rsemunen de la semana 9 unidad #4

4.4 La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier

Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y porAntoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».¹ Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.² Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y del análisis gravimétrico de la química analítica.

Historia

Los ensayos preliminares hechos por Robert Boyle en 1673 parecían indicar lo contrario: pesada meticulosa de varios metales antes y después de su oxidación mostraba un notable aumento de peso. Estos experimentos, por supuesto, se llevaban a cabo en recipientes abiertos.²

La combustión, uno de los grandes problemas que tuvo la química del siglo XVIII, despertó el interés de Antoine Lavoisier porque éste trabajaba en un ensayo sobre la mejora de las técnicas del alumbrado público de París. Comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado del calentamiento, el resultado era igual a la masa antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado masa al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del misterioso flogisto, sino la ganancia de algún material: una parte de aire. La experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto que si se tiene en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacción química y todos los productos formados, nunca varía la materia de un elemento.

4.5LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS
La Ley de Proust es también conocida como la Ley de las proporciones constantes o de la ley de las proporciones definidas. Este proyecto de ley fue presentado por el químico francés Joseph Louis Proust (1754-1826), que realizó experimentos con sustancias puras y llegó a la conclusión de que cualquiera que sea el proceso utilizado para su obtención, la composición global de estas sustancias es constante. Ley de Proust se define como:
“Las masas de los reactivos y productos de una reacción de los participantes mantener una relación constante”.
A través del análisis de numerosas sustancias obtenidas por diferentes métodos se comprobó que la misma sustancia siempre tiene la misma composición cualitativa y cuantitativa. Por ejemplo, cualquier muestra de agua siempre se muestra el 88,9% y 11,1% de oxígeno en peso de hidrógeno combinado en la misma proporción.
Proust llevó a cabo varios experimentos, y concluye que el agua (sustancia pura) está compuesta de hidrógeno y oxígeno, siempre encuentra la proporción de 1 / 8 de peso. Proust hizo un análisis cualitativo y cuantitativo de numerosas sustancias obtenidas por diferentes métodos y encontraron que una sustancia tenia siempre las mismas propiedades cualitativas y cuantitativas.
Por lo tanto, cualquier muestra de cloruro de sodio, que se habían combinado siempre en la misma proporción en masa. Por lo tanto de acuerdo a “la ley se llega a la conclusión de que:
La misma sustancia siempre tiene los mismos elementos y cuyas masas están en relación constante.
4.6LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples fue enunciada por John Dalton, en el año 1803, y es una importante ley estequiométrica. 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 entre sí para formar varios compuestos distintos, las distintas masas de 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.

4.7 Calculos estiquiometricos
Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios. El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera: La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria. Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta unidad química es el mol.
4.8 Unidades de medidas usuales, átomo-gramo, mol-gramo, volumen-gramo molecular, número avogrado
Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo.
H = 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr
1.-un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos
2.-un átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos
3.-un átomo – gramo de carbono pesa 12 gramos
Mol-gramo
Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia expresada en gramos.
H2O = 18 (U.M.A.); 18 gr
Conversión de moles a gramos:
Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g?
PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol
Volumen-gramo:
Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.
Temperatura normal: 0° C o 273° K
Nota: Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol.
Como consecuencia de la ley de Richter, a partir 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)
Volumen gramo molecular:
Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.
*Temperatura normal: 0° C o 273° K
Presión Normal: 1atm o 760 mm de Hg.
Número de Avogadro.:
El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de Avogadro.
El número o constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro— es una constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor recomendado para NA en 2002 por CODATA es:
NA = (6,0221415 ± 0,0000010) × 1023 mol−1.
A la cantidad de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA uma.
• Todo el volumen de la Luna dividido en bolas de 1 mm de radio daría (muy aproximadamente) el número de Avogadro
4.9  Cálculos estequiometricos: relación peso-peso, relación peso-volumen reactivo limitante, reactivo en exceso, grado de conversión o rendimiento.
Relaciones mol-mol.
Para mayor información se te sugiere leer el subtema 6.4.2
En este tipo de relación la sustancia dato se da en unidades de moles y la sustancia incógnita tambien se pide en unidades de moles.
Los pasos a seguir son los mismos que se mencionan en la sección 6.4.2
Ejemplo
¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando con suficiente oxígeno(O2) se necesitan para obtener 4 moles de agua(H2O).
X mol 4 mol
CH4 + 2 O2 à CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol
La ecuación nos indica que con un mol de metano se obtienen dos moles de agua por lo que se establece la relación.
X mol CH4 ----------- 4 mol H2O
1 mol CH4 ----------- 2 mol H2O
X= (1 mol CH4 ) (4 mol H2O)
2 mol H2O
X = 2 mol CH4
Esto significa que se necesitan 2 moles de metano para producir 4 moles de agua
Relaciones peso-peso.
Las llamadas relaciones estequiométricas dependen de la manera en que se plantea el problema, es decir de las unidades en que se da la sustancia dato del problema y de las unidades en que se requiere o pide la sustancia incógnita (dato que se desconoce y se pide calcular).
Relaciones dato - incógnita
Mol – mol
* Masa – masa masa – mol
Mol – masa
Vol – masa
* Masa – volumen mol – vol
Vol – mol
* Volumen - volumen
Unidades de medida
Masa = gramos, kilogramo o mol
Volumen = L, ml, m3, cm3
Revisemos ahora cuanta información podemos obtener a partir de una ecuación química balanceada, y que utilizaremos según el tipo de relación que se presente en el problema.
RELACIÓN MASA – MASA 0 PESO-PESO
En éste tipo de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta están en alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas veces la información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la cantidad en gramos o viceversa.
REACTIVO LIMITANTE
Reactivo limitante.- El que se encuentra en menor cantidad en una reacción química y de ella depende la cantidad de producto obtenido.
Reactivo en exceso.- Sustancia que se encuentra en mayor cantidad y que cuando reacciona toda la sustancia limitante, existe una cantidad de ella que no participa en la reacción; es decir es un sobrante en la reacción
Rendimiento de una reacción
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá, si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el máximo rendimiento, el cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.
La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se denomina el rendimiento teórico de la reacción,
La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es el rendimiento real.

4.10 Reacciones químicas simples

Una reacción química es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman 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.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química.

Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), combustión, solubilización, reacciones redox y precipitación.

Desde un punto de vista de la física se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas: reacciones ácido-base(sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo a el tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de sustitución doble:

Nombre	Descripción	Representación	Ejemplo
Reacción de síntesis	Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.	A+B → AB	2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
Reacción de descomposición	Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.	AB → A+B	2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
Reacción de desplazamiento o simple sustitución	Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.	A + BC → AC + B	Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución	Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.	AB + CD → AD + BC	NaOH + HCl → NaCl + H2O

Reglas:

·         En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)

·         No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente.

·         No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos obtenidos