4.1 CONCEPTO DE MOL, SOLUCCIONES Y REACCIONES
Se conoce con el nombre de mol a una de las magnitudes físicas fundamentales que contempla el Sistema Internacional de Unidades. Esta unidad se utiliza para medir la cantidad de toda clase de sustancias presentes en un determinado sistema.
El mol, cuentan los expertos, refleja la cantidad de sustancia que posee un número específico de entidades de carácter elemental como átomos se pueden hallar en doce gramos de carbono-12. Esto quiere decir que el número de unidades elementales (como el caso de átomos, moléculas o iones, por ejemplo) que se reflejan en un mol de sustancia es una constante que no guarda relación directa con el tipo de partícula o del material en cuestión. Dicha cantidad se conoce con el nombre de número de Avogadro.
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,1 aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir del 2011 la definición se base directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la velocidad de la luz).
El número de unidades elementales átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)3 y equivale a:
SOLUCIONES QUÍMICAS:
Las soluciones son sistemas homogéneos formados básicamente por dos componentes. Solvente y Soluto. El primero se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente.
Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.
La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como solventes orgánicos no polares.
REACCIONES QUIMICAS
Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias(llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
4.2 Concepto de estequiometria
La estequiometria es la sección de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y los productos, en una reacción.
Según la definición dada por Richter en el año 1792, la estequiometria es la ciencia que mide las relaciones entre las masas, o, dicho de otra manera, las proporciones cuantitativas en los elementos químicos implicados en una reacción.
En las reacciones químicas, los reactivos se combinan para formar productos. En las sustancias que intervienen, la reacción sucede a nivel atómico, es decir que los átomos de los reactivos rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces para formar productos, pero siempre se conservan. Esta es la ley estequiométrica de la conservación de las masas, que implica que el número de átomos en los reactivos es igual al número de átomos en los productos, y que la carga total también debe ser la misma, en reactivos y en productos.
4.3 Leyes de estequiometrias
La Ley de conservación de la materia postula que la cantidad de materia antes y después de una transformación es siempre la misma, es decir la materia no se crea ni se destruye, se transforma.
Esta ley dice que “la materia no se crea ni se destruye, sino que se conserva”. El científico que la propuso se llamó Antonie Laurent de Lavoisier y vivió en Francia a mediados del siglo XVIII. Lo que la ley de la conservación de la materia implica es que, más allá de las transformaciones ocurridas, la materia está siempre presente, los átomos de las sustancias reaccionan entre sí, pero no se crean más átomos ni se destruyen los existentes.
Pongamos por ejemplo la reacción en la que el metano se combina con oxígeno para formar dióxido de carbono y agua; la reacción sin ajustar sería:
<!--[endif]-->CH4 + O2 CO2 + H2O
Como podemos ver, en los reactivos hay dos átomos de oxígeno, mientras en los productos hay tres. El metano aporta 4 átomos de hidrógeno, mientras que en el agua formada sólo hay dos. Es por esta razón que, respetando la ley de conservación de la materia, debemos colocar delante de cada reactivo o producto, un número denominado coeficiente estequiométrico, que multiplicará los átomos de la sustancia delante de la cual sea colocado. Mediante la colocación de estos coeficientes debemos igualar el número de átomos en los reactivos y en los productos.
De esta manera la reacción quedaría ajustada de la siguiente manera:
<!--[endif]-->CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Ahora sí el número de átomos de carbono, oxígeno e hidrógeno es igual en reactivos y en productos.
La reacción ajustada indica que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para obtener una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.
La Ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación ponderal (o de masas) fija y definida.
En 1808, J.L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal. “Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo.” Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista “Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.” Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula. Esta ley indica que la composición de una combinación es siempre la misma y que, por lo tanto, el porcentaje o proporción en la que intervienen los diferentes elementos es constante y característica de la sustancia compuesta considerada. Así en el amoníaco (NH3) la proporción en masa nitrógeno/hidrógeno es de 4,67:1 cualquiera que sea la muestra que se considere.
Si tenemos 40 g de oxígeno y se combina con 5 g de hidrógeno, se forma un conjunto de 45 g llamado agua y se puede representar ésta proporción en masa de la siguiente manera:
Datos
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Formula
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Sustitución
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Resultado
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2H, O
H=1
O= 16
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% E=mTe*100PM
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2H= 1*2=2
O=16*1=16
H2O=18 uma
% H=2/18*100
% O=16/18*100
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% H= 11.11%
% O= 88.88%
99.99%
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La Ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos.
Formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Joseph Gay-Lussac. Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos. Esta Ley de Dalton establece que la presión total, de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla.
En el caso de tener gases ideales, se podrá escribir: Siendo R la constante de los gases ideales, T la temperatura, V el volumen y ni el número de moles del componente i de la mezcla. El número de moles de un componente de la mezcla ni se define como el cociente entre la masa, Mi, de dicho componente y su masa molecular, mi. En general, para una mezcla, el número de moles n total se puede obtener de la siguiente ecuación: Ejemplo se toma 100 gr de cada uno de cuatro compuestos de cloro y de oxigeno y en ellos se cumple:
Ejemplo:
2Ag2O --------> Ag4 + O2
Ag= 0.92682 g O= 0.0716 g
Ag= 93.11% O= 6.89%
Para ilustrar el significado de esta ley puede considerarse el caso de los óxidos de carbono; distintas experiencias de síntesis indican que es posible conseguir dos combinaciones diferentes de carbono y oxígeno. En una de ellas las masas de oxígeno y carbono que se combinan están en una relación de 4 a 3, es decir,
O/C = 4/3; se trata del monóxido de carbono (CO). En la otra, dicha relación es de 8 a 3, O/C = 8/3; se trata en este caso del dióxido de carbono (CO2). Ambos cocientes representan la cantidad de oxígeno que se combina por unidad de masa de carbono para formar los óxidos. De acuerdo con la ley, tales cantidades guardan entre sí una relación entera sencilla: 8/3 ÷ 4/3 = 2.
La Ley de Richter o de las proporciones recíprocas: Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.
Considerando los compuestos Cl2O y H2O las cantidades de cloro e hidrógeno que se combinan con 16,0 g de oxígeno son 72,0 y 2,0 g respectivamente. Lo que indica la ley de Richter es que cuando Cl y H se combinan para formar HCI lo hacen en la proporción de 72,0/2.
4.4 Ley de la conservación de la materia
En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos resultantes. La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la cantidad de átomos. Para ello resulta indispensable el balanceo de ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en cualquier reacción química se conserva la masa. Es decir: la materia no se crea, ni se destruye, sólo se transforma, y permanece invariable.
4.5 Ley de las proporciones constantes
La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiometricas, según la cual «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust.
Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto.
Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiometricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley.
Una de las observaciones fundamentales de la química moderna hecha por Joseph Proust, la ley de las proporciones constantes, dice: "Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes”. Eso significa que siempre va a ser igual el porcentaje de cada uno de los elementos no importando si solo se combinan 10 g o 1000 g; esta ley se utiliza cuando hay un reactivo ilimitado en la naturaleza.
4.6 Ley de las proporciones múltiples
La ley de las proporciones multiples fue enunciada por John Dalton, en el año 1803, y es una importante ley de la estequiometria. Fue demostrada en la práctica por el químico francés Gay-Lussac.
Esta ley indica que cuando dos elementos A y B, son capaces de combinarse entra si para formar varios compuestos distintos, las distintas masas B que se unen a una cierta masa de A, están en relación de números enteros y sencillos.
Esta ley ponderal, fue la última en enunciarse. Dalton observó y estudió un fenómeno del que Proust (el químico que enunció la ley de las proporciones constantes) no se había percatado, y es que algunos elementos se combinan entre sí en distintas proporciones para originar compuestos distintos, debido a lo que hoy se conoce como los diferentes estados de oxidación de un elemento, que es lo que le permite combinarse en diferentes proporciones con otro elemento. Lo que Dalton observó es que estas diferentes proporciones guardan una relación entre sí.
Por ejemplo, el cobre y el oxígeno pueden combinarse para formar dos óxidos de cobre distintos: el CuO y el Cu2O. En el caso del primer compuesto, 3,973 gramos de cobre se combinan con un gramo de oxígeno. En el segundo caso, 7,945 gramos de cobre se unen a cada gramo de oxígeno. Si hacemos la relación 7,945/3,973, obtenemos un número entero sencillo (el 2), tal como predijo Dalton.
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