LEYES PONDERALES Y FORMULA QUIMICA

LEYES PONDERALES Y

FORMULA QUIMICA

Transformaciones físicas y químicas

Cuando una transformación es Química ocurre un cambio en la naturaleza de la sustancia, es decir, transformaciones en la composición de las moléculas, ya sea porque se rompen o forman nuevas sustancias. Algunos ejemplos, son las reacciones de combustión, las interacciones entre un ácido y una base y las reacciones de transferencia electrónica.

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Si la transformación no afecta la composición de la sustancia, sino que sólo implica un reordenamiento a nivel macroscópico, en la relación entre átomos o moléculas cercanas, se dice que es un cambio físico, pues no hay especies nuevas. Es importante mencionar que la totalidad de las transformaciones físicas son reversibles mientras que sólo algunas de las transformaciones químicas son reversibles.

La complejidad de las reacciones químicas se ve simplificada cuando se conocen ciertas reglas que nos ayudan a entender los cambios ocurridos.

Conservación de la masa ley de Lavoisier

Lavoisier realizó sus experimentos por un convencimiento, de que el cambio material, físico o químico, no producía la creación o destrucción de la materia, sino tan sólo su reordenamiento. Las comprobaciones modernas de esta hipótesis revelan que en el margen del error experimental, no hay un aumento o pérdida de masa durante un cambio químico ordinario. Esta ley se puede enunciar como:

“En una reacción química la suma de las masas de reactantes debe ser igual a la suma de las masas de los productos obtenidos”.

Ley de las proporciones definidas o ley de Proust

Al final del siglo XVIII Lavoisier, Joseph Proust y Richter determinaron mediante un análisis cuidadoso que en el cambio químico no sólo hay conservación de masa, sino que las cantidades de los elementos permanecían intactas. Además encontraron que en cada compuesto estudiado la proporción en peso de los elementos presentes era siempre la misma. Así, el agua contiene siempre 11,2% de hidrógeno y 88,8% de oxígeno. El carbonato de calcio puro (caliza) contiene siempre 40% de calcio, 12% de carbono y 48% de oxígeno. El gas metano contiene siempre 75% de carbono y 25% de hidrógeno.

Estos descubrimientos están resumidos en la ley de las proporciones definidas que se expresa como:

“Cuando los elementos se combinan para formar compuestos lo hacen siempre en proporciones en peso definidas”

“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen en proporciones fijas”.

Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton

Los óxidos del nitrógeno proveen una buena demostración de este principio: los pesos del nitrógeno que se combinan con 16 gramos de oxígeno en N2O, NO y NO2 son respectivamente 28,

14 y 7 gramos que se encuentran en la razón 4 : 2 : 1.

“Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos, que se combinan con el mismo peso del otro están en una razón de números enteros y pequeños”.

Hipótesis de Amadeo Avogadro

“Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos enlas mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”

Avogadro utilizando este planteamiento dio las bases para adoptar una nueva unidad de medida ampliamente utilizada por los químicos, el mol. Además la relación entre moles y cantidad de sustancia.

El Mol

Mol es la unidad en el sistema internacional que se usa para medir una cantidad de sustancia. Un mol contiene un número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, partículas alfa, etc.) igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12 (es el isótopo más estable conocido). Este número fijo se conoce como el número de Avogadro. Su valor, obtenido experimentalmente, corresponde a 6,023·10 23.

Masa atómica o peso atómico

La masa de un átomo es una cantidad relativa, que expresa la cantidad de veces que la masa de un átomo es mayor en relación a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12. Se expresa en unidades de masa atómica según:

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En las tablas de masa atómicas no aparecen valores enteros, puesto que los valores que allí se tabulan son promedios de las masas atómicas de los isótopos, considerando sus abundancias en la naturaleza.

Masa molar

Es la masa de un mol de una sustancia. La masa molar puede referirse a la masa de un mol de átomos (peso atómico gramo) o a la masa de un mol de moléculas (peso molecular gramo). Por ejemplo, la masa molar de la glucosa (C6H12O6) es 180 g/mol, por lo tanto:

• 1 mol de moléculas de C6H12O6 = 180 gramos.
• 6,02 ·1023 moléculas de C6H12O6 = 180 gramos.
• 1 molécula de glucosa tiene una masa de 180 / 6,02 ·1023 gramos.
• 2 moles de C6H12O6 corresponde a una masa de 360 gramos, etc.

Volumen molar

Retomando la hipótesis de Avogadro, el volumen molar es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 0°C); el valor observado es de 22,4 litros.

Hasta el momento hemos hablado solamente de átomos, ¿pero cómo se organizan las moléculas? Para responder a esta pregunta, los químicos utilizan una forma de escritura conocido como fórmula química.

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