Estequiometría y Leyes Fundamentales de la Química: Mol, Redox y UMA

Ley de las Proporciones Definidas o Composición Constante

En toda reacción química existe una relación definida entre los pesos de las sustancias reaccionantes y los pesos de los productos. Cuando dos o más sustancias reaccionan para formar un compuesto, lo hacen en una relación ponderada, definida y no en cualquier proporción.

Esta ley fue enunciada por el científico francés Joseph Louis Proust y es de suma importancia, ya que explica por qué en algunas reacciones químicas todas las sustancias reaccionan completamente y en otras no.

La ley establece que:

• Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen en proporciones fijas de peso.
• Cada compuesto químico contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones.

Reacciones Químicas Fundamentales

Reacción de Óxido-Reducción (Redox)

Es toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación. Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

• El Agente Oxidante: Es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.
• El Agente Reductor: Es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

Reacción de Neutralización

Es aquella en la cual reacciona un ácido con una base. En la reacción se forma una sal y, en la mayoría de los casos, se forma agua.

Conceptos Cuantitativos y Estequiometría

Unidad de Masa Atómica (UMA)

La masa atómica de un elemento es la relación entre la masa de la composición isotópica natural de ese elemento expresada en UMA. La Unidad de Masa Atómica se usa para expresar las masas individuales de las partículas elementales, como átomos, moléculas o iones.

La IUPAC definió la UMA basándose en la masa del isótopo C-12. Se tomó el átomo de carbono como patrón, el cual pesa exactamente 12 UMA.

Una UMA tiene un valor en gramos muy pequeño: 1 UMA = 1,660 x 10^-24 g.

El Mol

El trabajo de los científicos es inherentemente cuantitativo. Ante la imposibilidad de manipular y contar partículas extremadamente pequeñas como los iones, átomos y moléculas, surgió la necesidad de crear una nueva unidad lo suficientemente grande para ser apreciada y manipulada en el trabajo de investigación: el mol.

Según la IUPAC, 1 mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas (átomos, moléculas, iones) que átomos hay en 0,012 kg de carbono (C-12). También podemos decir que 1 mol de cualquier elemento equivale a la masa molecular expresada en gramos.

Número de Avogadro (N_A)

En 1811, el científico italiano Amadeo Avogadro enunció el principio que dice: “Todos los gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de moléculas.”

Se relacionó la cantidad de sustancia con el número de átomos que hay en 18 g de C-12.

¿Cuántas partículas hay en un mol de sustancia?

Avogadro determinó que este número es:

N_A = 6,02 x 10²³ partículas/mol

Masa Molar

Es la masa en gramos contenida en un mol de sustancia, bien sea atómica, molecular o formular.

Volumen Molar de los Gases

Avogadro estableció que un mol de cualquier gas en Condiciones Normales de Presión y Temperatura (CNPT), definidas como 1 atmósfera y 273 K, ocupa un volumen de 22,4 litros.

Si un gas bajo condiciones normales ocupa el doble del volumen molar (44,8 L), significa que hay el doble del número de moléculas en ese gas.