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LA MATERIA Y SUS TRANSFORMACIONES

LEYES PONDERALES DE LAS REACCIONES QUMICAS

Las leyes ponderales se refieren a la cantidad de materia de las diferentes sustancias que intervienen en una combinacin qumica.

- Ley de la conservacin de la masa. (Lavoisier 1783)

En una reaccin qumica la masa se mantiene constante.

masa de los reactivos = masa de los productos En una reaccin qumica el nmero total de tomos no vara, solo se unen de

forma diferente. Gracias a esta ley ajustamos las ecuaciones qumicas, haciendo que el nmero de tomos de una sustancia en los reactivos sea igual al nmero de tomos de esa misma sustancia en los productos.

La Ley de conservacin de la masa no es vlida con rigurosidad matemtica ya que todo cambio exige energa y esto supone una variacin en la masa del sistema, ya que la materia se convierte en energa a travs de la ecuacin de Einstein:

E = m c2

Deberamos enunciar esta ley: en un sistema aislado (no intercambia materia y energa con el exterior), el total de masa y energa del sistema permanece constante.

En las reacciones qumicas normales no se detecta esta relacin de masa y energa, ya que las variaciones de masa son nfimas, no ocurre lo mismo en las reacciones en las que intervienen, activamente, los ncleos atmicos, en las que es frecuente acusar el llamado defecto de masa.

- Ley de las proporciones definidas o constantes. ( Proust 1799)

Cuando dos o ms elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una proporcin de masas constante, independientemente del proceso seguido en su formacin.

Si los elementos no se encuentran en esa proporcin, y esto suele ser lo habitual, parte de uno de ellos quedar sin reaccionar, se dice que est en exceso.

El prestigioso qumico francs Berthollet (1748-1822) sostena que un par de sustancias se podan combinar en cualquier proporcin para formar un compuesto. Las ideas de Bertholet no estaban del todo equivocadas, dado que hay numerosas excepciones a la Ley de las proporciones definidas en los que han venido en llamarse compuestos no estequiomtricos o berthlidos, y en los que las proporciones entre los distintos elementos varan entre ciertos lmites. La causa es la estructura cristalogrfica de los compuestos, que aunque tiene una composicin ideal, por ejemplo FeO en el xido de hierro (II) que, debido a los defectos en los cristales como la ausencia de algn tipo de tomos, puede variar su frmula, por

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ejemplo reduciendo el hierro a proporciones que se hallan entre Fe0.83O y Fe0.95O. Como contrapartida los compuestos que cumplen la ley de las proporciones definidas se denominan daltnidos, en honor a John Dalton.

Ejemplo : el Mg reacciona con el Br siempre en la relacin de 6,57 g de Br con 1,00 g de Mg. Es decir, si mezclamos 10,0 g de Br con 2,0 g de Mg, reaccionar toda la masa de bromo (los diez gramos) con slo 1,52 g de magnesio y quedarn 0,48 g de magnesio sin reaccionar.

- Ley de las proporciones mltiples. (Dalton 1803)

Cuando dos elementos se combinan para formar diferentes compuestos, las masas de uno de ellos que se combinan con la misma cantidad del otro para formar diferentes compuestos, se encuentran en una relacin de nmeros enteros y sencillos.

Ejemplo: Anlisis de diferentes cloruros de estao: a) 5,98g de Cl 10g de Sn b) 8,37g de Cl 7g de Sn Tomamos como cantidad fija, por ejemplo, 10g de Sn, a) 5,98g de Cl 10g de Sn b) 8,37g de Cl 7g de Sn 11,96g de Cl 10g de Sn

11,96g: 5,98 = 2/1 a) SnCl2 ; b) SnCl4 b : a = 2/1 - Ley de las proporciones recprocas o Ley de los equivalentes.

(Richter 1792). Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma

masa de un elemento dado, dan la relacin de masas de estos elementos cuando se combinan entre s o bien mltiplos o submltiplos de estas masas.

