UNIDADES DE CONCENTRACIÓN EN LAS DISOLUCIONES

La cantidad de substancia disuelta en un peso o volumen determinado de disolución, o incluso de disolvente, contribuye a la concentración de la disolución.

Existen diferentes maneras de expresarla. La cantidad de substancia disuelta, conocida en general como soluto, puede expresarse en unidades físicas (corrientemente en gramos), o en unidades químicas (en moles o en equivalentes gramo).

Esta cantidad de soluto debe referirse a un peso determinado de disolución o de disolvente (100 o 1000 gramos) o a un volumen de disolución (1 litro) y más raramente de disolvente.

Las UNIDADES DE CONCENTRACIÓN utilizadas son las siguientes:

• Peso de soluto en peso de disolución: también llamado Tanto por ciento en peso, se refiere a Gramos de soluto en 100 gramos de disolución. (Unidad utilizada muy frecuentemente en la vida práctica).
• Peso de soluto en peso de disolvente: Gramos de soluto en 100 gramos de disolvente. (Poco utilizada. Siempre que la concentración se expresa en tanto por ciento en eso, se refiere a peso de soluto en 100 partes en peso de disolución. Puede ser útil para preparar la disolución correspondiente).
• Peso de soluto en volumen de disolución: Gramos de soluto en 1 litro de disolución. (Empleada también muchísimo en el trabajo corriente).
• Peso de soluto en volumen de disolvente: Gramos de soluto en 1 litro de disolvente. (Poco utilizada. Cuando la concentración se expresa simplemente en gramos por litro se refiere siempre a volumen de disolución. Puede ser útil, no obstante, para preparar rápidamente la disolución).
• Moles de soluto en volumen de disolución: También llamada Molaridad, se refiere a: Moles de soluto en 1 litro de disolución. (Unidad muy utilizada en los cálculos químicos).
• Equivalentes gramo de soluto en volumen de disolución: También llamada Normalidad, y se refiere a: Equivalentes gramo de soluto en 1 litro de disolución. (Unidad utilizada exclusivamente en análisis volumétrico. Es muy útil; disoluciones de igual normalidad reaccionan volumen a volumen).
• Moles de soluto en peso de disolvente: Llamada Molalidad, o Moles de soluto en 1000 gramos de disolvente. (Unidad utilizada en el estudio teórico de propiedades de las disoluciones)
• Fracción Molar: Moles de cada componente en 1 mol de disolución. ( Es la unidad de concentración químicamente más correcta. Se utiliza también en estudios teóricos, en especial cuando la división de los componentes de la disolución en soluto y solvente sería completamente arbitraria).

*Para transformar unidades de concentración referidas a peso, a unidades de concentración referidas a volumen, o viceversa, se necesita conocer la densidad de la disolución.

**No existe una relación matemática entre la concentración de una disolución y su densidad, si bien, en general, existe una relación unívoca entre ambas magnitudes, esto es, a cada concentración corresponde a una densidad y a cada densidad corresponde una sola concentración. Para diversas substancias se ha determinado esta relación, por lo cual, conocida la densidad de una disolución dada puede hallarse la concentración que corresponde.

FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR

CÁLCULOS PARA DETERMINAR LA FÓRMULA EMPÍRICA

(Leer la fundamentación teórica en los artículos anteriores)

Para determinar la fórmula empírica de un compuesto debemos conocer la COMPOSICIÓN CENTESIMAL exacta del producto en cuestión; para comprender el procedimiento, se resolverán los siguientes problemas:

1) Al analizar el cromato potásico se encuentra que contiene 40,25% de potasio, 26,79% de cromo y 32,95% de oxígeno. Averiguar la fórmula empírica del cromato potásico


a) COMPOSICIÓN CENTESIMAL Y SUS CORRESPONDIENTES PESOS ATÓMICOS

K = 40.25% = 40.25 g----------Peso atómico = 39.1 g/mol

Cr = 26.79% = 26.79 g----------Peso atómico = 52.01 g/mol

O = 32.95% = 32.95 g----------Peso atómico = 16.00 g/mol

b) CALCULAR LOS MOLES DE CADA ELEMENTO

moles de K = 40.25 g / 39.1 g/mol = 1.03 mol

moles de Cr = 26.79 g / 52.01 g/mol = 0.52 mol

moles de O = 32.95 g / 16 g/mol = 2.06 mol

* Entre los moles calculados, determinamos el menor entre todos ellos, en este caso corresponde a 0.52 mol. Para determinar los moles reducidos, se procederá a dividir cada uno de los moles calculados entre el menor de ellos, con el fin de transformarlos en Nº enteros.

