leyes ponderales

LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA
1ª.- LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier, 1787)
La suma de las masas de los productos reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.

Es decir, la masa se conserva , lo que nos permite afirmar que si, por ejemplo, 1 g de hidrógeno reacciona con 8 g de oxígeno, para formar agua , la masa de agua formada es de 9 g.

(Esta ley es la base de los cálculos estequiométricos de las reacciones químicas)
2ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS o CONSTANTES

(Proust, 1799)
Cuando dos o más elementos (o sustancias), se unen para formar una sustancia determinada, lo hacen siempre en proporciones fijas y determinadas.

Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno cuando se unen para formar agua, siempre reaccionan en la proporción de 1 g de hidrógeno con 8 g de oxígeno (o 2 g de hidrógeno con 16 de oxígeno; o 0,5 g de hidrógeno con 4 de oxígeno). Esta proporción no depende de la forma en que tenga lugar la reacción.
3ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS o DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (Richter, 1792).
Las masas de elementos diferentes, que se combinan con una misma masa de otro elemento, son las mismas son las mismas con las que se combinarían entre sí, si la reacción es posible, o son sus múltiplos o sus submúltiplos.

Por ejemplo, 1 g de oxígeno se combina con: 0,12 g de hidrógeno o con 2,50 g de calcio, o con 0,37 g de carbono, o con 4,43 g de cloro. Estas cantidades son las mismas con las que estos elementos se combinan entre sí cuando forman compuestos, es decir, cuando el hidrógeno y el calcio se combinan , lo harán en la proporción de 0,12 g de hidrógeno con 2,50 g de calcio; y cuando lo hagan el cloro y el calcio lo harán en la proporción de 4,43 g de cloro con 2,50 g de calcio.
4ª.- LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Dalton, 1803).
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, para formar varios compuestos, están en la relación de los números enteros y sencillos.

Por ejemplo: 1 g de oxígeno reacciona con 3,971 g de cobre para formar un óxido de cobre. Pero cambiando las condiciones de la reacción 1 g de cobre reacciona con 7,942 g de cobre. (No hay fallo de la ley de las proporciones definidas, puesto que se obtienen compuestos distintos). Dividamos las cantidades de cobre entre sí 7,942/3,971 = 2, es decir, están en la proporción 2:1 (números enteros y sencillos).
5ª.- LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (Gay-Lussac, 1808).
Los volúmenes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, están en una relación de números enteros y sencillos.

Por ejemplo:

1 litro de oxígeno reacciona con 2 litros de hidrógeno para obtener 2 litros de vapor de agua.

1 litro de nitrógeno reacciona con 3 litros de hidrógeno, obteniéndose 2 litros de amoníaco.

Esta ley solamente se puede aplicar a las reacciones entre sustancias en estado gaseoso.
6ª.- LEY DE AVOGADRO (1811).



A igualdad de presión y temperatura, volúmenes iguales de sustancias gaseosas con tiene el mismo número de moléculas.

Es decir, que en un litro de hidrógeno y en un litro de oxígeno, si se encuentran a la misma presión y temperatura, hay el mismo número de moléculas.

CONCEPTOS BÁSICOS

ÁTOMO

El patrón de medida de la masa de los átomos es la unidad de masa atómica (u), que se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono, es decir, al átomo de carbono se le asigna una masa de 12 u.

La equivalencia en unidades de masa del Sistema Internacional es

1 u = 1,66.10-27 kg

La masa atómica relativa de un átomo es el número de veces que contiene a la unidad de masa atómica .se representa por A. En lo sucesivo lo denominaremos masa atómica.

Masa molecular relativa es el número de veces que la masa de una molécula contiene a la unidad de masa atómica. La representamos por M
NÚMERO DE AVOGADRO: es el número de átomos ,o de moléculas, que hay en una cantidad de sustancia igual a su masa atómica, o su masa molecular, expresada en gramos .



Su valor es

NA = 6,023.1023

Ejemplos:

La masa atómica del azufre es 32, luego en 32 g de azufre hay 6,023.1023 átomos de azufre.

La masa molecular del agua (H2O) es 18, luego en 18 g de agua hay 6,023.1023 moléculas de agua.

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.

El núcleo:

es la zona central del átomo y tiene un volumen muy reducido, aproximadamente 1/100.000 del volumen del átomo. En él se encuentran unas partículas denominadas neutrones y protones.

neutrones: masa * 1 u sin carga eléctrica

protones: masa * 1 u carga eléctrica positiva

el número de protones que tiene el átomo en el núcleo es el Número atómico, y es igual al número de orden del elemento en el Sistema Periódico.Se representa por Z.
El número másico (A) es el número entero más próximo a la masa atómica y es igual a la suma del número de protones (Z) y en número de neutrones (N), o sea:

Z + N = A

La corteza:

Es la zona que rodea al núcleo y en ella se encuentran exclusivamente electrones, girando alrededor del núcleo y en capas de radio creciente. El número de electrones que, como máximo, puede haber en cada capa viene dado por la fórmula 2n2 , en la cual n es el número de orden de la capa. (en cursos superiores verás que n tiene otro significado más complejo). El número de electrones que hay en un átomo es igual al número de protones del núcleo, por lo tanto, igual al número atómico.

MOL

Es la cantidad de sustancia que contiene tantas especies químicas ( átomos, moléculas, iones....) como átomos de carbono hay en 0,012 kg de carbono-12.
A efectos prácticos, puede definirse como una cantidad se sustancia igual a la masa atómica o molecular expresada en gramos.

Por ejemplo: un mol de azufre (masa atómica 32) son 32 g

un mol de agua (masa molecular 18) son 18 g

Para calcular el número de moles de una cantidad de sustancia dividiremos su masa (expresada en gramos) por la masa molecular ( o la atómica , según el caso):

En lo sucesivo , n , representará en número de moles de una sustancia.

VOLUMEN MOLAR

De la ley de Avogadro, se deduce que un mismo número de moléculas de distintas sustancias gaseosas ocupa el mismo volumen, si la presión y la temperatura es la misma. Dado que un mol de cualquier sustancia tiene un número de moléculas igual al número de Avogadro, un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará el mismo volumen que un mol de cualquier otra sustancia gaseosa en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Se definen las condiciones normales (c.n.) cuando la temperatura es 0 ºC (273,15 K) y la presión 1 atm ( 760 mm Hg) . En estas condiciones 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa un volumen , denominado volumen molar, cuyo valor es

Vm = 22,414 litro/mol