As, por ejemplo, con 1g de oxgeno se unen: 0,1260 g de hidrgeno, para formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhdrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para formar gas carbnico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y 2,5050 g de calcio, para formar xido clcico. Los elementos hidrgeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algn caso por nmeros enteros sencillos, son las que se unen entre s para formar los correspondientes compuestos

Esta ley llamada tambin de las proporciones equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios aos ms tarde por WENZEL.

La ley de las proporciones recprocas conduce a fijar a cada elemento un peso relativo de combinacin, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia.

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Al ser el oxgeno el elemento que se combina con casi todos los dems se tom inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxgeno; la cantidad en peso de cada elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxgeno era su peso de combinacin. El menor peso de combinacin que as se encontraba era el del hidrgeno, por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinacin de los elementos el valor 1 para el hidrgeno; en esta escala el oxgeno tiene el valor 7,9365 (segn las investigaciones ltimamente realizadas) y otros elementos tienen tambin valores algo inferiores a nmeros enteros. Pero puesto que el hidrgeno se combina con muy pocos elementos y el peso de combinacin de stos tena que encontrarse en general a partir de su combinacin con el oxgeno, se decidi finalmente tomar nuevamente el oxgeno como base de los pesos de combinacin redondeando su peso tipo a 8,000; el del hidrgeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora nmeros aproximadamente enteros.

Estos pesos de combinacin se conocen hoy como pesos equivalentes (g/eq.). El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza -equivale qumicamente- a 8,000 partes de oxgeno o 1,008 partes de hidrgeno. Se denomina tambin equivalente qumico.

Debido a la ley de las proporciones mltiples algunos elementos tienen varios equivalentes.

Esta ley tambin puede enunciarse: Cuando dos elementos reaccionan entre s, lo hacen en cantidades proporcionales a sus pesos equivalentes o de combinacin.

En las reacciones qumicas las sustancias qumicas que participan se combinan en cantidades equivalentes en masa.

Ejemplo: Los datos recogidos del anlisis de un compuesto de azufre e

hidrgeno nos indican que hay 13,232 g de azufre por cada 0,832 g de hidrgeno. Por otra parte, de otro anlisis de un compuesto de azufre y cadmio se obtiene que 9,016 g de cadmio se hallan combinados con 2,572 g de azufre. Hallar el peso de combinacin o peso equivalente del cadmio.

Solucin Vamos a aplicar la ley de los pesos de combinacin, para lo cual es preciso que

las proporciones se establezcan con relacin a la misma cantidad de azufre. As, para la segunda reaccin: 2,572 g azufre 13,232 g azufre 9,016 g cadmio x x = 46,384 g de cadmio Tenemos, pues, que como 0,832 g de hidrgeno y 46,384 g de cadmio

reaccionan con una misma cantidad (13,232 g) de azufre, en esa relacin reaccionara el hidrgeno y cadmio entre s. (Como no se ha advertido nada, se supone que no va multiplicada por un nmero sencillo.)

Entonces, por definicin de peso equivalente: 0,832 g hidrgeno = 1 (Peq H) 46,384 g cadmio x x=Peq(Cd) = 55,750

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Teora atmica de Dalton. (1808) Las anteriores leyes de las combinaciones qumicas, totalmente

experimentales y sin conexin entre s, fueron reunidas y explicadas por Dalton, partiendo de una misma base terica.

Dalton supuso que la materia era discontinua y que estaba formada por partculas indivisibles: los tomos.

Con ms detalle, su teora atmica afirma lo siguiente:

1. Los elementos estn constituidos por tomos, que son partculas materiales independientes, inalterables e indivisibles.

2. Los tomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades.

3. Los tomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.

4. Los compuestos se forman por la unin de tomos de los correspondientes elementos en relacin constante de nmeros enteros sencillos. (1)

5. En las reacciones qumicas, los tomos no se crean ni se destruyen, nicamente se redistribuyen.

(1)Pero esta relacin numrica (la frmula) era, para la teora atmica, imposible de calcular. Dalton supuso entonces que era la ms simple posible. As la frmula que asign al agua fue HO, al amoniaco NH. etc.

