1. Leyes Ponderales
1.1. Vamos a estudiar las leyes sobre reacciones químicas que condujeron a la teoría atómica. La palabra ponderal significa “referente al peso”. “Una reacción química es la transformación de una o varias sustancias, presentes inicialmente, llamadas sustancias reaccionantes o reactivos en otras de naturaleza y propiedades diferentes llamadas productos”
1.2. Ley de conservación de la masa (Ley De Lavoisier)
1.2.1. En las reacciones químicas la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.
1.2.1.1. aA+bB --> cC+dD
1.2.1.1.1. aA+bB = Reactivos cC+dD = Productos
1.3. Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust)
1.3.1. “La proporción entre las masas en que dos o más elementos se combinan para formar un cierto compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo”. “En los compuestos químicos los elementos que los forman están siempre en la misma proporción de pesos independientemente de la forma en la que hayan sido preparados”
1.3.1.1. (m_A/m_B)1=(m_A/m_B)2
1.3.1.1.1. Primero balanceamos la ecuación, luego usamos la regla de tres para hallar el término faltante y luego ya con todos nuestros datos completos, los sustituimos en la ecuación ( (m_A/m_B)1=(m_A/m_B)2 ), en estos los resultados de (m)1 y (m)2 deben ser igualen, este se mide en g.
1.4. Ley de las proporciones múltiples (Ley de Dalton)
1.4.1. “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, si la masa de uno de ellos la consideramos fija, entonces las masas del otro elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos”
1.4.1.1. Delos diversos compuestos formados, dividimos entre ellas las masas atómicas de los elementos de cada compuesto, dividimos los resultados de todos los compuestos entre el menor de estos, dando así tales números enteros simples.
2. La Teoría Atómica De Dalton
2.1. Esta teoría permite explicar satisfactoriamente las leyes ponderales de las reacciones químicas. Se publicó en 1808 y se apoya en las siguientes hipótesis:
2.1.1. 1. Los elementos químicos están formados por átomos, que son partículas materiales indivisibles e indestructibles.
2.1.2. 2. Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propiedades.
2.1.3. 3. Los átomos de elementos diferentes tienen masa y propiedades diferentes.
2.1.4. 4. En las reacciones químicas, los átomos permanecen inalterables.
2.1.5. 5. Los compuestos se forman mediante la unión de los átomos de los elementos correspondientes en una relación numérica sencilla.
3. Ley De Los Volúmenes De Combinación: (Ley Volumétrica De Gay - Lussac)
3.1. Al aumentar la presión de un gas el volumen disminuye si la temperatura es constante, y al aumentar la temperatura de un gas su volumen aumenta si la presión es constante, por lo tanto, al hablar del volumen ocupado por un gas tenemos que indicar en qué condiciones de presión y temperatura se encuentra.
3.1.1. “Los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química (si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura), están en una relación de números enteros sencillos”.
3.2. De acuerdo con la teoría cinético –molecular, podemos imaginarnos a un gas como un conjunto de partículas que se mueven continuamente y a gran velocidad. Las moléculas del gas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene, con choques perfectamente elásticos. Los espacios que existen entre las moléculas son inmensos en comparación con el tamaño de las propias moléculas, por lo que el tamaño de las partículas del gas no interviene en el volumen que este ocupa, aunque si influirá el número de moléculas.
3.2.1. En 1811 Amedeo Avogadro enunció la ley de Avogadro:
3.2.1.1. “Volúmenes iguales de diferentes gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de partículas”
4. Masas Atómicas Y Masas Moleculares
4.1. Unidad de Masa atómica
4.1.1. Doceava parte de un átomo de carbono-12. Su símbolo es u. 1 u = 1/12 m ( 12C ) Una unidad de masa atómica equivale a 1u = 1,6606 ·10 -27 kg = 1,6606 · 10 –24 g La masa atómica relativa de un elemento (Ar) indica el número de veces que dicha masa es mayor que la unidad de masa atómica.
4.2. Masa molecular
4.2.1. En un compuesto la masa molecular relativa (Mr) o peso molecular representa el número de veces que dicha masa son mayores que la unidad de masa atómica, y se calcula sumando las masas atómicas de los átomos que forman la molécula del compuesto.
5. El Concepto De Mol.
5.1. El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, electrones...) como átomos hay en 0,012kg de carbono 12.
5.2. Los átomos y las moléculas son extremadamente pequeños, por esto el número de partículas que intervienen en una reacción química es enormemente grande, aunque sólo reaccionen unos pocos gramos. Por eso los químicos han adoptado el mol.
5.3. “En la masa en gramos de un elemento o de un compuesto que coincida numéricamente con su masa atómica o molecular hay el mismo número de partículas (átomos o moléculas)”.
5.4. Este número recibe el nombre de constante de Avogadro o número de Avogadro, se representa por NA, su valor es: NA = 6,022 ·10^23 mol -1
5.5. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022 · 10^23 partículas. Definimos la masa molar (M) de un elemento o compuesto, como la masa en g que contiene un mol de sustancia. La masa molar se expresa en g/mol y coincide numéricamente con la masa atómica relativa cuando se trata de un elemento químico o con la masa molecular si se trata de un compuesto. La masa en gramos está relacionada con el número de moles mediante la siguiente expresión:
5.5.1. n=m/M
5.5.2. m = gramos (g) n = moles (mol) M = masa molar (g /mol)