Reacciones Químicas y Leyes Ponderales

Las reacciones químicas se rigen por las leyes de las combinaciones químicas, también llamadas leyes ponderales. Entre ellas, tenemos la Ley de Conservación de la Masa y la Ley de Proporciones Definidas.

Ley de Conservación de la Masa

Establecida por Antoine Lavoisier en el año 1785, esta ley postula que la masa inicial de las sustancias reaccionantes es igual a la masa final de los productos. En otras palabras, en una reacción química, la masa se conserva.

Ejemplo: A + B = AB, es decir, MASA INICIAL = MASA FINAL; REACTIVOS = PRODUCTOS

Ley de Proporciones Definidas

Formulada por Joseph Louis Proust en el año 1799, esta ley establece que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una proporción de masa fija.

Ejemplo: A y B se combinan en una proporción de 7/4. Esto significa que 7 g de A reaccionan con 4 g de B.

Ejemplo Práctico

Una cinta de magnesio de 0.91 g se quema en un recipiente cerrado que contiene 3.6 g de oxígeno. Después de la reacción, se observa que quedan 3 g de oxígeno sin reaccionar. ¿Qué masa de oxígeno reaccionó y cuánto producto se formó?

Datos:

• Masa de magnesio (Mg): 0.91 g
• Masa inicial de oxígeno (O₂): 3.6 g
• Masa final de oxígeno (O₂): 3 g
• Masa de óxido de magnesio (MgO): ?

Ecuación química:

Mg + O₂ → MgO

Cálculos:

0.91 g + ? → ?

Masa de oxígeno que reaccionó = Masa inicial de oxígeno – Masa final de oxígeno

Masa de oxígeno que reaccionó = 3.6 g – 3 g = 0.6 g

Masa de MgO = Masa de Mg + Masa de oxígeno que reaccionó

Masa de MgO = 0.91 g + 0.6 g = 1.51 g

Por lo tanto, reaccionaron 0.6 gramos de oxígeno y se formaron 1.51 gramos de óxido de magnesio.

Composición Centesimal

Masas Atómicas:

• Al: 27 g
• O: 16 g
• H: 1 g
• S: 32 g

La composición centesimal expresa la cantidad presente, en términos de porcentaje por gramo, de cada uno de los elementos que integran la molécula de un compuesto químico.

Si tenemos 100% de ABC, entonces A% + B% + C% = 100%

Para determinar la composición centesimal de una sustancia, se puede utilizar una regla de tres o una expresión matemática. Veamos un ejemplo:

Cálculo de la composición centesimal del ácido sulfúrico (H₂SO₄):

• H: 1 g x 2 = 2 g
• S: 32 g x 1 = 32 g
• O: 16 g x 4 = 64 g
• Masa molar (H₂SO₄) = 98 g

Porcentaje de hidrógeno (%H):

%H = (Masa de H / Masa molar) x 100%

%H = (2 g / 98 g) x 100% = 2.04%

Porcentaje de azufre (%S):

%S = (Masa de S / Masa molar) x 100%

%S = (32 g / 98 g) x 100% = 32.65%

Porcentaje de oxígeno (%O):

%O = (Masa de O / Masa molar) x 100%

%O = (64 g / 98 g) x 100% = 65.30%

La suma de los porcentajes debe ser aproximadamente 100%. Siempre hay un margen de error.

Conceptos Clave en Química

• Símbolo químico: Representación abreviada y universalmente aceptada de un elemento químico.
• Ecuación química: Conjunto de símbolos que representa las características de una reacción química.
• Masa molar: Masa en gramos de un mol de sustancia.
• Unidad de masa atómica (uma): Unidad utilizada para expresar las masas de partículas individuales.
• Fórmula molecular: Representa el número real de átomos que forman la molécula de un compuesto.
• Fórmula empírica: Forma simplificada que representa el número relativo de átomos en un compuesto.
• Número atómico: Número de protones en el núcleo de un átomo.
• Masa atómica: Número de nucleones (protones y neutrones) en el núcleo de un átomo.
• Estequiometría: Cálculos basados en las relaciones ponderales de las sustancias que participan en una reacción química, expresadas en una ecuación química.
• Volumen molar: Espacio que ocupa un mol de una sustancia en estado gaseoso (22.4 litros en condiciones normales).
• Número de cargas eléctricas: Número de cargas positivas y negativas en un símbolo químico.

Origen de los Símbolos Químicos

El origen de los símbolos químicos se remonta a la alquimia, pero sus símbolos eran de difícil comprensión y no eran universalmente aceptados. Posteriormente, John Dalton propuso un sistema de símbolos más comprensible, que fue adoptado universalmente.

Balanceo de Ecuaciones Químicas

El balanceo es la igualación o ajuste de una ecuación química. Consiste en igualar el número de átomos de los reactivos con el número de átomos de los productos.

Ejemplos

Un ion de hierro es ⁵⁶₂₆Fe⁺³

• Tiene 30 neutrones (56 – 26 = 30).
• Tiene 23 electrones (26 – 3 = 23).
• Tiene 56 nucleones.
• Tiene 26 protones.
• Tiene un número de carga de +3.

Radio (Ra): El número de Ra posee 226 nucleones en su núcleo atómico.

Bario (Ba): El átomo de Ba posee 56 protones en su núcleo atómico.

Estequiometría: Relaciones M y N

• M: Masa atómica o molecular contenida en 1 mol.
• N: Masa atómica o molecular contenida en 6.02 x 10²³ partículas (número de Avogadro).
• V y N: 22.4 litros (volumen molar de un gas en condiciones normales).
• M: Masa atómica o molecular (g/mol).
• V: Volumen molar de gases (22.4 litros en condiciones normales).
• N: Número de partículas (6.02 x 10²³).
• n: Cantidad de sustancia (mol).

Ejemplos de Compuestos

• CH₄: Metano
• C₅H₁₂: Pentano
• C₆H₁₂O₆: Glucosa
• H₂O: Agua
• NH₃: Amoníaco
• CH₃CH₂OH: Etanol
• O₃: Ozono

Simbología Química

Análisis Cualitativo y Cuantitativo

Análisis cualitativo: Un gas compuesto, CH₄ (metano), reacciona con un gas simple, O₂ (oxígeno), formando dos gases compuestos, CO₂ (dióxido de carbono) y H₂O (agua).

Tipos de sustancia: El metano reacciona con el oxígeno molecular formando dióxido de carbono y agua.

Tipo de reacción: Doble descomposición (combustión).

Análisis cuantitativo: Para realizar el análisis cuantitativo, se debe balancear la ecuación.

Ecuación balanceada: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O