Veamos a continuacin cmo Dalton explica las leyes de las combinaciones

qumicas: - Si en una reaccin qumica los tomos no cambian, sino slo se reagrupan, no

puede haber variacin de la masa. La masa se conserva. (Ley de conservacin de la masa = ajuste de R. Qumicas).

- Si la materia fuese continua no habra razn para que no se formasen de cada producto la suma de las masas de los reactivos, por ejemplo 10g de sodio con 10g de sodio, formaran 20 g de sal comn. Pero si admitimos que la materia est formada por tomos, estos se combinarn en una determinada relacin entre ellos (por ejemplo tomo a tomo en el caso de la sal comn). Por ello si tenemos 5 tomos de cloro y 8 de sodio, quedarn 3 tomos de ste ltimo sin reaccionar, mantenindose en toda la muestra de sal la misma proporcin de Na y Cl. (Ley de las proporciones constantes = formulacin).

- El xido de cobre (II) se forma unindose Cu y O tomo a tomo y el xido de cobre (I) est constituido por dos tomos de cobre por cada tomo de oxgeno. Salta a la vista, entonces, que las masas de cobre que se combinan con la misma masa de oxgeno han de estar en una relacin 1:2, es decir, de nmeros enteros sencillos (Ley de las proporciones mltiples).

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- Por ltimo, en cuanto a la ley de los pesos de combinacin, supongamos que de dos elementos A y B, sus xidos estn formado por dos tomos de A y uno de oxgeno, y por un tomo de B y uno de oxgeno. Lo habitual entonces es que cuando A y B se combinen entre s, entren en la misma relacin anterior: 2 tomos de A por 1 de B. Esto traducido a cantidades significa que las cantidades de A y B que reaccionan entre s estn en igual relacin que las que reaccionaron con una cantidad fija de oxgeno.

Ley de los volmenes de combinacin (Gay-Lussac 1808) Gay-Lussac comprob que, para gases, la relacin volumtrica era muy

sencilla. As, por ejemplo, 1 volumen de oxgeno reacciona justamente con 2 volmenes de hidrgeno produciendo vapor de agua en una cantidad, adems, de 2 volmenes. Otros ejemplos:

2 vol de hidrgeno + 1 vol oxgeno 2 vol. agua (g) 3 vol de hidrgeno + 1 vol nitrgeno 2 vol. amonaco (g) 1 vol de hidrogeno + 1 vol cloro 2 vol. cloruro de hidrgeno (g) 2 vol de CO + 1 vol oxgeno 2 vol. CO2 2 vol de metano + 1 vol oxgeno 1 vol de CO2 + 2 vol. agua (g) Lo anterior puede resumirse en el siguiente enunciado: Los volmenes,

medidos en las mismas condiciones, de las sustancias gaseosas que intervienen en una reaccin qumica estn en una relacin de nmeros enteros sencillos.

Todas las leyes anteriores tenan en cuenta exclusivamente la cantidad de materia puesta en juego en una reaccin qumica; por ello se les denomina leyes ponderales, sta por el contrario, es una Ley volumtrica y solo vlida para gases.

Ley de Avogadro La ley de Gay-Lussac, lejos de constituir un apoyo a la teora atmica, le

supuso un serio obstculo. En efecto, si las ltimas partculas de los gases elementales eran supuestamente tomos sueltos y si, como pareca deducirse de la ley volmenes iguales contenan igual nmero de tomos, entonces por qu, por ejemplo, se producan 2 volmenes de cloruro de hidrgeno en lugar de 1?

Avogadro trat de explicar los resultados obtenidos por Gay-Lussac dentro de la teora atmica. Para ello sugiri como hiptesis que dos porciones de igual volumen (en idnticas condiciones) de un mismo gas o gases diferentes contienen igual nmero de molculas. O dicho al revs, un mismo nmero de molculas de cualquier gas ocupa siempre el mismo volumen (en idnticas condiciones).