c) CALCULAR LOS MOLES REDUCIDOS

moles reducidos de K = 1.03 mol/0.52 mol = 1.98 se aproxima a 2

moles reducidos de Cr = o.52 mol/0.52 mol = 1

moles reducidos de O = 2.06 mol/ 0.52 mol = 3.96 se aproxima a 4

d) EXPRESAR LA FÓRMULA EMPÍRICA

La fórmula empírica del cromato potásico será en consecuencia K2CrO4


-------------------------------------------------------------------------------------------------

2) Un compuesto llamado hidrato de cloral, sustancia orgánica empleada como hipnótico, posee las siguientes proporciones. Hallar la fórmula empírica de la sustancia.

elemento----------% elemento----------moles elemento----------moles reducidos
C------------------14,52----------------1,209--------------------1,209/1,209 = 1
H------------------1,83-----------------1,816--------------------1,816/1,209 = 1,5
O-----------------19,35-----------------1,210--------------------1,210/1,209 = 1
Cl-----------------64,30----------------1,814---------------------1,814/1.209 = 1,5

* Como se puede observar los moles reducidos aún no son Nº enteros, pero se pueden hacer tales si se utiliza el siguiente procedimiento matemático, al multiplicar 1,5 x 2 = 3 es decir, lo hacemos entero, entonces cada uno de los moles reducidos se multiplicarán por 2 para no perder la proporción entre ellos, y todos estarán en números enteros, tal y como lo requiere una fórmula química, quedando:

elemento---------------moles reducidos
C------------------------2
H------------------------3
O------------------------2
Cl------------------------3

La fórmula empírica del hidrato de cloral es C2H3O2Cl3

-------------------------------------------------------------------------------------------------

3) La fórmula empírica de un ácido monoprótico es CH2O con un peso fórmula (molecular) de 90,09 g/mol. Calcula con estos datos la fórmula molecular del ácido.

a) PESO MOLECULAR DE LA FÓRMULA EMPÍRICA

PM = (12,01 + 2 x 1.008 + 1 x 16) g/mol
PM = 30.03 g/mol

b) RELACIÓN ENTRE LOS PESOS MOLECULARES

PM fórmula molecular / PM fórmula empírica = 90,09 g/mol / 30.03 g/mol = 3

El nº 3 significa el valor que multiplicará la fórmula empírica para dar la fórmula molecular

3 x (CH2O) = C3H6O3 que es la fórmula molecular.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

CÁLCULOS PARA DETERMINAR LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL


Se recomienda leer la teoría dada en el artículo anterior para poder comprender el procedimiento de los cálculos inherentes a la determinación de la composición centesimal de una molécula.


1) La fórmula del agua es H2O. Hallar la composición centesimal del agua

En una molécula de agua ha 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. Su peso molecular corresponde a:

PM del agua = 2 x Pat del H + 1 x Pat del O
PM del H2O = (2 x 1,008) + (1 x 16,000)

Gramos totales = PM del H2O = 18,016 g

En este peso molecular corresponden 2 x 1,008 = 2,016 g de hidrógeno y 16,000 g de oxígeno. Por consiguiente la proporción de estos dos elementos en el agua será:

% elemento = (gramos del elemento / gramos totales) x 100

% H = (2 x 1,008 g / 18,016 g) x 100 =
%H = 0, 1119 x 100 = 11.19 % de Hidrógeno

%O = (16 g / 18,016 g) x 100 =
%O = 0.8881 x 100 = 88.81 % de Oxígeno

Por consiguiente, el agua está constituida por:
elemento---------- % del elemento
Hidrógeno---------- 11,19 % de H
Oxígeno------------ 88.81% de O


