Leyes ponderales y relaciones estequiométricas
Antoine Lavoisier pesaba todo. Antes que él, los químicos describían las reacciones con palabras («el metal se calcina», «el aire se vicia»); él las puso en una balanza, antes y después, y descubrió algo que hoy parece obvio pero que entonces cambió la química: la masa total no se mueve ni un gramo. Imaginá que dejás una tableta efervescente en un vaso sobre la balanza de la cocina: al terminar el burbujeo, ¿por qué marca menos? De esa balanza y de otras dos observaciones igual de precisas nacieron las tres leyes que vas a usar cada vez que ajustes una ecuación o calcules cuánto reactivo necesitás.
La ley de conservación de la masa
Si hacés un asado con leña, las cenizas pesan mucho menos que la madera; en cambio, si calentás virulana (lana de acero) al aire, el residuo oxidado pesa más que el metal de partida. ¿Adónde se va la masa que parece desaparecer, o de dónde sale la que se gana?
La respuesta al acertijo de la leña y la virulana: en el fogón del asado, parte de los productos (CO₂ y vapor de agua) escapan al aire; en el acero, el oxígeno del aire se suma al metal. En ambos casos la masa se conserva si pesás todo.
En un crisol cerrado herméticamente se calienta una cinta de magnesio con oxígeno. Reaccionan exactamente $2,4\ \text{g}$ de magnesio con $1,6\ \text{g}$ de oxígeno y se…
En un crisol cerrado herméticamente se calienta una cinta de magnesio con oxígeno. Reaccionan exactamente $2,4\ \text{g}$ de magnesio con $1,6\ \text{g}$ de oxígeno y se forma óxido de magnesio, como resume la figura:
- a) ¿Qué masa de óxido de magnesio se obtiene?
- b) ¿Qué ley ponderal aplicaste? Enunciala.
Disolvemos una tableta efervescente de $3\ \text{g}$ en un vaso con $100\ \text{g}$ de agua. Cuando termina el burbujeo, el conjunto pesa $102,5\ \text{g}$. Observá el…
Disolvemos una tableta efervescente de $3\ \text{g}$ en un vaso con $100\ \text{g}$ de agua. Cuando termina el burbujeo, el conjunto pesa $102,5\ \text{g}$. Observá el esquema del proceso:
- a) ¿Qué masa de gas escapó al aire?
- b) ¿Contradice este resultado la ley de conservación de la masa? Razoná tu respuesta.
Al pesar una vela antes y después de dejarla arder un rato sobre una balanza, comprobamos que el conjunto perdió masa. El esquema muestra lo que ocurre: a) ¿Significa…
Al pesar una vela antes y después de dejarla arder un rato sobre una balanza, comprobamos que el conjunto perdió masa. El esquema muestra lo que ocurre:
- a) ¿Significa esto que la materia se destruyó? Explicá qué ocurrió en realidad.
- b) ¿Cómo diseñarías el experimento para comprobar que la masa total se conserva?
La ley de las proporciones definidas
En un laboratorio se analizan dos muestras de óxido de cobre(II) de procedencia distinta. La muestra A contiene $3,97\ \text{g}$ de cobre y $1,00\ \text{g}$ de oxígeno;…
En un laboratorio se analizan dos muestras de óxido de cobre(II) de procedencia distinta. La muestra A contiene $3,97\ \text{g}$ de cobre y $1,00\ \text{g}$ de oxígeno; la muestra B contiene $11,91\ \text{g}$ de cobre y $3,00\ \text{g}$ de oxígeno.
- a) Calculá el cociente $\frac{\text{masa de cobre}}{\text{masa de oxígeno}}$ en cada muestra.
- b) ¿Pueden ser el mismo compuesto? ¿Qué ley ponderal lo garantiza?
En un horno, $10\ \text{g}$ de carbonato de calcio se descomponen por el calor y producen $5,6\ \text{g}$ de óxido de calcio y $4,4\ \text{g}$ de dióxido de carbono,…
En un horno, $10\ \text{g}$ de carbonato de calcio se descomponen por el calor y producen $5,6\ \text{g}$ de óxido de calcio y $4,4\ \text{g}$ de dióxido de carbono, como resume el esquema:
- a) Comprobá que se cumple la ley de conservación de la masa.
- b) Si se descomponen $25\ \text{g}$ de carbonato de calcio, ¿qué masa de cada producto se obtendrá? ¿Qué segunda ley ponderal estás aplicando?