As, si en tres recipientes de 1/2 litro, en condiciones ambientales de 18 C y 732 mm, tenemos encerrados dixido de carbono, nen y cloro, podremos afirmar

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que el nmero de molculas que hay de cada uno es el mismo. Y tambin, un billn de molculas de sulfuro de hidrgeno y un billn de molculas de nitrgeno ocupan, si estn en idnticas condiciones, el mismo volumen.

Es decir: A igualdad de presin y temperatura, en volmenes iguales de todos los gases existe el mismo nmero de molculas.

Por esto, las relaciones volumtricas de los gases que intervienen en una reaccin son sencillas (ley de Gay-Lussac).

La hiptesis de Avogadro lleva consigo el que las molculas de los gases elementales son diatmicas (H2, Cl2, Oz, etc.) y no monoatmicas (H, Cl, O, etc.) como la teora atmica, con Dalton al frente, hasta entonces haba credo.

La importancia de la ley de Avogadro radica en que con la simple medida de

volmenes de gases estamos comparando conjuntos de molculas. La relacin que hay entre volmenes de gases y nmero de molculas es la misma.

Ello constituy la base de uno de los primeros mtodos de determinacin de frmulas. Veamos el del agua.

Experimentalmente: 1V oxgeno + 2 V hidrgeno -> 2V agua Segn Avogadro: n molculas+ 2n molculas ->2n molculas Simplificando:

1molcula + 2 molculas -> 2 molculas (2 tomos O) + (4 tomos H) -> (2 O + 4 H)

Por tanto, cada molcula de agua contendr 1 tomo oxgeno y 2 de hidrgeno. Su frmula ser H20 (y no HO).

La hiptesis o Ley de Avogadro permiti comparar las masas de molculas de

gases distintos.

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Por ejemplo, si medimos la masa de 1 dm3 de N2 en unas condiciones cualesquiera de P y T y encontramos un valor experimental M. Como en este volumen habr un nmero de molculas n (desconocido para nosotros), podemos escribir que: la masa de una molcula de nitrgeno ser mN2 = M / n

Si medimos la masa de 1 dm3 de H2 en las mismas condiciones que el caso anterior, encontramos un valor M y, por tanto la masa de una molcula de hidrgeno ser mH2 = M / n

Pero de acuerdo con la hiptesis de Avogadro al ser el mismo volumen en idnticas condiciones de P y T en ambos casos el nmero de molculas existentes debe ser el mismo, n = n.

Dividiendo ambas expresiones entre s: mN2 / mH2 = M / M (datos experimentales, ya medidos, en C.N., M = 1,250 g y M = 0,089 g) mN2 / mH2 = M / M = 14, y, por tanto: mN2 = 14 mH2

Por otra parte, la ley de Gay-Lussac nos lleva admitir que ambos gases son molculas diatmicas.

El nmero o constante de Avogadro, NA, es por definicin el n de molculas

de cualquier gas contenidas en 22,4 litros a 0C y 1 atm de presin (c.n.) y que calculado por distintos mtodos, entre los que destaca el experimento de Millikan, es NA= 6,023 .1023.

El mol se define como la cantidad de una sustancia que contiene un nmero de

Avogadro de partculas., es decir, 6,023.1023 partculas. La masa molar en gramos coincide en nmero con la masa atmica o molecular,

expresada en unidades de masa atmica.

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EJERCICIOS: Leyes fundamentales de las reacciones qumicas 1. Cuando mezclamos un exceso de oxgeno con 32,178g de calcio obtenemos una

sustancia blanca, el xido de calcio. Si las masas atmicas del oxgeno y el calcio son 15,999 y 40,078, respectivamente, calcula cunto oxgeno se consume en la reaccin y cunto xido de calcio se obtiene. En qu leyes te basa para hacer cada razonamiento. Sol: 12,845g; 45,023g.