Siguiendo el procedimiento anterior, resuelve los siguientes problemas:

2) Hallar la composición centesimal del clorato potásico KClO3


Resultado:
elemento --------------% del elemento
K ----------------------31,91 % de K
Cl --------------------- 28,93 % de Cl
O --------------------- 39,16 % de O


3) Calcular el % Cu (tanto por ciento de cobre) existente en los compuestos siguientes:
a) óxido cuproso, Cu2O
b) cloruro cuproso, CuCl
c) sulfuro cúprico, CuS
d) sulfato cúprico pentahidratado CuCO4.H2O

Resultado:
ejercicio ----------------% Cu
a) ----------------------88,85 % de Cu
b) ----------------------64,20 % de Cu
c) ----------------------66,46 % de Cu
d) ----------------------25,45 % de Cu

FÓRMULAS MOLECULARES Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL

En capítulos anteriores se ha indicado la manera de determinar el peso molecular de las sustancias. El problema inmediato es averiguar la fórmula de los compuestos, ésto es, conocer el número de átomos de los elementos que integran su molécula, o lo que es lo mismo, el número de pesos atómico-gramo de cada elemento que integran un mol del correspondiente compuesto.

La determinación de la fórmula de un compuesto se realiza fácilmente a partir de la composición centesimal del mismo, ésto es, de la cantidad en peso de cada elemento que existe en cien partes del compuesto, forma habitual de indicar su composición ya que es una medida más comprensible que la del tanto por uno.

La composición centesimal nos da el peso en gramos de cada elemento existentes en 100 gramos del compuesto, y se determina a partir de la fórmula molecular conocida, la cual se habría determinado mediante métodos químicos adecuados:

1) Si el compuesto se forma a partir de cantidades conocidas de los elementos o método sintético

2) O bien, los elementos pueden aislarse del compuesto o método analítico

En cualquier caso, la determinación de composición centesimal es inmediata.

1) Se detemina el peso molecular de la fórmula dada

2) Se determina el peso de cada elemento presente en su respectivo peso molecular

3) Se procede a aplicar la siguiente fórmula

% del elemento = (gramos del elemento / gramos totales) x 100

Recordar que los gramos totales se refieren al peso molecular de la fórmula. El resultado obtenido está expresado en % y se refiere a 100 g del compuesto, por lo cual cada porcentaje correspondería a los gramos respectivos de cada elemento.

La fórmula empírica se calcula a partir de la composición centesimal conocida de un determinado compuesto, para lo cual se deberán seguir los siguientes pasos:

1) Tener la composición centesimal de la fórmula que se va a proceder a calcular: recordar que la composición centesimal son los gramos de cada elemento por 100 g del compuesto.

2) Determinar los número de moles de cada elemento, que se obtienen dividiendo los pesos de cada elemento (de la composición centesimal) entre sus respectivos pesos atómicos.

3) Los números que se obtienen en los cálculos anteriores son generalmente decimales, y vale recordar que en cualquier compuesto, su molécula posee sus átomos en relación de números enteros, por lo cual se deberá aplicar el siguiente porcedimiento matemático, con el fin de transformar los coeficientes decimales en números enteros.

4) Vamos a observar los moles calculado en el paso anterior, de allí vamos a determinar cuál de ellos es el menor entre todos. Para obtener los números enteros, es decir, los moles reducidos, se procede a dividir cada uno de los moles calculados entre el menor de los moles: el menor entre sí mismo dará indudablemente la unidad, y frecuentemente los restantes pasan también a ser números enteros. De no ser así, es una cuestión muy fácil ver por cuál de los números enteros sencillos (2, 3, 4, ...) hay que multiplicar estos nuevos cocientes para que todos ellos puedan pasar a ser números enteros. Recordar que si debemos multiplicar algún mol reducido por algún número para hacerlo entero, deberemos multiplicar también tal número por todos los moles reducidos, pues así no se altera la relación etre los átomos del compuesto a determinar.