Una empresa compra óxido de cobre(II) industrial y sospecha que llega con impurezas. El óxido puro combina cobre y oxígeno en la proporción $63,5\ \text{g}$ de cobre por…
Una empresa compra óxido de cobre(II) industrial y sospecha que llega con impurezas. El óxido puro combina cobre y oxígeno en la proporción $63,5\ \text{g}$ de cobre por cada $16\ \text{g}$ de oxígeno. El análisis de una muestra de $10,0\ \text{g}$ del producto recibido muestra que solo contiene $7,6\ \text{g}$ de cobre.
- a) Calculá qué masa de cobre debería contener una muestra de $10,0\ \text{g}$ de óxido de cobre(II) puro.
- b) ¿Es puro el producto recibido? Justificalo con la ley de las proporciones definidas.
- c) Suponiendo que la impureza no contiene cobre, estimá la riqueza (pureza) del producto en porcentaje.
La ley de las proporciones múltiples
El carbono y el oxígeno forman dos gases distintos: fijando $3\ \text{g}$ de carbono, uno contiene $4\ \text{g}$ de oxígeno y el otro $8\ \text{g}$. ¿Por qué el oxígeno no se combina en cualquier cantidad, sino a saltos exactos?
El carbono forma dos óxidos gaseosos. En uno de ellos, $3\ \text{g}$ de carbono se combinan con $4\ \text{g}$ de oxígeno; en el otro, $3\ \text{g}$ de carbono se…
El carbono forma dos óxidos gaseosos. En uno de ellos, $3\ \text{g}$ de carbono se combinan con $4\ \text{g}$ de oxígeno; en el otro, $3\ \text{g}$ de carbono se combinan con $8\ \text{g}$ de oxígeno, como muestra la figura:
- a) Calculá la relación entre las dos masas de oxígeno que se combinan con la misma masa de carbono.
- b) ¿Qué ley ponderal ilustran estos datos y quién la enunció?
El modelo atómico de Dalton afirma que los átomos son indivisibles y que en una reacción química solo se reordenan, sin crearse ni destruirse, como representa el modelo…
El modelo atómico de Dalton afirma que los átomos son indivisibles y que en una reacción química solo se reordenan, sin crearse ni destruirse, como representa el modelo de partículas de la figura:
- a) Explicá, con este modelo, por qué la masa se conserva en cualquier reacción química.
- b) ¿Qué ley ponderal explica directamente esta idea?
El nitrógeno forma varios óxidos. Fijando la masa de nitrógeno en $14\ \text{g}$, las masas de oxígeno combinadas son $16\ \text{g}$ en el monóxido de nitrógeno,…
El nitrógeno forma varios óxidos. Fijando la masa de nitrógeno en $14\ \text{g}$, las masas de oxígeno combinadas son $16\ \text{g}$ en el monóxido de nitrógeno, $32\ \text{g}$ en el dióxido de nitrógeno y $40\ \text{g}$ en el pentóxido de dinitrógeno.
- a) Expresá la relación $16 : 32 : 40$ como cociente de números enteros sencillos.
- b) Enunciá la ley ponderal que predicen estos datos y explicá su significado.
De la fórmula a las masas
Dalton conocía las proporciones de masa, pero no las fórmulas. Hoy, con la fórmula y las masas atómicas, podés calcular la proporción en masa de cualquier compuesto. Pensá en los cables de cobre de UTE: el cobre puede formar CuO y Cu₂O. ¿Cuánto oxígeno lleva cada uno por la misma cantidad de cobre?
Se analizan dos minerales de óxidos de hierro. Del primero se obtiene que $7,0\ \text{g}$ de hierro están combinados con $3,0\ \text{g}$ de oxígeno; del segundo, que…
Se analizan dos minerales de óxidos de hierro. Del primero se obtiene que $7,0\ \text{g}$ de hierro están combinados con $3,0\ \text{g}$ de oxígeno; del segundo, que $7,0\ \text{g}$ de hierro están combinados con $2,0\ \text{g}$ de oxígeno.
- a) Calculá la proporción hierro:oxígeno en cada mineral.
- b) ¿Pueden ser el mismo compuesto? Justificalo con la ley de las proporciones definidas.
- c) Sabiendo que los óxidos posibles son $\text{FeO}$ y $\text{Fe}_2\text{O}_3$ (masas atómicas: $\text{Fe} = 56\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$), identificá cada mineral.
El azufre forma dos óxidos de fórmulas $\text{SO}2$ y $\text{SO}3$ (masas atómicas: $\text{S} = 32\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$). a) Calculá qué masa de oxígeno…
El azufre forma dos óxidos de fórmulas $\text{SO}_2$ y $\text{SO}_3$ (masas atómicas: $\text{S} = 32\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).
