Ley de las Proporciones Constantes

Ley de las proporciones constantes

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, 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 estequiométricos (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.

Ley de las proporciones múltiples

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1802 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.

[editar] Explicación

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, 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.

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

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La fabricación de productos químicos es uno de los esfuerzos industriales más grandes del mundo. Las industrias químicas son la base de cualquier sociedad industrial. Dependemos de ellas respecto a productos que utilizamos a diario como gasolina y lubricantes de la industria del petróleo; alimentos y medicinas de la industria alimentaria; telas y ropa de las industrias textiles. Estas son sólo unos cuantos ejemplos pero casi todo lo que compramos diariamente se fabrica mediante algún proceso químico o al menos incluye el uso de productos químicos.

Por razones económicas los procesos químicos y la producción de sustancias químicas deben realizarse con el menor desperdicio posible, lo que se conoce como "optimización de procesos". Cuando se tiene una reacción química, el Químico se interesa en la cantidad de producto que puede formarse a partir de cantidades establecidas de reactivos. Esto también es importante en la mayoría de las aplicaciones de las reacciones, tanto en la investigación como en la industria.

En una reacción química siempre se conserva la masa, de ahí que una cantidad específica de reactivos al reaccionar, formará productos cuya masa será igual a la de los reactivos. Al químico le interesa entonces la relación que guardan entre sí las masas de los reactivos y los productos individualmente.

Los cálculos que comprenden estas relaciones de masa se conocen como cálculos estequiométricos.

La estequiometría es el concepto usado para designar a la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de las sustancias y sus reacciones. En su origen etimológico, se compone de dos raíces , estequio que se refiere a las partes o elementos de los compuestos y metría, que dice sobre la medida de las masas.

4.3.1. Cálculos estequiometricos: Unidades de medida usuales; átomo-gramo, mol-gramo, volumen-gramo molecular, número de Avogadro.

Átomo gramo.

MASA ATÓMICA

La masa real en gramos de los átomos o de las moléculas es de uso muy incómodo por ser extremadamente pequeñas. Es mucho menos incómodo el uso de masas relativas.

Por masas relativas se entiende el número de veces que es mayor la masa de un átomo que la de otro átomo que se toma como base. El átomo escogido por los científicos como base es el más ligero de los 2 isótopos naturales del carbono y es el carbono doce (C12 ó C-12) y arbitrariamente se le dio a éste átomo el valor exacto de 12 unidades de masa atómica (12 uma).

Las masas relativas de las mezclas de isótopos de los elementos tal y como se presentan en la naturaleza, usando el C12 como base se llaman masas atómicas de los elementos.

Ejemplo: La masa atómica del cloro es

Cloro = 35.453 uma

Carbono = 12.01115 uma

Azufre = 32.064 uma

Hidrógeno = 1.00797 uma

Oxigeno = 15.9994 uma

A la masa isotópica también suele llamársele masa nuclídica, masa atómica, peso isotópico o peso atómico.

EL ÁTOMO GRAMO

La masa en gramos de los átomos de los elementos debe encontrarse en la misma relación que sus masas atómicas.

Para todos los elementos, podemos concluir que la masa atómica de “x” elemento expresada en gramos, representa un número similar de átomos de todos los elementos. Se encontró experimentalmente que éste número era de 6.02 x 1023 átomos, el número de Avogadro.

Masa del átomo – gramo (abreviado átomo – gramo) es la masa atómica del elemento expresado en gramos.

Ejemplo: El átomo – gramo del:

Cloro = 35. 453 gr

Carbono = 12.01115 gr

Azufre = 32. 064 gr.

Hidrógeno = 1.00 797 gr

Oxígeno = 15.9994 gr

Mol-gramo.

MASA FORMULA

(Peso formula, peso molecular o masa molecular - para enlaces covalente)

La suma de la masa de los átomos, como se indica en la fórmula representa la masa – fórmula de la sustancia. En el caso de los compuestos covalentes como el agua, la masa formula también se llama masa molecular.

Se determina multiplicando el número de átomos de cada elemento de la fórmula del compuesto por su masa atómica que se consulta en la tabla periódica.

Ejemplo.

Calcular la masa – formula para:

a) H2O = 18 uma

H = 1.00 uma x 2 = 2.00 uma

O = 16.00 uma x 1 = 16.00 uma

18.00 uma

b) NaCl = 58.45 uma

Na = 23 uma x 1 = 23 uma

Cl = 35.45 uma x 1 = 35.45 uma

58.45 uma

c) Fe2 (SO4) 3 = 399.68 uma

Fe = 55.84 uma x 2 = 111.68 uma

S = 32 uma x 3 = 96.00 uma

O = 16 uma x 12 = 192.00 uma

399.68 uma

MOL

La masa de la formula – gramo de una sustancia es la masa – fórmula expresada en gramos. Para los compuestos covalentes esto se llama

molécula – gramo. Por conveniencia la masa de la formula – gramo o molécula – gramo se abrevia con Mol (n).

Un Mol de un compuesto covalente contiene 6.02 x 1023 moléculas del compuesto.

Recuerda un mol de cualquier “cochinada” contiene 6.02 x 1023 “cochinadas”. Estas “cochinadas” pueden ser : Átomos, moléculas, fórmulas, iones, electrones, etc

Ejemplo:

A cuanto equivale un mol de:

Masa – Formula Mol

a) H2 O = 18 uma a) H2O = 18 gr

b) NaCl = 58.45 uma b) NaCl = 58.45 gr

c) Fe2 (SO4) 3 = 399.68 uma c) Fe2 (SO4) 3 = 399.68 gr

Ejemplo de conversión gramo- mol o mol-gramo :

A cuanto moles equivale 225 gr de CO2

1.- Se determina la masa de un mol de CO2

12.01115gr x 1 = 12.01115

16 x 2 = 32

44.01115gr

2.- Se establece la siguiente relación y con una regla de tres se resuelve para X.

1 mol de CO2  44.01115gr de CO2

X  225gr de CO2

X= 5.1136 moles de CO2

Esto significa que los 225 gr de CO2 equivalen a 5.1136 moles de CO2

Otra manera de resolver este tipo de ejercicios es usando las siguientes formulas:

Si partimos de que la Masa fórmula = Gr / mol entonces:

A) para determinar los gramos a partir de moles de sustancia usamos

Gr = Masa fórmula X Mol

B) para determinar los moles a partir de los gramos de sustancia usamos

Mol = Gr / Masa fórmula

Ejercicios:

Determinar a cuantos gramos equivale:

a) 1.75 mol de H2 SO4

b) 2.25 mol de CO2

c) 3.5 mol de CaCO3

d) 5.4 mol de HCl

e) 4.2 mol de Ca (OH) 2

Determinar a cuantos moles equivalen:

a) 825 gr de H3 PO4

b) 175 gr de H2 O

c) 350 gr de CH4

d) 255 gr de Ag NO3

e) 57.5 gr de HCN

Número de Avogadro.

La masa atómica de los elementos expresada en gramos representa a un número similar de átomos de todos los elementos. Se encontró experimentalmente que éste número era de 6.02 x 1023 átomos, así también, un mol de un compuesto covalente contiene 6.02 x 1023 moléculas del compuesto. La cantidad antes mencionada se conoce como el número de Avogadro y se representa con la letra (N).

Ejemplo

1 átomo

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