5) De esta forma se llega a un grupo de coeficientes enteros pequeños que corresponden a cada uno de los átomos que conforman el compuesto. La fórmula que se determina con éste procedimiento es la fórmula empírica; la fórmula molecular bien podría ser un múltiplo de la misma, la cual puede establecerse a partir de los pesos moleculares repectivos a las fórmulas empírica y molecular.

6) Si conocemos el peso molecular de la fórmula molecular (PFM) y determinamos el peso molecular de la fórmula empírica (PFE) podremos calcular de manera muy sencilla el múltiplo existente entre las 2 fórmulas

Múltiplo = PFM / PFE

Para establecer la fórmula molecular se procederá a multiplicar el múltiplo por los coeficientes de cada uno de los átomos que conforman la fórmula empírica.

En ambos casos (composición centesimal y fórmula empírica), los cálculos son muy sencillos basta trabajar con cuidado. En las entradas siguientes se explicarán la manera de operar en este tipo de cálculos químicos

TABLA PERIODICA EN DIAPOSITIVAS

| View | Upload your own

ESTEQUIOMETRÍA Y ECUACIONES QUÍMICAS: CÁLCULOS

Si se ha escrito correctamente la ecuación química igualada de una determinada reacción química, como cada fórmula representa no sólo a la sustancia en cuestión, sino también un peso fórmula (o molecular) de la misma, se pueden establecer relaciones entre los pesos de dos cualesquiera cuerpos reaccionantes y calcular, a partir de una de dichas relaciones, la cantidad de una sustancia si se conoce la de otra. En el caso de sustancias gaseosas, la fórmula molecular representa no sólo el peso molecular-gramo, sino también el volumen molar, el cual, en condiciones normales, es igual, muy aproximadamente, a 22.4 litros.

Desde un punto de vista químico más correcto estos cálculos deben mejor realizarse determinando el número de moles de la sustancia que se desea a partir del número de moles de la sustancia dada y del factor de conversión de uno a otro producto, el cual se deduce de la relación entre el número de moléculas (y de moles) entre ambas sustancias, establecido en la ecuación química correspondiente. De este número de moles se calcula el peso de aquella sustancia o, en su caso, de ser un gas, el volumen en las condiciones deseadas.

En muchos casos, especialmente en aquellas reacciones que tienen lugar en disolución, utilizadas en análisis volumétrico cuantitativo, los cálculos químicos se llevan a cabo utilizando el principio general de que los cuerpos reaccionan equivalente a equivalente.

El peso equivalente de un elemento, derivado de la Ley de Richter de las proporciones recíprocas, es loa cantidad de elemento que se combina o que reemplaza a un átomo de hidrógeno; el peso equivalente gramo del elemento es, por tanto, el peso en gramos de él, que se une o sustituye a un átomo gramo de hidrógeno, esto es, a 1.008 gramos. El peso equivalente gramo de un elemento (y también de un compuesto), se une o reemplaza en las reacciones químicas al peso equivalente gramo de cualquier otro elemento (o compuesto).

Los problemas numéricos inmediatos que se deducen de las ecuaciones químicas se subdividen en tres grupos:

Relaciones peso-peso
Relaciones peso-volumen
Relaciones volumen-volumen


--------------------------------------------------------------------------------


Relaciones ponderales deducidas de las ecuaciones químicas. Análisis gravimétrico

Los siguientes ejemplos ponen de manifiesto la forma de operar en este tipo de cálculos químicos.

1. Hallar el peso de oxígeno que puede obtenerse al calentar 75 g de óxido mercúrico, HgO

La reacción correspondiente a la descomposición del óxido mercúrico es

2 HgO = 2 Hg + O2

2 x 216,61 g 2 x 200,61 g 32 g

= 433,22 g = 401,22 g

indicándose debajo de cada fórmula el peso molecular o peso fórmula respectivo, multiplicado por el coeficiente de la propia sustancia.

