Fundamentos de la Química: Leyes Ponderales, Teoría Atómica y el Concepto de Mol

Fundamentos de la Química: Leyes Ponderales

Ley de Lavoisier o de Conservación de la Masa

En toda reacción química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción.

Ley de Proust o de las Proporciones Definidas

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.

Ley de Dalton o de las Proporciones Múltiples

Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro, para dar diferentes compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

La Teoría Atómica de Dalton

El comportamiento químico de la materia descrito por las leyes ponderales necesitaba un modelo teórico que le diera explicación. Este modelo fue la primera teoría atómica de la materia, elaborada por Dalton en 1803 y publicada en 1809. Las suposiciones originales de Dalton fueron:

Suposiciones Fundamentales

• Los elementos están constituidos por átomos.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.
• Los átomos de los distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes.
• Los compuestos se forman por la unión de átomos.

La teoría atómica de Dalton introduce la idea de una materia discontinua formada por átomos y considera las reacciones químicas como una redistribución de estos átomos.

El Principio de Avogadro y la Ley de Gay-Lussac

Ley de los Volúmenes de Combinación (Ley de Gay-Lussac)

El químico francés Louis Joseph Gay-Lussac enunció en 1808 la ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac:

''Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.''

Principio de Avogadro

Para justificar estas relaciones volumétricas sencillas en las reacciones entre gases, el químico italiano Amadeo Avogadro propuso en 1811 la siguiente hipótesis, hoy conocida como Principio de Avogadro:

''Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.''

Masa Atómica, Masa Molecular y el Concepto de Mol

La Unidad de Masa Atómica (u)

Para dar valor a la masa de los átomos y de las moléculas, se escogió una unidad patrón: la Unidad de Masa Atómica (UMA).

''Llamamos unidad de masa atómica a la doceava parte de la masa de un tipo especial de átomo de carbono, el carbono 12, ¹²₆C. Su símbolo es u.''

Definiciones de Masa Relativa

• La Masa Atómica Relativa de un elemento es la masa media de un átomo de este elemento expresada en unidades de masa atómica. (Ejemplo: A_r = 23 u/átomo).
• La Masa Molecular Relativa de un elemento o de un compuesto es la masa media de una de sus moléculas expresada en unidades de masa atómica.

El Mol y la Constante de Avogadro

La magnitud que expresa el número de partículas presentes en las sustancias es la magnitud básica: cantidad de sustancia. Su unidad en el SI es el mol.

''Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, electrones, etc.) como átomos hay en 12 gramos de carbono 12.''

El número de átomos presentes en 12 g de carbono 12 es una constante llamada Constante de Avogadro, N_A.

Por ello, un mol es la cantidad de materia que contiene un número de partículas igual a N_A. El valor de N_A es: 6,022 · 10²³ mol^-1.

De las definiciones de unidad de masa atómica y de mol se obtiene que:

• La masa en gramos de un mol de átomos, M, es numéricamente igual a la masa atómica, expresada en unidades de masa atómica, de dicho elemento.
• La masa molar expresada en gramos es numéricamente igual a la masa molecular, expresada en unidades de masa atómica, de dicha molécula.