Diferencia entre revisiones de «Ley de las proporciones múltiples»
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Esta ley afirma que cuando dos [[elemento]]s se combinan para originar diferentes [[compuesto]]s, 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.
Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros
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.
Esta '''Ley de Dalton''' establece que la presión total, <math>P_{tot}</math>, de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla, <math>P_{1},P_{2},\cdots,P_{n-1},P_n</math>.
:<math> P_{tot} = P_{1} + P_{2} +\cdots+ P_{n-1} + P_n= \sum_{i=1}^n P_i </math>
En el caso de tener [[gas ideal | gases ideales]], se podrá escribir:
:<math> P_{tot} = \sum_{i=1}^n P_i = \sum_{i=1}^n n_i \frac{R T}{V} </math>
Siendo <math>R</math> la [[constante de los gases ideales]], <math>T</math> la [[temperatura]], <math>V</math> el [[volumen]] y <math>n_i</math> el número de [[mol|moles]] del componente i de la mezcla. El número de moles de un componente de la mezcla <math>n_i</math> se define como el cociente entre la masa, <math>M_i</math>, de dicho componente y su masa molecular, <math>m_i</math>. En general, para una mezcla, el número de moles <math>n</math> total se puede obtener de la siguiente ecuación:
:<math> n = \frac{\sum_{i=1}^n M_i}{\sum_{i=1}^n \frac{M_i}{m_i}} </math>
== Ejemplo ==
<math>2(Ag_{2}O) = Ag_{4}+O_{2}</math>
<math>Ag= 0.92682 g</math><br />
<math>O= 0.0716 g</math>
<math>Ag=93.11%</math><br />
<math>O = 6.89%</math>
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