Puesto que 433,22 g de HgO dan a lugar 32 g de O2 , los 75 g de HgO (dato del problema) darán a lugar X g de O2, con lo cual se puede plantear una Regla de 3 simple

433,22 g de HgO ------------ 32 g de O2

75 g de HgO ------------ X

X = 75 g de HgO x 32 g de O2/433,22 g de HgO = 5,54 g de O2



El problema puede resolverse también desde el punto de vista químico si se tiene en cuenta que 2 moles (*) de HgO dan lugar a 1 mol de O2 y que, por tanto, el número de moles de HgO que tenemos,multiplicado por el factor de conversión correspondiente1mol de O2/2 moles de HgO, nos dará el número de moles de O2 que se formen, el cual, multiplicado por el factor de conversión 32 g de O2/1 mol de O2 , será igual al número de gramos que se obtendrán de esta sustancia. La expresión rugurosamente correcta del cálculo químico es:

= 75 g HgO /216.61 g HgO/mol Hgo X 1 mol O2/ 2 mol HgO X 32 g O2/1 mol O2 =

= (75 x 32 /216.61 x 2) g de O2 = 5.54 g de O2

El primer factor es el número de moles de HgO que nos dan, el segundo convierte el número de moles de HgO en moles de O2, y el tercero transforma el número de moles en gramos de oxígeno.

Los dos caminos llegan, naturalmente, al mismo resultado. Aunque el primero, que utiliza una simple regla de 3, puede parecer más inmediato e intuitivo, el estudiante debe procurar resolver siempre estos problemas por el segundo método, mucho más formativo en los estudios de Química y más seguros en la exactitud del resultado encontrado.

PROBLEMA PARA RESOLVER: Calcular la cantidad de clorato de potasio KClO3, que se necesita para obtener 1 Kg de Oxígeno. La ecuación correspondiente a la descomposición del clorato de potasio es: 2KClO3 = 2 KCl + 3 O2

Resultado: 2553 g de KClO3

(*) En todos los cálculos químicos consideraremos como mol no sólo el peso en gramos correspondiente al peso molecular de la sustancia, sino también al peso fórmula para compuestos de tipo no molecular y al peso atómico para elementos metálicos y análogos cuya fórmula es monoatómica.


--------------------------------------------------------------------------------


Relación peso-volumen deducidas de las ecuaciones químicas

2. Calcular el volumen de hidrógeno en condiciones normales que podrá obtenerse al hacer reaccionar 500 g de zinc con ácido sulfúrico diluido. La ecuación correspondiente a este proceso es:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

65,38 g 22.4 litros en c.n.

indicándose debajo del símbolo del zinc el peso atómico-gramo, y debajo de la fórmula del hidrógeno el volumen molar en condiciones normales.

Puesto que 1 mol de Zn da lugar a 1 mol de hidrógeno, el factor de conversión de moles de Zn a moles de H2 es de 1mol de H2 / 1 mol de Zn y, por tanto,

moles de Zn = g de Zn / P.atómico Zn = 500 g /65.38 g /mol = 7.65 mol de Zn

1 mol de H2 = 22.4 litros en condiciones normales

entonces tenemos que:

7.65 moles de Zn x 22,4 l (c.n.)H2 / 1 mol de Zn = 171,36 litros de Hidrógeno en c.n.

El problema puede resolverse también mediante una Regla de 3 simple, ya que:

65,38 g de Zn = 22.4 l de H2

500 g de Zn = X

X = 500g de Zn x 22. 4 l de H2 / 65.38 g de Zn = 171,31 litros de H2

Si el volumen del gas considerado no se mide en las condiciones normales de temperatura y presión, se calcula el volumen molar en las nuevas condiciones y se procede como en el ejmplo anterior. Este nuevo volumen moklar puede calcularse mediante corrección simultánea de las condiciones de presión y temperaturao, mejor, utilizando la ecuación general de los gases. El siguiente ejemplo muestra la forma de operar en estos casos.

