A lo largo del Siglo XVIII se establecen las primeras medidas precisas de masas y volúmenes que llevan al enunciado de las leyes ponderales.
Ley de Conservación de la Masa
Lavoisier, estudió la combustión de numerosas sustancias, entre ellas, el estaño. Averiguó que el calcinado que quedaba después de la combustión en presencia de aire, pesaba más que el estaño original. Pero al comprobar el conjunto (metal y recipiente de aire), observó que pesaba igual antes que tras la reacción.
Mediante esta experiencia, se establece la Ley de Lavoisier:
En una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción.
Esta ley se justifica desde la teoría atómica, ya que los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, sólo se rompen enlaces y los átomos se unen de otra forma.
Ley de las Proporciones Definidas de Proust
Proust realiza importantes experimentos para saber en qué proporción exacta reaccionaban las sustancias. Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masa constante.
EJERCICIOS
Ley de Lavoisier y Ley de Proust
1. Si 24g de Magnesio se combinan exactamente con 6g de oxígeno para formar Óxido de Magnesio:
a) ¿Cuántos gramos de óxido se habrán formado?
b) A partir de 6g de Magnesio ¿Cuántos gramos de oxígeno se combinarán?
2. Cuando 1,5g de magnesio se combinan con oxígeno, se obtienen 2,49g de óxido correspondiente. Determina:
a) ¿Qué masa de oxígeno se ha combinado con el magnesio?
b) ¿Qué masa de magnesio podría combinarse con 10g de Oxígeno?
3. Se colocan 6g de azufre y 10,5 g de hierro en un crisol y se calientan fuertemente. Las sustancias reaccionan por completo y se consumen. ¿Cuál es la proporción constante?
4. Se hacen reaccionar 6g de azufre y 6g de hierro. ¿Se obtendrán 12g de producto? ¿La Ley de Lavoisier se cumple? ¿De qué reactivo sobrará?
5. Se hacen reaccionar 7,5 g de azufre y hierro en exceso ¿Qué cantidad de Sulfuro de Hierro se formará?
6. Hacemos pasar una corriente de Oxígeno a través de 11g de Cobre en polvo y se forman 13,77g de Óxido de cobre ¿Cuáles de las siguientes proporciones son imposibles y por qué?
a) 11g de Cu + 3,77g de O --> 13,77 g de CuO
b) 4g de Cu + 1g de O --> 5g de CuO
c) 6g de Cu + 2,5g de O --> 8,5g de CuO
d) 6,35g de Cu + 1,6g de O --> 7,95g de CuO
El Comportamiento de los Gases en las Reacciones Químicas
Existen otras leyes voluméricas que establecen la relación que existe entre los volúmenes de los gases que intervienen en un proceso.
Su importante contribución a la Química se la debemos a Gay - Loussac y Avogadro.
Ley de los Volúmenes de Combinación
Gay Loussac estudió muchas reacciones entre gases, comprobando que los volúmenes de reactivos y de productos también mantenían entre sí relaciones fijas, guiadas por números sencillos.
Gay Loussac enunció la Ley de los Volúmenes aproximadamente cuando Dalton estableció su teoría atómica.
La ley de Gay Loussac dice así;
En las reacciones entre gases, los volúmenes de reactivos y productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí relaciones numéricas sencillas.
Sin embargo, los resultados experimentales de Gay Loussac no podían explicarse si se representan los gases conforme al modelo propuesto por Dalton, a lo que Avogadro puso solución introduciendo el concepto de molécula como agregado de varios átomos.
La Hipótesis de Avogadro
Para explicar las relaciones volumétricas entre reactivos y productos, el italiano propuso su hipótesis, donde por primera vez aparece el nombre de molécula.
Los elementos gaseosos están constituidos por partículas que pueden ser átomos individuales o moléculas, formadas por dos o más átomos. Volúmenes iguales de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.El Concepto de Mol
La hipótesis de Avogadro permitió establecer una escala de masas atómicas a partir de un patrón de medida:
- La Masa atómica de un elemento es la masa de un átomo expresada en unidades de masa atómica [u]. Por ejemplo, la masa de 1 átomo de C es:
12u = 12·1,66 ·10^-24g = 1,99 · 10^-23
- La Masa molecular es la masa de una molécula expresada en u. Por ejemplo, la masa de 1 molécula de CO2 es:
44u = 44· 1,66 · 10^-24 g = 7,30· 10^-23g
Con estas cifras tan pequeñas es complicado trabajar en el laboratorio, por lo que se utiliza el mismo número que expresa las masas atómicas o moleculares, pero en gramos.
Hasta 1865 no fue posible conocer el número de átomos de carbono que hay que tomar para conseguir 12g de carbono. Hoy se acepta el valor 6,022 · 10^23 y se conoce como número de Avogadro N.
- Un Mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022 · 10^23 partículas de la misma (moléculas, átomos, iones, etc,). Los moles de distintas sustancias contienen el mismo número de unidades elementales, pero equivalen a distintas cantidades en gramos.
- La Masa molar (Masa de un Mol) de cualquier sustancia equivale a su masa atómica o molecular expresada en gramos.
EJERCICIOS
1. ¿Cuántos moles y cuántas moléculas de agua hay en 500 g de agua?
2. Calcula la masa de un billón de átomos de oro.
3. La fórmula del ácido ascórbico (Vitamina C) es C6H8O6 ¿Cuántos moles y cuántas moléculas habrá en 10g de Vitamina C? ¿Cuántos átomos de hidrógeno se pueden obtener?
