Leyes Ponderales y Estequiometría

Introducción

Las leyes ponderales son leyes experimentales que rigen el funcionamiento de las reacciones químicas ordinarias. Son cuatro:

• Ley de conservación de la masa (Lavoisier)
• Ley de las proporciones definidas (Proust)
• Ley de las proporciones múltiples (Dalton)
• Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes (Richter)

Ley de la Conservación de la Masa (Lavoisier, 1785)

«La suma de las masas de los reactivos debe ser igual a la suma de las masas de los productos».

Ley de las Proporciones Definidas o Constantes (Proust, 1799)

«Cada vez que dos elementos se unen para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en la misma proporción de masas».

Teoría Atómica de Dalton

1. Los elementos están constituidos por átomos, que son pequeñas partículas de materia, indivisibles e inalterables.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.
3. Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.
4. Los compuestos se forman por la unión de los átomos correspondientes, en una relación muy sencilla y constante.

«Según él: 1 átomo de H + 1 átomo de O -> 1 molécula de agua (HO)»

Ley de los Volúmenes de Combinación de Gay-Lussac

«Los volúmenes de los gases que se combinan en una reacción química obedecen a relaciones de números enteros sencillos, siempre que se encuentren en las mismas condiciones de presión y temperatura».

Agua: 1 volumen de O + 2 volúmenes de H -> 2 volúmenes de agua (en contra de lo que decía Dalton).

Ley de Avogadro

Para solucionar este problema, Avogadro crea el concepto de «moléculas» (no átomos aislados), que son combinaciones de dos o más de los anteriores.

«Un número determinado de moléculas de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura, ocupan siempre el mismo volumen».

En su honor se le dio el nombre al número de Avogadro.

Reacciones Químicas

Se entiende por reacción química el proceso mediante el cual una o varias sustancias con propiedades definidas, que denominaremos sustancias reaccionantes o reactivos, originan o se transforman en otras distintas con propiedades también definidas, que denominaremos productos de la reacción. Para que el proceso tenga lugar es necesario que se rompan algunos enlaces y se formen enlaces nuevos, por lo tanto, durante una reacción química siempre se produce una absorción o desprendimiento de energía.

Volumen Molar Normal (Gases)

22,4 litros = 1 mol de un gas en c.n. (0ºC y 1 atm).

Ecuación General de los Gases Perfectos

P·V = n·R·T

Concentración de Disoluciones

% Peso

(nº gramos soluto / nº ml disolución) · 100

% Volumen

(nº ml soluto / nº ml disolución) · 100

Gramos por Litro de Disolución

gramos/litros = nº gramos soluto / volumen (litros) disolución

Molaridad (M)

M = nº moles soluto / V (l) disolución = (nº gramos soluto / masa molecular) / V (l) disolución. Una disolución 1M, tiene 1 mol de soluto en 1 litro de disolución.

Normalidad (N)

N = (nº gramos soluto / masa molecular / valencia) / V (l) disolución. N = M · valencia

Molalidad (m)

m = nº moles soluto / kg disolvente = (nº gramos soluto / masa molecular) / kg disolvente

Fracción Molar (X)

Xsoluto = nº moles soluto / nº moles disolución (nº moles soluto + nº moles disolvente), Xdisolvente = nº moles disolvente / nº moles disolución

Dilución

nº moles antes diluir = nº moles después diluir -> M1·V1 = M2·V2 (Molaridad)

Composición Centesimal

1. Calcular Mmol compuesto.
2. Multiplicar la Mato de cada elemento por el nº de elementos que tengamos en el compuesto.
3. Calcular el %, para cada elemento, comparándola con la Mmol del compuesto.

Fórmulas Empírica y Molecular

1. Calcular el nº moles de cada átomo que tenemos en 100 g del compuesto. Para ello, dividimos el nº gramos por su Mato.
2. Calculamos el nº moles de átomos relativo dividiendo los resultados anteriores por el menor nº de moles que tengamos en el apartado anterior.
3. Para obtener la fórmula empírica, multiplicamos los resultados anteriores por un número, que nos permita expresar el nº de elementos con nº enteros.
4. Comparamos la Mmol de la fórmula empírica con la Mmol real de la molécula (p·v = n·r·t) y vemos cuantas veces se repite: Mmol F.empírica = Mmol Real.
5. Multiplicamos el nº, antes obtenido, por la F.empírica y obtendremos la F.molecular.

Clasificación de las Reacciones Químicas

Desde el Punto de Vista Energético

• Exotérmicas: aquellas que se producen con desprendimiento de calor hacia el exterior.
• Endotérmicas: aquellas que se producen con absorción de calor del entorno.

Atendiendo al Sentido de Reacción

• Reversibles: se pueden producir en los dos sentidos, es decir, de los reactivos obtengo los productos que se combinan entre ellos para transformarse nuevamente en reactivos. Reactivos <-> Productos.
• Irreversibles: se producen en un solo sentido. Una vez formados los productos no pueden convertirse nuevamente en reactivos: Reactivos -> Productos.