, fue nombrado profesor de Matemáticas y
Filosofía Natural en la Nueva Escuela de Mánchester, una academia de disidentes religiosos. Conservó el
puesto hasta 1800, cuando la cada vez peor situación financiera de la academia lo obligó a renunciar a su
cargo y comenzar una nueva carrera en Mánchester como profesor particular.
En su juventud Dalton estuvo muy influenciado por un prominente cuáquero de Eaglesfield llamado Elihu
Robinson, competente meteorólogo además de fabricante de instrumental, que fue quien despertó su interés
por las Matemáticas y la Meteorología. Durante sus años en Kendal, Dalton colaboró en el almanaque
Gentlemen's and Ladies' Diaries remitiendo soluciones a problemas y preguntas y en 1787, comenzó a
redactar un diario meteorológico en el que, durante los siguientes 57 años, anotó más de 200,000
observaciones. En esta época también redescubrió la teoría de circulación atmosférica ahora conocida como
la célula de Hadley. La primera publicación de Dalton fue Observaciones y ensayos meteorológicos (1793),
que contenía los gérmenes de varios de sus descubrimientos posteriores, aunque a pesar de ello y de la
originalidad de su tratamiento recibió escasa atención por parte de otros estudiosos. Una segunda obra de
Dalton, Elementos de la gramática inglesa, se publicó en 1802.
3. LEY DE PROPORCIONES MULTIPLES
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.
Fue demostrada en la práctica por el químico francés Gay-Lussac.
Esta ley ponderal, fue la última en enunciarse. Dalton observó y estudió un fenómeno del que Proust (el
químico que enunció la ley de las proporciones constantes) no se había percatado, y es que algunos
elementos se combinan entre sí en distintas proporciones para originar compuestos distintos, debido a lo que
hoy se conoce como los diferentes estados de oxidación de un elemento, que es lo que le permite combinarse
en diferentes proporciones con otro elemento. Lo que Dalton observó es que estas diferentes proporciones
guardan una relación entre sí.
Por ejemplo, el cobre y el oxígeno pueden combinarse para formar dos óxidos de cobre distintos: el CuO y el
Cu2O. En el caso del primer compuesto, 3,973 gramos de cobre se combinan con un gramo de oxígeno. En
el segundo caso, 7,945 gramos de cobre se unen a cada gramo de oxígeno. Si hacemos la relación
7,945/3,973, obtenemos un número entero sencillo (el 2), tal como predijo Dalton.
4. APLICACIONES
El cloro y el oxígeno pueden formar cuatro compuestos distintos, dependiendo del estado de oxidación en
que se encuentre el cloro. Si tomamos 100 gramos de cada uno de estos compuestos, se cumple que:
1. Para el primer compuesto, Cl2O, 81,39 gramos de cloro se unen a 18,61 gramos de oxígeno.
2. Para el segundo compuesto, Cl2O3, 59,32 gramos de cloro se unen a 40,48 gramos de oxígeno
3. Para el tercer compuesto posible, Cl2O5, 46,67 gramos corresponden al cloro, y 53,33 al oxígeno.
4. Y para el cuarto y último compuesto, Cl2O7, 38,46 gramos corresponden a cloro y 61,54 al oxígeno.
Entonces, hallamos la relación ponderal entre gramos de oxígeno y gramos de cloro, para ver en los distintos
compuestos la cantidad de oxígeno por gramo de cloro.
Para el primer compuesto, esta relación corresponde a 18,61 / 81.39 = 0,2287 gr de oxígeno por gr de cloro;
Para el segundo compuesto, la relación es la siguiente: 40,68 / 59,32 = 0,6858 gr de oxígeno por gr de cloro;
Para el tercer compuesto: 53,33 / 46,67 = 1,1427 gr de oxígeno por gr de cloro;
Para el último compuesto la relación es 61,54 / 38,46 = 1,6001 gr de oxígeno por gr de cloro
Si tomamos la proporción menor, que es 0,2287 gramos de oxígeno por gramo de cloro, y dividimos las
restantes proporciones entre ésta, obtenemos números enteros sencillos: 3, 5, y 7, pudiéndose verificar la ley
de las proporciones múltiples enunciada por Dalton.
5. LEY DE DALTON (APLICADO A GASES)
5.1 OBJETIVOS:

Conocer a que hace referencia la Ley de Dalton

Conocer los fundamentos científicos de las Leyes de Dalton

Desarrollar habilidades para resolución de problemas que involucran la ley de los gases
5.2 INTRODUCCIÓN
Dalton presentaba un estudio experimental de las propiedades físicas del aire y entre sus conclusiones
afirmaba que el agua que se evapora existía en el aire como un gas independiente y que esto se podía explicar
si tanto el aire como el agua estuviesen constituidas por partículas discretas, entendiendo la evaporación
como un proceso de mezcla de ambos tipos de partículas.
En el curso de esta investigación, realizó una serie de experimentos con mezcla de gases para determinar
cómo afectaban la propiedad de los gases individuales a las propiedades del conjunto y descubrió dicha ley
que se la conoce como la ley de Dalton.
5.3 DESARROLLO
Presión parcial de gases
O
Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la
suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo
el volumen de la mezcla, sin variar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos
determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla.
La presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la
componen.
P total = P1 + P2…
Ley de los Gases Ideales
O
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.
O
La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal.
Ecuación general:
La constante depende de la cantidad de gas
Para 1 mol
Se escribe de la siguiente manera:
P.V=n.R.T
Para n moles

= Presión absoluta

= Volumen

= Moles de gas

= Constante universal de los gases ideales

= Temperatura absoluta
IV EJERCICIOS:
Ejercicio1
O
Un compuesto gaseoso contiene el 40% de cloro, el 35% de oxígeno y el 25% de carbono. Calcular
la presión parcial de cada gas a la presión total de 760 mm Hg.
Ejercicio 2
O
Determinar el volumen que ocupan 4 moles de Oxígeno (O2), considerando como un gas ideal a 2
atm y 27 °C.
6. ANEXOS
-
Hoja de Cálculo para ejercicios
-
Presentación
7. BIBLIOGRAFIA

Sánchez, J. C. (2012). Los métodos de investigación. Ediciones Díaz de Santos.

Rios, L. G. (2007). Gases ideales: Procesos psicrométricos. Scientia et Technica, 1(37).

Padilla, K., Furió-Más, C., & Azcona, R. (2005). Las visiones deformadas de la ciencia en la
enseñanza universitaria de los conceptos de cantidad de sustancia y mol. In Enseñanza de las
ciencias (pp. 0001-5).

Ovalle Garzón, H. Una aproximación a la enseñanza del concepto de cantidad de sustancia (Doctoral
dissertation, Universidad Nacional de Colombia).

VARGAS, E. F. INTRODUCCION A LA QUIMICA.

http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_las_proporciones_m%C3%BAltiples

http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/ley-de-las-proporciones-multiples