4. Completa la tabla siguiente:
Cálculos de Masas en las reacciones Químicas
El concepto de mol permite utilizar a escala macroscópica la información contenida en una ecuación química ajustada. Ajustar una ecuación es conseguir que los miembros de la misma tengan el mismo número de átomos de cada elemento. Por ejemplo:
Al duplicar la presión sobre una muestra de gas a T constante, su volumen se reduce a la mitad. La gráfica del volumen de un gas frente a la inversa de su presión es una linea recta. El volumen V es proporcional al valor inverso de la presión p.
Ley de Charles y Gay Loussac
Al duplicar la temperatura de un gas a p constante, su volumen se duplica. La gráfica del volumen de un gas frente a la temperatura es una línea recta. El volumen V es proporcional al valor de la temperatura.
Avogadro
2. Calcula la masa de un billón de átomos de oro.
3. La fórmula del ácido ascórbico (Vitamina C) es C6H8O6 ¿Cuántos moles y cuántas moléculas habrá en 10g de Vitamina C? ¿Cuántos átomos de hidrógeno se pueden obtener?
4. Completa la tabla siguiente:
5. Calcula las masas moleculares de las siguientes sustancias:
a) C2H2
b) C6H6
c) CaSO4
d) Ba(OH)2
e) CsCl
f) Br2S
6. Calcular:
a) El número de moles y de moléculas que hay en 204,1g de una sustancia cuya masa molecular es 774,5.
b) El número de moleculas y la masa que hay en 7 moles de una sustancia cuya masa molecular es de 643,5.
c) El número de moles y de moléculas que hay en 547,4g de una sustancia cuya masa molecular es de 841,1.
El concepto de mol permite utilizar a escala macroscópica la información contenida en una ecuación química ajustada. Ajustar una ecuación es conseguir que los miembros de la misma tengan el mismo número de átomos de cada elemento. Por ejemplo:
EJERCICIOS
1. Si se coloca una tira de 2,6 g de Cinc metálico en una disolución acuosa de nitrato de plata se produce la siguiente reacción:
Zn + 2AgNO3 --> 2Ag + Zn (NO3)2
¿Qué cantidad de plata se obtiene?
Calcula la cantidad de Nitrato de plata que se consume.
2. A partir de la cantidad de Zn (NO3)2 obtenida, verifica que se cumple la ley de conservación de la masa.
3. Se echan 50g de Carburo de calcio sobre agua y se obtiene acetileno (C2H2) según el siguiente proceso: CaC2 + H2O ---> Ca (OH)2 + C2H2
a) ¿Qué cantidad máxima se puede lograr?
b) Si se han obtenido 16 g ¿Cuál fue su rendimiento?
Reacciones con Reactivo Limitante
Para realizar los cálculos químicos con una ecuación ajustada basta un solo dato, ya que a partir de él, todos los reactivos se gastan o se producen con las proporciones definidas por los coeficientes de la ecuación.
Un reactivo limitante es aquel que determina la máxima cantidad de producto que puede formarse. El reactivo limitante se consume por completo e impide y limita la continuidad del proceso.
EJERCICIOS
1. Se ponen en un recipiente cerrado 12 moles de propano y 50 moles de oxígeno, provocando su combustión. Identifica el reactivo limitante y calcula la masa de agua formada.
2. A partir de los datos del ejercicio anterior:
a) Calcula la masa de propano que sobra. ¿Puede utilizarse otro dato, que no sean los 50 moles de O2, para hallar la masa del agua formada?
b) Identifica el rectivo limitante cuando reccionan 40g de propano con 170g de oxígeno.
3. Al quemar 10 moles de aluminio en presencia de 10 moles de oxígeno se obtiene alúmina (Al2O3):
a) Escribe y ajusta la ecuación del proceso. ¿Habrá oxígeno suficiente?
b) Identifica el reactivo limitante y calcula la cantidad de reactivo sobrante y la masa de alúmina formada.
La Ecuación de los Gases ideales
El estado gaseoso fue el primer estado de la materia estudiado científicamente. Los experimentos realizados por Boyle, Charles, Gay Loussac y Avogadro demostraron la relación entre la presión p, el volumen V y la temperatura T de una masa fija de gas.
Ley de Boyle
Al duplicar la presión sobre una muestra de gas a T constante, su volumen se reduce a la mitad. La gráfica del volumen de un gas frente a la inversa de su presión es una linea recta. El volumen V es proporcional al valor inverso de la presión p.
Ley de Charles y Gay Loussac
Al duplicar la temperatura de un gas a p constante, su volumen se duplica. La gráfica del volumen de un gas frente a la temperatura es una línea recta. El volumen V es proporcional al valor de la temperatura.
Avogadro
Esta hipótesis establece que el volumen de un gas es proporcional al número de moles, n, del mismo.
La combinación de estas tres relaciones en una sola da:
EJERCICIOS
1. Halla el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura: p= 1atm y T= 273
2. Halla el volumen que ocupan 100g de vapor de agua medidos a presión atmosférica y 100ºC.
3. Una cantidad de gas ocupa 5L a 3 atm de presión ¿Qué volumen ocupará a 5 atm si no cambia 7?
4. ¿Qué densidad tiene el nitrógeno N2 en condiciones normales? ¿Y el butano C4H10?¿En caso de un escape de butano, este se posará en el suelo o cerca del techo?
5. Se dan a continuación los volúmenes molares (en L/mol) de un gas normal ideal a distintas presiones y temperatura. Completa los huecos que faltan.
6. Ley Fundamental de los gases. Completa la tabla:
Cálculos con gases
Cuando en una reacción química intervienen gases, los datos relacionados con reactivos y productos pueden venir dados en masa o en volúmenes.
Cuando los datos están dados en volumen usamos el siguiente esquema de resolución:
- Litros de sustancia A se usa el volumen molar o V = nRT y se consiguen los moles de la sustancia.
- Para pasar los moles a litros se usa pV= nRT.