2. Qu cantidad de electricidad (carga elctrica) hay en un mol de e-. Dato: carga e-: 1,602 10-19 C. Sol: 96.500 C = 1 FARADAY

3. Cul es la masa de la siguiente mezcla: 0,728 mol de tomos de plata, ms 11,105 g de sta, ms 8,92x1022 tomos de la misma?. Dato: Ag 107,9. Sol: 105,617 g.

4. AL analizar varias muestras de xidos de bromo obtenemos los siguientes resultados:

12,21 g de Br y 1,22 g de 0 9,82 g de Br y 2,95 g de 0 5,68 g de Br y 2,85 g de 0 8,03 g de Br y 4,02 g de 0 7,16 g de Br y 0,72 g de 0 4,62 g de Br y 0,46 g de 0 7,32 g de Br y 2,20 g de 0 1,37 g de Br y 0,42 g de 0

a) Cuntos compuestos distintos tenemos? b) En qu ley te has basado para dar la respuesta? c) Necesitas saber las masas atmicas para responder esta pregunta?

5. Tenemos una mezcla de etano y propano. En 0,187 g de la mezcla, tenemos un total de 0,0048 moles. Cuntos gramos de cada sustancia hay? Sol: 0,052 g de etano y 0,135 g de propano.

6. Los istopos del magnesio son tres, de masas atmicas 23,985; 24,986; 25,983 y sus abundancias 78,70%, 10,13% y 11,17% respectivamente. Calcula la masa atmica media del magnesio Sol: M(Mg)= 24,31

7. Decir si se cumple alguna de las leyes de la combinacin qumica, justificando la respuesta: a )Compuesto A: tiene 63,6% de N y 36,4% de O y Compuesto B: tiene 46,7% de N y 53,3% de O b )Si en 2,2 g de un xido de nitrgeno existen 1,4 g de nitrgeno, tiene la misma frmula que alguno de los anteriores? Sol: proporciones mltiples, a igual masa de O las masas de N estn en una relacin 2/1 igual que A

8. Un elemento X forma tres xidos; el % de X en cada uno de ellos es: 77,4%; 63,2% y 69,6% Comprueba que se cumple la ley de las proporciones mltiples. Sol: para masa fija de X de las de O en relacin 2/4/3.

9. La nicotina es un alcaloide compuesto por un 74 % de carbono, un 8,7 % de hidrgeno y un 17,3 % de nitrgeno. Calcula qu porcentaje de los tomos de nicotina son tomos de carbono. Sol: 38,5 %.

10. Determina la composicin centesimal del fosfato de calcio. Datos: masas atmicas: Ca = 40, P = 31 y 0 = 16. Sol: Ca = 38,7 %; P = 20 %; 0 = 41,3%.

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11. Una determinada muestra de sulfato clcico hidratado (Ca S04 nH20) se calienta para que desprenda el agua. De esta manera, 1,0 gramos de sulfato hidratado se convierte en 0,79 gramos de sulfato anhidro. Determina la frmula del sulfato. Sol: CaSO4 2H20.

12. Una muestra de xido de cromo tiene una masa de 3,22 g, de los cuales 2,2 g son de cromo. Cul es la frmula emprica del compuesto? Dato: Cr-52. Sol: Cr2O3

13. Una sustancia tiene la siguiente composicin centesimal: H = 6,7%; C = 40%; O =53,3%. Si su masa molecular es 180, calcula su formula molecular. Solucin: (CH2O) n = C6H12O6

14. Se necesitan 75 g de sulfato de nquel (II) anhidro (amarillo) para realizar cierta experiencia y no lo tenemos. Sin embargo, se dispone de gran cantidad de sulfato de nquel (II) hexahidratado, que puede deshidratarse por calentamiento. Qu cantidad del compuesto hidratado se necesita calentar para obtener los 75 g del anhidro? Dato: Ni- 58,7. Sol: 127,356 g

15. Cul ser la frmula de un compuesto inico, si en 4,28 g del mismo hay 1,44 g de cobre, 0,64 g de nitrgeno y el resto de oxgeno? Dato: Cu-63,5. Sol: Cu(NO3)2