Leyes estequiométricas

Ley de la conservación de la masa de Lavoisier

Ley de conservación de la masa

En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales, La podemos enunciar de la siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma y permanece invariable.

En un sistema cerrado (sin intercambiar materiales con el exterior) la masa total de las sustancias existentes no varía aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas.

En las reacciones nucleares (no en las reacciones químicas habituales) hay una relación entre masa y energía:

La masa se puede transformar en energía y la energía se puede transformar en masa, en una relación de:

Por lo tanto de esto se deduce que en reacciones químicas, la masa se conserva

Ley de Proust o de las proporciones constantes:

Ley de las proporciones constantes

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.

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.

También se conoce como la ley de las proporciones definidas.Ésta se considera una ley química fundamental

Existe una clase de sustancias, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados berthóllidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Un ejemplo de berthóllido es el óxidos de hierro. Su fórmula ideal es FeO, pero se ha determinado que la relación molar entre sus componentes se acerca a la fórmula Fe0,95O.

hay algunos compuestos que no pueden combinarse debido a que su valencia es 0: He,Ne,Ar,Kr.

algunos ejemplos de reactivos ilimitados son: O2,N2,H2,SO4.

EJEMPLOS: Tenemos un metal a la interperie (Cu) este se va a oxidar con la ayuda del oxigeno:

Cu + O =Cu2O (100%)

2gr O.5gr=2.5gr (100%)

Entonces el Cu esta en una proporción de 80% y el O esta en proporción del 20% una vez sabiendo esto podemos saber cuanto Cu y cuanto O hay en un compuesto aun si no nos dan todos los datos ejemplo:

Cu + O = Cu2O

8gr ? = ?

si ocho gramos es el 80% cuanto es el restante 2o%??? la respuesta es 2gr por lo tanto:

Cu + O = Cu2O (100%)

8gr 2gr =10gr (100%)

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Ley de las proporciones múltiples

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entre sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples 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 Ley de Dalton establece que la presión total, Ptot, 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

2Ag2O -------->4Ag+O2

Ag= 0.92682 g O= 0.0716 g

Ag=93.11% O = 6.89%

Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792): Ley de las proporciones equivalentes

"Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."

Los pesos de los diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.» Un equivalente-gramo de un ácido, base o sal, representa al número de gramos del compuesto capaz de liberar i mol de H+, OH- o cargas (+,-), respectivamente. De una manera mas simple y práctica, decimos que el equivalente-gramo de un ácido, base o sal, es numéricamente igual a la masa molar del compuesto, dividido entre el número de moles de iones H+, OH- o cargas (+,-) que libera en la reacción.

Ejemplos: El Eq-g de HCl se obtiene dividiendo la masa molar o peso molecular entre 1, ya que al reaccionar libera 1 mol de iones H+.

M.M 36.5

Eq-g HCl = = = 36.5g

Moles de iones H+ Liberados 1

Para una base como el NaOH su Eq-g se obtiene de manera similar, dividiendo su masa molar o peso molecular entre el numero de moles de iones OH- que libera al reaccionar, que es 1.

M.M 40

Eq.g NaOH = = = 40 g

Moles de iones OH- liberados 1

Para ácidos o bases que puedan liberar más de un mol de iones H+u OH-, su Eq-g se obtiene dividiendo la masa molar o peso molecular del compuesto entre el número de moles de iones liberados; así, el Eq-g del ácido fosfórico dependerá del número de moles de iones H+ que libere en la reacción y pueden ser los siguientes:

Eq-g de H3PO4 Si libera un ión H+ Si libera dos iones H+ Si libera tres iones H+

98 98 98 --------- = 98g --------- = 49g --------- = 32.66g 1 2 3

Para una sal como el CaSO4 se toma como base la valencia del ión calcio o del ión sulfato Ca+2 SO4-2.

M.M 136

Eq-g CaSO4= = = 68g

2 2

Para calcular el número de Eq-g se divide el peso en gramos de sustancia, entre el Eq-g de la misma:

W sustancia

Núm.Eq-g =

Eq-g sustancia