Ley de la conservación de la masa de Lavoisier En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa total de los reactivos re activos es igual a la masa total de los productos resultantes. La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la identidad de los elementos químicos, que resulta indispensable en el balanceo de ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en cualquier re acción química se conserva la masa. Es decir: la mater ia no se crea, ni se destruye, solo se transforma. "En toda reacción química la masa se conserva, e sto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos" «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, e s decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».
Ley de Proust o de las proporciones constantes La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas. Fue enunciada por el farmacéutico y químico francés Louis Proust en 1795, basándose en experimentos que llevó a cabo siendo profesor del Real Colegio de Artillería de Segovia de Segovia, por lo tanto también se conoce como Ley de Proust. Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula molecular, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley.
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Puede ocurrir que dos elementos se combinan y -en vez de producir un solo compuesto- ge neren varios compuestos (caso no previsto en la ley de P roust).
En 1808, Dalton concluyó que los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan una relación expresable por lo general mediante un c ociente de números enteros pequeños. Es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demo strada por el químico y físico francés Louis Joseph GayLussac. Dice:
Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, se une a una masa fija del otro, tienen como relación números canónicos e indistintos. Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que P roust no se había percatado, y es e l hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.
Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792) La ley de las proporciones recíprocas o equivalentes o también ley de Richter-Wenzel es una de las llamadas leyes estequiométricas y fue enunciada por primera vez por Jeremías Benjamín Richter en 1792 en el libro que estableció los fundamentos de la estequiometría, y fue completada varios años más tarde por W enzel. Es de importancia para la historia de la química y el desarrollo del concepto de mol y de fórmula química, más que para la química actual. Esta ley permite establecer el peso equivalente o peso-equivalente-gramo, que es la cantidad de un elemento o c ompuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia. El enunciado de la ley es el siguiente: Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer e lemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.
Átomo gramo Un átomo gramo de un elemento, es la cantidad de él cuya masa, expresada en gramos, es numéricamente igual a su masa atómica. Un átomo gramo de un eleme nto contiene un Número de Avogadro de átomos de dicho elemento. Masa átomo gramo La masa átomo gramo de un elemento, es la masa de un átomo gramo de él expresada en gramos. Es numéricamente igual a su masa atómica. Cantidad de un elemento simple, expresada en g ramos, correspondiente a su masa atómica relativa. Unidad de cantidad de sustancia cuyo valor numérico expresado en gramos coincide con la masa atómica relativa del elemento. Esa c antidad es equivalente al número de átomos contenidos en doce gramos del isótopo de carbono de peso atómico doce. Doce gramos de 12C contienen 6,0231367·10 23 (número de Avogadro) átomos.
Mol gramo Es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades. Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto químico) y considerando a la vez un c ierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación e s motivo de debates,1 aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir del 2011 la definición se base directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el m etro a partir de la velocidad de la luz). El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas – existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)3 y equivale a:
Numero de avogadro Es el número de entidades elementales (normalmente átomos o moléculas) existentes en un mol de una sustancia cualquiera. El término histórico número de Avogadro fue un concepto similar al actual, pero ya obsoleto. La constante de Avogadro debe su nombre al científico italiano de principios del siglo XIX Amedeo Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que e l volumen de un gas (a una determinada presión y tem peratura) es proporcional al número de átomos, o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas. El físico francés Jean Perrin propuso en 1909 nombrar la constante en honor de Avogadro. Perrin ganó en 1926 Premio Nobel de Física, en gran parte por su trabajo en la determinación de la constante de Avogadro mediante varios métodos diferentes. El valor de la constante de Avogadro fue indicado en primer lugar por Johann Josef Loschmidt que, e n 1865, estimó el diámetro medio de las moléculas en el aire por un método equivalente a calcular el número de partículas en un volumen determinado de gas.7 Este último valor, la densidad numérica de partículas en un gas ideal, que ahora se llama en su honor constante de Loschmidt, es aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro. Por número de Avogadro se entiende al número de entidades elementales (es decir, de átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia. Pero veamos qué significa esto.
Volumen molar Unidad de medida del Sistema Internacional de Unidades de valor constante para expresar cuantitativamente a partir de las unidades de base el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia gas eosa en condiciones de presión y temperatura, su símbolo es Vm. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es e l metro cúbico por mol: m
3
-1
·
mol
En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa oc upará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura). Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas. Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:
Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L.
Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.
Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.
