LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA Ley de la conservación

LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de
los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo
cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las
transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las
combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.
Ley natural: proposición concisa, frecuentemente en forma matemática acerca del
comportamiento de la naturaleza
Leyes ponderales son aquellas que rigen las transformaciones químicas y el
comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que intervienen
en una reacción -ponderal significa relativo a la masa-. Estas leyes son:
Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).
Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una
cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo, y que el
producto (polvo + estaño sobrante) pesaba más que la cantidad inicial del metal. Este
resultado lo motivó a efectuar el mismo procedimiento con otros metales, pero
calentándolos en vasos de vidrio que contenían aire por dentro. Lavoisier encontró en todos
los casos , que la masa final obtenida (metal en exceso + polvo) era igual a la masa original
(metal + oxígeno del aire dentro del vaso
Lavoisier concluyó hacia 1783 que "la materia no se crea ni se destruye sino
que sufre cambios de una forma a otra"; es decir que, "en las reacciones
químicas la cantidad de materia que interviene permanece constante".
Esta conclusión de Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa.
Estos experimentos le llevaron :
•
a comprobar que el oxígeno del aire se combina con todos los metales durante la
reacción de oxidación
•
a demostrar a conservación de la masa durante el proceso .
•
la aparición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la
ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos,
cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre los
cuales también destaca Lavoisier.
Por lo tanto la ley de Lavoisier se puede enunciar:
La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la
transformación que ocurra dentro de él;
Esto es, en términos químicos,
Reactivos → Productos
La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos
de la reacción.
La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. La teoría de la
relatividad debida a EINSTEIN ha eliminando él dualismo existente en la física clásica
entre la materia ponderable y la energía imponderable. En la física actual, la materia y la
energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una
masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra
forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc en donde E es
la energía, m la masa y c la velocidad de la luz
En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre
ambas variaciones es, análogamente,
m.cE =
La letra griega (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la
magnitud a que antecede.
2
2
La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la
materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que
deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las
dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares.
Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos
reaccionantes disminuye en 4,65 10 g, cantidad totalmente inobservable, no ocurriendo lo
mismo en una reacción nuclear donde la perdida de masa que se transforma en energía
puede ser cuantificada.
EN TERMINOS GENERALES PUEDE ENUNCIASE QUE LA LEY DE
CONSERVACIÓN DELAS MASAS SE CUMPLE ESTRICTAMENTE PARA
REACIONES QUIMICAS COMUNES NO PARA REACCIONES NUCLEARES .
La materia y la energía se mantienen constantes en el universo
ej.: Si se somete al calor una mezcla de 7 g de hierro y 4 de azufre, se obtienen 16 g
de sulfuro ferroso. Si la ecuación está equilibrada (balanceada), la masa total de los
reactivos es igual a la masa total de los productos, cumpliéndose así la Ley de
Lavoisier
Fe + S --> FeS
56g + 32 g --> 88 g (de acuerdo a sus masas atómicas)
-9
Ley de las proporciones definidas (o de Proust).
.
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.
Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto,
su composición será siempre la misma.
Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están
siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua
:
m asaH
=
2g
=
1g
masa O
16 g
8g
Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco
BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien
generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.
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
La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser
combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son
limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después,
de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No
2
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obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por
lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de composición fija y definida
reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON.
Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
LAS CANTIDADES DE UN MISMO ELEMENTO QUE SE UNEN CON UNA
CANTIDAD FIJA DE OTRO ELEMENTO PARA FORMAR EN CADA CASO UN
COMPUESTO DISTINTO ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS
SENCILLOS.
Esta ley fue enunciada por Dalton y se refiere a las relaciones que existen
entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar
compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la reacción.La
ley de Proust(vista ateriomente) no impide que dos o más elementos se unan en varias
proporciones para formar varios compuestos.Ej H O
m asaH
=
2g
=
1g
masa O
32 g
16 g
m asaH
=
2g
=
1g
masa O
16 g
8g
2
2
2
2
2
2
Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos
óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de
cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:
79,90g de Cu =
3,975g de Cu ≈ 4 g Cu/1g de O
20,19 g de Oxig
1 g de O
88,83g de Cu =
7,953g de Cu ≈ 8 g Cu/1g de O
11,17 g de Oxig
1 g de O
8
4
= 2
Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto,
los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos
están en la relación de 1 es a 2.
El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803
como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para
un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de
los mismos.
Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).
LOS PESOS DE DIFERENTES ELEMENTOS QUE SE COMBINAN CON UN
MISMO PESO DE UN ELEMENTO DADO, DAN LA RELACIÓN DE PESOS DE
ESTOS ELEMENTOS CUANDO SE COMBINAN ENTRE SÍ O BIEN MÚLTIPLOS O
SUBMÚLTIPLOS DE ESTOS PESOS.
Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de
dossustancias que se combinan con un peso conocido de ora tercera sonquímicamente
equivalentes entre sí
“Fue enunciada por el alemán j.b. Richter en 1792 y dice que: los pesos de dos
Sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son
Químicamente equivalentes entre sí.
