La química es el estudio de la transformación de la materia de una forma a otra. Estas transformaciones son causadas frecuentemente por la interacción de dos tipos diferentes de materia. Ciertas reglas fundamentales gobiernan la combinación de diferentes elementos para formar compuestos. Estas reglas se conocen como la ley de combinación química.
Cuando la materia reacciona o se combina con otra materia en una reacción química, cambia sus formas, propiedades y características. En las reacciones químicas, las leyes de combinación química gobiernan la relación entre materia, energía y transformación. Las combinaciones químicas de los elementos se rigen por cinco leyes básicas de combinación química:
Ley de Conservación de la masa
Antoine Lavoisier desarrolló esta ley en 1789. De acuerdo con la ley, ‘la masa no puede crearse ni destruirse en una reacción química’.
Esta ley establece que siempre que la materia sufre un cambio químico o físico en un sistema cerrado, la masa total de la materia que reacciona (reactivos) es exactamente igual a la masa total de los productos de reacción. Debido a que no se permite que salgan productos o reactivos del sistema, no hay pérdida de sustancia y se conserva la masa.
Ejemplo: Echa un vistazo a la formación de una molécula de agua. Una molécula de agua se forma cuando el hidrógeno y el oxígeno se combinan.
En el ejemplo anterior, 2 moléculas de hidrógeno se combinan con 1 molécula de oxígeno para formar 2 moléculas de agua.
Las masas de H es 1 unidad y O es 16 unidades.
Masa de 2 moléculas de Hidrógeno (2H 2 ) : 4 unidad.
Masa de 1 molécula de Oxígeno (O 2 ) : 32 unidad.
Masa de 2 moléculas de agua (2H 2 O) : 36 unidad.
2H 2 + O 2 ———> 2H 2 O
4 unidad 32 unidad 36 unidad
La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos en este caso. Además, el número de átomos de hidrógeno y oxígeno en los lados de los reactivos y los productos es igual.
Ley de las proporciones definidas
En 1799, Joseph Louis Proust desarrolló y probó esta ley. De acuerdo con la ley, ‘los elementos están siempre presentes en proporciones definidas por masa en una sustancia química’.
Cuando se rompe un compuesto, las masas de los elementos que lo constituyen permanecen en la misma proporción, según la ley de las proporciones constantes. Alternativamente, en un compuesto químico, los elementos siempre están presentes en proporciones de masa definidas. En términos simples, la composición porcentual de elementos por peso en un compuesto dado siempre será la misma independientemente de su fuente, origen o cantidad.
Ejemplo: Considere las diferentes moléculas de Rusts de Nitrógeno.
En el ejemplo anterior de rusts de nitrógeno, si tomamos cualquier cantidad de oxígeno y nitrógeno en la muestra, la proporción de NO formado siempre será de 1:1. De manera similar, la proporción de NO 2 , N 2 O y N 2 O 2 será de 1:2, 2:1 y 2:2 respectivamente. Esto está garantizado por la ley de proporciones definidas.
Ley de las proporciones múltiples
Dalton emitió esta ley en el año 1803. Esta ley establece que ‘si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, sus masas en la reacción están en la proporción de pequeños números enteros.’
Según la ley de las proporciones múltiples, cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa de un elemento combinada con una masa fija del otro elemento siempre serán proporciones de números enteros.
Ejemplo:
El carbono y el oxígeno se combinan para formar dos compuestos distintos (bajo diferentes circunstancias). El primero es el gas más común, CO 2 (dirust de carbono), y el segundo es CO (monrust de carbono).
Lo sabemos,
La masa de Carbono es 12g.
La masa de oxígeno es de 16 g.
Como resultado, 12 g de carbono se combinan con 32 g de oxígeno para formar CO 2 .
Asimismo, 12 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para formar CO.
Como resultado, la proporción de oxígeno en el primer y segundo compuesto es 2:1 = 32/16 = 2 (número entero).
Ley de los volúmenes gaseosos de Gay Lussac
Gay Lussac promulgó esta ley basándose en sus observaciones en 1808. Esta ley establece que “cuando los gases se producen o se combinan en una reacción química, lo hacen en una relación de volumen simple siempre que todos los gases estén a la misma temperatura y presión”.
Esta ley se considera como un tipo diferente de ley de proporciones definidas. La diferencia entre estas dos leyes de combinación química es que la Ley de Gay Lussac se establece en términos de volumen, mientras que la ley de proporciones definidas se establece en términos de masa.
Ejemplo:
En el ejemplo anterior, 2 volúmenes de H 2 combinan 1 volumen de O 2 para formar 2 volúmenes de H 2 O.
H 2 (g) + O 2 (g) ——–> 2H 2 O (g)
Ley de Avogadro
En 1811, Avogadro propuso esta ley. Según esta ley, ‘el mismo volumen de todos los gases contiene el mismo número de moléculas en las mismas condiciones de temperatura y presión’. Esto significa que dos litros de hidrógeno tienen el mismo número de moléculas que dos litros de oxígeno a la misma temperatura y presión.
Ejemplo:
Volúmenes equivalentes de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas a la misma temperatura y presión. En el ejemplo anterior, CL 2 y H₂ tienen 1 volumen cada uno se combina para formar 2 volúmenes de HCL.
Aquí,
El mol es una unidad de medida de sustancia. 1 mol de sustancia contiene 6,02214076×10²³ partículas.
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Artículo escrito por naimishsahu08 y traducido por Barcelona Geeks. The original can be accessed here. Licence: CCBY-SA