3. Hallar el volumen de cloro medido a 20ºC y presión de 746 mm Hg que podremos obtener al reaccionar 50 g de permanganato de potasio KMnO4 con un exceso de ácido clorhídrico concentrado. La ecuación correspondiente a la reacción que tiene lugar es:

2 KMnO4 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O

Pasos a seguir:

a) Calcular los moles de permanganato de potasio KMnO4

moles KMnO4 = gramos de KMnO4 / Peso molecular KMnO4

moles KMnO4 = 50 g /158.06 g/mol de KMnO4 = 0.32 moles de KMnO4

b) Transformar moles de permanganato en moles de cloro, planteamos la siguiente Regla de 3 simple:

2 moles de KMnO4 = 5 moles de Cl2

0.32 moles de KMnO4 = X

X = 0.32 moles de KMnO4 x 5 moles de Cl2 / 2 moles de KMnO4 = 0.80 moles de Cl2

c) Transformar las unidades de presión y temperatura dadas

20ºC = 293 ºK y 746 mm Hg = 0.98 atm

d) Se aplica la ecuación general de los gases P V = n R T y se despena el volumen

V = n R T / P

V = 0.80 moles x 0.082 l.atm/ºK.mol x 293 ºK / 0.98 atm = 19.61 litros de cloro en las condiciones dadas


--------------------------------------------------------------------------------


Relaciones volumétricas deducidas de las ecuaciones químicas. Análisis de mezclas gaseosas.

En las reacciones entre gases, los coeficientes de los cuerpos reaccionantes en la ecuación correspondiente representan, no sólo el número de moles sino el número de volúmenes molares de dichas sustancias gaseosas. Por este motivo, la relación entre los volúmenes de los cuerpos gaseosos reaccionantes, medidos a las mismas condiciones de presión y temperatura, es igual a la relación de los coeficientes respectivos. Puesto que estos coeficientes son números enteros sencillos se comprende que las relaciones entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción sean relaciones de números enteros sencillos (Ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación).

4. Calcular el volumen de oxígeno necesario para quemar 12 litros de hidrógeno. Los volúmenes de ambos gases están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. La ecuación correspondiente a la reacción es:

2 H2 + O2 = 2 H2O

1 mol de hidrógeno = 1 volumen molar de hidrógeno = 1 volumen cualquiera de hidrógeno

1 mol de oxígeno = 1 volumen molar de oxígeno = 1 volumen cualquiera de oxígeno

El problema puede resolverse mediante una Regla de 3 sencilla

2 volúmenes de H2 ------------------ 1 volumen de O2

12 litros de H2 ------------------ X

(tomamos los volúmenes de los gases en litros)

X = 12 litros de H2 X 1 litro de O2 / 2 litros de H2

X = 6 litros de O2

LEYES PONDERALES

Las 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:

1) Ley de conservación de la masa: Anoine 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". Estaa conclusión de Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa.

En las reacciones químicas de laboratorio, se puede constatar que la masa de los productos es igual a la de los reaccionantes; este comportamiento está plenamente explicado en uno de los postulados de Dalton, que identifica las reacciones químicas como una redistribución de átomos.

La ley de conservación de la masa fue enunciada por Lavoisier aunque era utilizada como hipótesis de trabajo por químicos anteriores, commo J. Rey. El equivalente a ésta ley es la Ley de la Conservación de la Energía, que dice: "la energía de la Naturaleza no se crea ni se destruye, sólo se transforma".

De acuerdo con la física moderna si existe variación en la cantidad de masa durante las transformaciones químicas, puesto que cierta cantidad de materia se transforma en energía, sólo que ésta es ínfima, despreciable.

Según Einstein teniendo en cuenta que tanto la materia como la energía tienen masa, la ley de conservación de la masa puede expresarse así: "el total de masa y energía es igual antes y después de un proceso químico cualquiera".

P. 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)

7 g + 4 g --> 11 g ( de acuerdo a sus masas reales)

2) Ley de las proporciones definidas o constantes: El enunciado de esta ley fue hecho por Louis Proust y definida por Dalton debido a su relación íntima con la teoría atómica. Esta ley enuncia que: "en las combinaciones de los elementos, las masas que de ellos intervienen son fijas para cada una y no se modifican por el exceso de una de ellas ni por la presencia de alguna sustancia extraña". También puede expresarse así: "en la formación de un compuesto la cantidad de un elemento que se combina con una masa definida de otro es siempre la misma" . Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto, su composición será siempre la misma.