Es decir, si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y
también c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces sí A y C
reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c.
Como consecuencia de la ley de richter, apartir de un peso equivalente patrón ( H
= 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se
denomina peso equivalente o equivalente. Cuando el equivalente se expresa en gramos se
llama equivalente gramo(concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo)
Ejemplo: si para formar agua H O, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la
relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente o
equivalente del oxigeno es 8 gramos.
2
Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de
H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del oxigeno es
8 gramos y H 1,008
Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo, para
simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógenoson,
respectivamente, 14 y 1
:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H para
formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N :
14------3
X=------1
(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N
Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es:
40 ---- 16
20g=x-------8
.
Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse
mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades,
multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí
para formar los correspondientes compuestos Esta ley llamada también de las proporciones
equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por
WENZEL. La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso
relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del
elemento que se toma como tipo de referencia.
Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó
inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada
elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de
combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno,
por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los
elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365
(según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también
valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con
muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general a
partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el
oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del
hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números
aproximadamente enteros.
Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso
equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se
combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008
partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.
Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios
equivalentes.
Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de
dossustancias que se combinan con un peso conocido de ora tercera sonquímicamente
equivalentes entre sí
Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de
H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del oxigeno es
8 gramos y H 1,008
Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo, para
simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógenoson,
respectivamente, 14 y 1
:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H para
formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N :
14------3
X=------1
(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N
Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es:
40 ---- 16
20g=x-------8
Ley de los volúmenes de combinación (0 de GayLussac).
Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo
medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen
en que los gases se combinan.
GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva
su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se
había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno
formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las
mismas condiciones de presión y temperatura.
Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes
no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones
en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:
EN CUALQUIER REACCIÓN QUÍMICA LOS VOLÚMENES DE TODAS LAS
SUBSTANCIAS GASEOSAS QUE INTERVIENEN EN LA MISMA, MEDIDOS EN
LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, ESTÁN EN UNA
RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SENCILLOS.
Teoría atómica de Dalton. la presión total de una mezcla de gases ideales, es
la suma de las presiones parciales de los gases que la componen. “Volúmenes iguales de
gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, debían
contener el mismo número de átomos. ”
TEORIA ATOMICA DE DALTON
•
Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades
químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
•
Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier
compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un
número entero o una fracción sencilla.
•
Una relación química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los
átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.
MODELO ATOMICO DE DALTON
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas
leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en cada elemento químico.
Hipótesis de Avogadro: a la misma temperatura y presión, volúmenes
iguales de gases contienen el mismo número de moléculas, o sea de un gas es directamente
proporcional al número de moles del gas presente.
V=K.n
Atomo :componente básico de la materia. Todos los átomos de un mismo elemento dado
son identicos, de diferentes elementos tienen diferente masa. No se crean ni se destruyen.
Isotopos: átomos de un mismo elemento con igual número atómico (Z) y diferente número
másico (A).
Alotropía: propiedad de algunos elementos químicos de poseer estructura químicas
diferentes. Ej: oxígeno, fósforo, carbono
Molécula: menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia estable y
posee todas las propiedades químicas de dicho elemento compuesto.
Isotopos:
Los isótopos son muestras de un elemento cuyos átomos contienen diferentes números de neutrones y por
lo tanto tienen diferentes masas atómicas. Por ejemplo, en la naturaleza el 99.98 % del hidrógeno es
hidrógeno normal que tiene 1 protón, 1 electrón y 0 neutrones mientras que el resto es hidrógeno pesado
o Deuterio cuyos átomos tienen 1 protón, 1 electrón y 1 neutrón. Hidrógeno también tiene otro isótopo, Tritio,
cuyos átomos tienen 1 protón, 1 electrón y 2 neutrones.
Clasificación de los isótopos
Los isótopos pueden ser clasificados como estables si no se desintegran nuclearmente o inestables si
emiten radiación y se desintegran.
También se clasifican como naturales, si se encuentran en la naturaleza, o artificiales si son hechos por el
hombre.
Ejemplos:
Tengamos el átomo
y el átomo
. Ambos son del mismo elemento
(Boro) dado que los dos tienen de número atómico 5 (número de protones del
núcleo), se diferencian en el número másico. Uno de ellos tiene 11 de número
másico y el otro 10. Ambos átomos del mismo elemento que se diferencian en el
número másico se denominan isótopos de dicho elemento. Como el número
másico es la suma de protones y neutrones, tendremos:
: A = p + n ; 11 = 5 + n ; n = 11 - 5 = 6 neutrones
: A = p + n ; 10 = 5 + n ; n = 10 - 5 = 5 neutrones
Por tanto los isótopos del mismo elemento se diferencian en el número de
neutrones.
Por último, existe un gran número de isótopos que no son estables. Se
desintegrarán por procesos de decaimiento radiactivo. Los isótopos que son
radiactivos se llaman radioisótopos.
Bibliografía: Educamix.com
Masa atómica Promedio: es la sumatoria de la masa atómica de cada isótopo
multiplicada por la abundancia de cada isótopo dividida cien.
