Conceptos Fundamentales de Química
1. Leyes de las Combinaciones Químicas
Al combinarse varios elementos o compuestos para dar otros distintos, no lo hacen al azar, sino que siguen unas leyes que relacionan las masas o los volúmenes de las sustancias que intervienen en la transformación química.
Si las leyes determinan la relación de masa, se denominan leyes ponderales. Si determinan la relación de volúmenes, leyes volumétricas.
1.1. Leyes Ponderales
a) Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier, 1789)
La masa de las sustancias reaccionantes que intervienen en una transformación química ha de ser igual que la masa de los productos resultantes de la reacción.
b) Ley de las Proporciones Definidas (Proust, 1804)
Cuando dos elementos se unen para dar un compuesto, lo hacen siempre en la misma proporción.
c) Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton, 1804)
Cuando dos elementos forman distintos compuestos, las masas diferentes de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro guardan una relación de números enteros sencillos.
1.2. Teoría Atómica de Dalton
Para poder explicar las leyes ponderales, Dalton publicó en 1808 su teoría atómica, la cual se basa en los siguientes postulados:
- Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales indivisibles e indeformables.
- Los átomos de un mismo elemento poseen idéntica masa e idénticas propiedades.
- Los átomos de distintos elementos difieren en su masa y en sus propiedades.
- Cuando átomos de diferentes elementos se unen para formar un compuesto, lo hacen en una relación numérica sencilla. El compuesto formado está constituido por «átomos» idénticos entre sí.
1.3. Leyes Volumétricas
a) Ley de los Volúmenes de Combinación de Gases (Gay-Lussac, 1808)
En una reacción química entre gases que están en las mismas condiciones de presión y temperatura, sus volúmenes están relacionados por números enteros sencillos.
b) Hipótesis de Avogadro (1811)
La teoría atómica de Dalton no podía explicar la ley de los volúmenes de combinación. Por ello, Avogadro postuló:
- Las últimas partículas de los gases no son átomos, sino agregados de átomos a los que llamó moléculas.
- Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas (Hipótesis de Avogadro).
Al combinarse dos gases, sus moléculas se rompen en sus átomos, los cuales se reordenan de forma diferente, originando sustancias gaseosas distintas.
2. Concepto de Mol
Masa atómica: La masa atómica de un elemento es el número de veces que la masa de uno de sus átomos contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12, a la cual se considera unidad de masa atómica.
Masa molecular: La masa molecular de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los átomos que lo componen.
Mol: Es la cantidad de sustancia que tiene el mismo número de unidades elementales que átomos hay en 12 gramos de C-12. Este número es 6,023 · 1023 y recibe el nombre de número de Avogadro.
a) Ley de Boyle
Para una determinada masa de un gas a temperatura constante, el volumen y la presión son magnitudes inversamente proporcionales.
cuando la temperatura permanece constante.
b) Leyes de Charles y Gay-Lussac
El volumen de una masa de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta si la presión se mantiene constante.
La presión de una cierta masa de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta cuando el volumen es constante.
d) Ley de Dalton de las Presiones Parciales
Presión parcial de un gas es la presión que ejerce dicho gas cuando se encuentra mezclado con otros gases.
En una mezcla de varios gases, cada uno de ellos ejerce su propia presión independientemente de los demás. La presión total es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los gases.
Ejemplo:
El hidrógeno se puede obtener por la reacción del ácido clorhídrico con el zinc. Se recogen 146 ml de hidrógeno sobre agua a 20 ºC y 780 mmHg de presión total. Sabiendo que la presión que ejerce el vapor de agua a la citada temperatura es de 17,5 mmHg, calcula la masa de hidrógeno que se ha obtenido.
5.1. Concentración de las Disoluciones
La concentración de una disolución es la cantidad de soluto que se encuentra en una determinada cantidad de disolución o de disolvente.
a) Porcentaje en masa o riqueza: Es el número de gramos de soluto disueltos en 100 gramos de disolución.
b) Porcentaje en volumen: Son los mililitros de soluto por cada 100 ml de disolución.
c) Concentración en gramos por litro: Es el número de gramos de soluto disueltos en 1 litro de disolución.
Nota: No se puede confundir la concentración de una disolución en g/l con la densidad, aunque se expresen en las mismas unidades. La densidad indica los gramos de disolución por cada litro de disolución.
d) Molaridad: Es el número de moles de soluto contenido en cada litro de disolución.
e) Molalidad: Es el número de moles de soluto contenido en cada kilogramo de disolvente.
f) Fracción molar: Es el cociente entre el número de moles de cada componente y el número total de moles en la disolución.
La suma de todas las fracciones molares da como resultado 1.
g) Normalidad: Son los equivalentes de soluto contenido en 1 litro de disolución.
Equivalente de una sustancia es la masa de esa sustancia que reacciona o sustituye a la masa de un átomo de hidrógeno.