Paraa ejemplificar esta ley, tomemos: Al calentar mercurio en presencia de oxígeno se forma un povlo rojizo, el óxido mercurico. Supongamos que se utilizan 92.6 gramos de mercurio; para que toda ésta cantidad se transforme se necesitan 7.4 gramos de oxígeno. O dicho en otras palabras 7.4 g de O2 reaccionan con 92.6 g de Hg y lo único que queda es HgO, por la ley de conservación de la masa quedaría

Mercurio + Oxígeno --> Óxido mercúrico

92.6 g + 7.4 g --> 100 g

Por lo tanto, para que se conserve la masa en la reacción deben producirse 100 g de óxido mercúrico. Por cada 100 g de producto que contiene la siguiente composición centesimal: 92.6% de mercurio y 7.4% de oxígeno.

Sin importar la cantidad que se utilice ni cuánto se calienta, siempre que el mercurio se combien con el oxígeno, reacciona para producir óxido mercúrico.

Otra forma de preseentar este resultado es realizando la siguiente operación matemática:

92.6 g de mercurio x 1 g de oxígeno/7.4 g de oxígeno = 12.5 g de mercurio

lo que quiere decir que para cada 1 g de oxígeno se necesitan 12.5 g de mercurio.

La Ley de las Proporciones Definidas fue establecida en 1801 por el químico francés L.J. Proust, aunque inicialmente fue criticada por C. L. Berthollet.

3) Ley de las proporciones múltiples: 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 dice: "cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción, para formar compuestos diferentes, la masa de uno de los elementos que se combinan con la misma masa de otro, están en relación de números enteros pequeños".

Por ejemplo, el carbono puede reaccionar con el oxígeno para formar 2 compuestos: el monóxido de carbono y el dióxido de carbono:

CO (monóxido de carbono), está en relación 1:1 (12 g de C y 16 g de O)

CO2 (dióxido de carbono), está en relación 1:2 (12 g de C y 32 g de O)

Vemos que la masa de carbono permanece constante, pero varía la del oxígeno, estableciéndose relaciones pequeñas 1:1 y 1:2. Otro ejemplo es el caso del nitrógeno que puede formar con el oxígeno diferentes compuestos:

N2O relación 2:1 (28 g de nitrógeno y 16 g de oxígeno)

N2O3 relación 2:3 (28 g de nitrógeno y 48 g de oxígeno)

N2O5 relación 2:5 (28 g de nitrógeno y 80 g de oxígeno)

Vemos que la cantidad de nitrógeno permanece constante (28 g) y varía la cantidad de oxígeno, estableciéndose relaciones sencillas 2:1, 2:3 y 2:5

La Ley de las Proporciones Múltiples fue enunciada en 1803 por John Dalton (17766 - 1844) y fue confirmada experimentalmente por el químico sueco Jans Jacob Berzelius (1779 - 1848)

BERZELIUS, JÖNS JACOB

Biografía de Berzelius, Jöns Jacob

Suecia, Europa
Químico sueco.

Biografía:
(Väfversunda, Suecia, 1779-Estocolmo, 1848) Químico sueco. Estudió medicina en la Universidad de Uppsala y fue profesor de medicina, farmacia y botánica en el Karoline Institute de Estocolmo.

En un período de diez años estudió alrededor de 2 000 compuestos químicos. Tomando el oxígeno como base de referencia determinó el peso atómico de los demás elementos; los resultados fueron publicados en 1818 en una tabla de pesos atómicos de 42 elementos.

Paralelamente, sus experimentos sobre la electrólisis le condujeron a proponer la teoría de que los compuestos están constituidos por una parte eléctricamente positiva y otra negativa, siendo ello aplicable tanto para compuestos inorgánicos como orgánicos. Introdujo la notación química actual y los conceptos de isomería, halógeno, acción catalítica y radical orgánico.

Descubridor de los elementos cerio (1803), selenio (1817) y torio (1828), también consiguió aislar el silicio (1823), el circonio (1824) y el titanio (1825).