Peso atómico El peso atómico (también llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo: A) es una cantidad física definida como la suma de la cantidad de las masas y del número atómico con el símbolo (Z) de un elemento (de un or igen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la (IUPAC). Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales. Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física se puede usar también la ex presión masa atómica relativa. Desde por lo menos 1860 y hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversia considerable6 (véase más adelante). A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales), los pesos atómicos no son constantes físicas. Número asignado a cada elemento químico para especificar la masa prome dio de sus átomos. Puesto que un elemento puede tener dos o más isótopos cuyas masas difieren, el peso atómico de tal elemento dependerá de las proporciones relativas de sus isótopos. La composición isotópica de los elementos que se e ncuentran en la naturaleza es casi constante, excepto en aquellos que ha producido la radiactividad natural.
Reactivo limitante El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determina, o limita, la c antidad de producto formado, y provoca una concentración limitante a la anterior. Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se emplea para saber los moles de un producto obtenido a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada. Generalmente cuando se efectúa una reac ción química los reactivos no se encuentran en c antidades estequiometricamente exactas, es decir, e n las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la r eacción se detiene. El o los r eactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso. La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción. El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacc ión, aprovechándose así al máximo. El concepto de reactivo limitante ó limitador puede aparec er en las reacciones en las que intervienen dos ó más reactivos. Método 1 Este método se basa en la comparación de la proporción de cantidades de reactivo con la r elación estequiométrica. Así, dada la ecuación general:
Siendo X e Y reactivos, Z productos y a, b y c , sus respectivos coeficientes estequiométricos. Si
Si Si
>
entonces Y es el reactivo limitante.
Reactivo en exceso El reactivo en exceso, como su nombre lo indica es aquel que va a quedar de sobra en la reacción; hay tanto reactivo que se va a consumir una parte de este en la reacción y la otra parte quedara sobrante sin reaccionar Cuando colocamos dos elementos o compuestos para que reaccionen químicamente entre sí, lo usual es colocar una cantidad exacta de uno de los reac tivos, y colocar una cantidad en exceso del se gundo reactivo, para asegurarnos que el primero podrá reaccionar completamente, y de est a manera, poder realizar cálculos basados en la ecuación química ajustada estequiométricamente El reactivo que se consume por completo e s el llamado reactivo limitante, porque es el que determina la cantidad de producto que se puede producir en la reacción. Cuando el reactivo limitante se consume, la reacción se detiene. El reactivo que no reacciona completamente, sino que “sobra”, es el denominado reactivo en exceso. Si tenemos una cierta cantidad de dos e lementos o compuestos diferentes, para producir una reacción química, podemos saber con anticipación cuál será el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso, realizando algunos cálculos basados en la ecuación química ajustada.
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
Presión Normal: 1atm o 760 mm de Hg.
Un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura (NPT) que corresponde a 0°C (273 k) y 1 atmósfera de presión, ocupará en esas condiciones un volumen de 22.4 litros; a éste volumen se l e conoce como volumen molar. El volumen molar de una sustancia, simbolizado Vm, es el volumen de un mol de ésta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico por mol: m3 · mol-1 Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 1023 partículas.2 En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura). Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros.3 Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.
Grado de conversión o rendimiento La conversión, es la fracción de la alimentación o de algún material clave de la alimentación que se convierte en producto. La conversión tiene que ver con el grado de conversión de una reacción, que por lo general es el porcentaje o fracción del reactivo limitante que se convierte en producto.
En el caso en que compitan dos o más reacciones, aparece la selectividad; que es el cociente de los moles obtenidos del producto deseado entre los moles del producto no deseado obtenido en un conjunto de reacciones.
Otra definición es que la conversión es la fracción de reactante que se transforma a producto, pero eso es la cantidad total de productos, en caso de que sea un solo producto sería entonces en ese caso conversión y rendimiento pero para más de 1 producto entonces el rendimiento seria función de la selectividad hacia un producto determinado, y vendría dada por el cociente de los moles de producto n entre los moles de productos totales, o sea la cantidad total de producto por la conversión. Por último, el rendimiento para un solo producto o reactivo, es la masa o moles obtenidos de producto final divididos entre el peso o moles del reactivo inicial alimentado o consumido. Si intervienen más de un producto y más de un reactivo, habrá que especificar claramente el reactivo en el que se basa el rendimiento. Los términos de rendimiento y selectividad miden el grado en que se lleva a cabo una reacción deseada respecto a reacciones alternativas que compiten con ella (indeseadas). Rendimiento generalmente se expresa en porcentaje y corresponde al cociente entre los moles producidos por los moles iniciales de compuesto y esto por 100, además el rendimiento está regido por diversos factores, siendo uno de los más importantes la presencia de reactantes limitantes
