Conceptos Fundamentales de Química: Estequiometría y Leyes Ponderales
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Conceptos Fundamentales de Química
Mol
El mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas (átomos, moléculas, iones) que hay en 12 g de carbono-12. Ese número es 6.022 × 10²³, conocido como el número de Avogadro.
Molaridad (M)
La molaridad (M) es la concentración de una solución, expresada como moles de soluto por litro de solución.
Fórmula:
M = moles de soluto / litros de solución
Normalidad (N)
La normalidad (N) es otra forma de expresar la concentración, basada en los equivalentes del soluto.
Fórmula:
N = equivalentes / litros de solución
Equivalente Químico
Un equivalente químico es la cantidad de sustancia que reacciona con 1 mol de H⁺ o 1 mol de electrones. Su valor depende del tipo de reacción.
Ejemplo: en ácidos, es el número de H⁺ que puede donar; en bases, de OH⁻ que puede aceptar.
Rendimiento de una Reacción
El rendimiento de una reacción es la cantidad de producto obtenido comparada con la cantidad teórica esperada.
Fórmula:
% Rendimiento = (rendimiento real / rendimiento teórico) × 100
Estequiometría
La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas. Se basa en las proporciones de los reactivos y productos según la ecuación balanceada.
Leyes Ponderales de la Química
1. Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)
“La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.”
¿Qué significa?
En una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.
Ejemplo:
Si combinas 10 g de hidrógeno con 80 g de oxígeno, obtendrás 90 g de agua. Nada desaparece, todo se transforma.
2. Ley de los Equivalentes Químicos (Richter)
“Las masas de diferentes sustancias que reaccionan entre sí son proporcionales a sus masas equivalentes.”
¿Qué significa?
Distintas sustancias reaccionan siempre en una proporción fija basada en sus equivalentes químicos. Esto se usa mucho para calcular cantidades en reacciones.
Ejemplo:
Si 1 g de hidrógeno reacciona con 8 g de oxígeno, entonces 3 g de hidrógeno reaccionarán con 24 g de oxígeno. Siempre se mantiene esa proporción 1:8.
3. Ley de las Proporciones Definidas (Proust)
“Un compuesto siempre contiene los mismos elementos en las mismas proporciones en masa.”
¿Qué significa?
No importa de dónde venga un compuesto, siempre tiene la misma fórmula y la misma proporción entre sus elementos.
Ejemplo:
El agua (H₂O) siempre tiene 2 partes de hidrógeno por 1 de oxígeno. No importa si viene de lluvia o del mar, siempre es 11% H y 89% O en masa.
4. Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton)
“Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de uno que se combinan con una masa fija del otro, están en proporciones simples.”
¿Qué significa?
Cuando los mismos elementos forman diferentes compuestos, las proporciones en las que se combinan son múltiplos enteros y simples.
Ejemplo:
- CO (monóxido de carbono): 12 g de C con 16 g de O
- CO₂ (dióxido de carbono): 12 g de C con 32 g de O
- Entonces: 16 g de O y 32 g de O están en una proporción 1:2.