A: ∑A . Xi / 100
Falta completar con que se determina
Masa Atómica relativa: es la masa expresada en u.m.a (unidad de masa atómica) de
un átomo o una molécula
Se define una escala relativa de masas basada en la doceava parte de la masa del Carbono
12, denomina uma (Unidad de Masa Atomica).
En esta escala, el peso atómica (o masa atómica) de Hidrogeno es 1,007944 uma, y el
Oxigeno es 15,999 uma. Los valores en uma de las masas de los atomos de los distintos
elementos se pueden obtener en la tabla periódica
Masa atomica relativa, o simplemente masa atómica, es un número adimensional que
expresa cuantas veces mayor es la masa de un átomo que la uma. Estos valores se obtienen
como promedio de las masas de los isótopos componentes.
Masa Atómica: La masa atómica también se denomina peso atómico,
aunque esta denominación es incorrecta, ya que la masa es una propiedad de las
sustancias y el peso depende de la gravedad. La masa atómica es la masa de un
átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele utilizar la
unidad de masa atómica (u) como unidad de medida. Esta unidad también suele
denominarse Dalton (Da) en honor al químico inglés John En las reacciones
químicas tiene lugar una interacción entre átomos y para evitar trabajar con
masas muy pequeñas se recurrió a establecer una masa relativa. En un principió
se le asignó al hidrógeno 1 u de masa, y se le utilizó como patrón para calcular
las masas atómicas de los demás elementos. Sin embargo, como se obtenían
masas moleculares no enteras para muchos gases y debido a la dificultad que
conlleva el manejo del hidrógeno, se decidió elegir otro elemento como patrón
para calcular los demásDalton.
Se eligió el oxígeno como nuevo elemento de referencia y se le asignó una masa
de 16 u. En 1961 la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry)
adoptó como nuevo patrón el isótopo de carbono más común, el 12C, y se le
asignó una masa atómica de 12 u. La masa atómica del resto de los elementos
químicos se calcula en relación a este en un espectrómetro de masas.
El peso atómico equivale exactamente a una doceava parte de la masa del núcleo
del isótopo más abundante del carbono, el 12C. Se corresponde aproximadamente
con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno).
Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular como la media
ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en
cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no
correspondencia entre la masa atómica en u, de un elemento, y el número de
nucleones que hay en el núcleo de su isótopo más común.
Donde pi=peso atómico del isótopo i; Ai=Abundancia relativa(%)
Ejemplo
Determinar el peso atómico promedio del litio, considerando que consta de dos
isótopos estables: 6Li y 7Li, con abundancias relativas de 7.59% y 92.41%,
respectivamente.
Nótese que la masa atómica de un isótopo coincide aproximadamente con la masa de sus
nucleones. La diferencia se debe a que los elementos no están formados por un único isótopo si no
por una mezcla de ellos, con sus respectivas abundancias
NÚMERO DE AVOGADRO Y CONCEPTO DE MOL.
Mol: es la cantidad de materia que contiene un número de avogadro de partículas
elementales iguales. El número de Avogadro equivale a 6,023 x10^23
Entonces podemos decir que:
1 mol de átomos tiene 6,023 x10^23 átomos
1 mol de moléculas tiene 6,023 x10^23 moléculas
MOL: Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas
u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isotopo de Carbono 12. Número
real de átomos en 12 gramos de Carbono 12 se determina experimentalmente. A este número se lo
denomina numero de Avogadro (Na) En honor al científico italiano Amadeo Avogadro. El valor
comúnmente aceptado es: 6,0221367 . 1023
Generalmente este número se redondea a 6,022 . 1023.
1 mol de átomos de Hidrogeno contiene 6,022 . 1023 átomos de Hidrogeno.
El número de Avogadro (6.022142 x10^23) es un número enormemente grande y prácticamente
inconcebible en la vida cotidiana. No es útil para contar objetos ordinarios. Por otro lado, cuando
este número inconcebiblemente enorme se utiliza para contar objetos inconcebiblemente pequeños,
tales como átomos y moléculas, el resultado es una cantidad de materia que esta facilmente dentro
de nuestro alcance.
VOLUMEN MOLAR
El volumen de una mol de un gas en condiciones normales de
presión y temperatura es de 22,4 litros. Se consideran condiciones
normales de presión a 1 atmósfera y de temperatura a 0 ºC.
Ejemplo:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
En la reacción anterior como reactivos y productos se hallan en estado
gaseoso, puede plantearse que 1 mol de nitrógeno reacciona con tres
moles de hidrógeno para dar dos moles de amoníaco, pero también que
22,4 litros de nitrógeno reaccionan con 67,2 litros de hidrógeno para
dar 44,8 litros de amoníaco
Bibliografia
http://www.unlu.edu.ar/~qui10017/Quimica%20COU%20muestra%20para%20IQ10017/cap1.htm
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/
modelos.htm
Raymond Chang- Quimica General – 7th edición.
Petrucci