- a) Calculá qué masa de oxígeno se combina con $6,4\ \text{g}$ de azufre en cada uno de los dos óxidos.
- b) Comprobá que esas dos masas de oxígeno guardan una relación de números enteros sencillos. ¿Qué ley se confirma?
Dalton conocía dos datos experimentales: en el agua, $1\ \text{g}$ de hidrógeno se combina con $8\ \text{g}$ de oxígeno; en el agua oxigenada (peróxido de hidrógeno),…
Dalton conocía dos datos experimentales: en el agua, $1\ \text{g}$ de hidrógeno se combina con $8\ \text{g}$ de oxígeno; en el agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), $1\ \text{g}$ de hidrógeno se combina con $16\ \text{g}$ de oxígeno.
- a) ¿Qué ley ponderal ilustran conjuntamente estos dos datos? Comprobalo con la relación $8 : 16$.
- b) Dalton supuso que el agua era $\text{HO}$. Con esa hipótesis, ¿qué fórmula le correspondería al agua oxigenada y qué masa atómica relativa tendría el oxígeno?
- c) Hoy sabemos que el agua es $\text{H}_2\text{O}$. Deducí entonces la fórmula del agua oxigenada y la masa atómica relativa correcta del oxígeno, y explicá por qué las masas atómicas dependen de conocer las fórmulas.
De las leyes ponderales a la estequiometría
Las tres leyes juntas explican por qué una ecuación ajustada no es solo una convención: es una afirmación sobre proporciones de masa que se comprueba con una balanza y permite predecir cuánto reactivo hace falta o cuánto producto se obtiene, en cualquier cantidad.
Mirá la ecuación ajustada $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. Los coeficientes dan la relación molar: $2\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ reaccionan con $1\ \text{mol}$ de $\text{O}_2$ y forman $2\ \text{mol}$ de agua. Con las masas molares ($2$, $32$ y $18\ \text{g/mol}$) resultan $2 \cdot 2 = 4\ \text{g}$, $1 \cdot 32 = 32\ \text{g}$ y $2 \cdot 18 = 36\ \text{g}$, justo los de la figura. Los coeficientes ajustan los átomos, y por eso la masa se conserva.
El carbono reacciona con el oxígeno en la proporción $12\ \text{g}$ de carbono por cada $32\ \text{g}$ de oxígeno, formando dióxido de carbono. Se hacen reaccionar…
El carbono reacciona con el oxígeno en la proporción $12\ \text{g}$ de carbono por cada $32\ \text{g}$ de oxígeno, formando dióxido de carbono. Se hacen reaccionar $6\ \text{g}$ de carbono con $20\ \text{g}$ de oxígeno.
- a) ¿Qué masa de oxígeno se consume y cuánto sobra?
- b) ¿Qué masa de dióxido de carbono se forma? Comprobá que la masa total se conserva.
La síntesis industrial del amoníaco se resume así: $28\ \text{g}$ de nitrógeno reaccionan con $6\ \text{g}$ de hidrógeno y se obtienen $34\ \text{g}$ de amoníaco. a)…
La síntesis industrial del amoníaco se resume así: $28\ \text{g}$ de nitrógeno reaccionan con $6\ \text{g}$ de hidrógeno y se obtienen $34\ \text{g}$ de amoníaco.
- a) ¿Qué masa de hidrógeno se necesita para reaccionar con $56\ \text{g}$ de nitrógeno?
- b) ¿Qué masa de amoníaco se producirá entonces?
- c) Indicá qué dos leyes ponderales aplicaste y en qué apartado.
Se introducen en un reactor cerrado $10\ \text{g}$ de hidrógeno y $64\ \text{g}$ de oxígeno para producir agua. La proporción estequiométrica en masa es $1\ \text{g}$ de…
Se introducen en un reactor cerrado $10\ \text{g}$ de hidrógeno y $64\ \text{g}$ de oxígeno para producir agua. La proporción estequiométrica en masa es $1\ \text{g}$ de hidrógeno por cada $8\ \text{g}$ de oxígeno.
- a) Determiná qué reactivo se agota primero y justificalo con un cálculo.
- b) Calculá la masa de agua formada y la masa del reactivo que sobra.
- c) Comprobá que la masa total dentro del reactor antes de la reacción y después de ella es la misma. ¿Qué ley lo exige?
Volvé al principio: en el vaso con la tableta efervescente la balanza marca menos porque el CO₂ producido escapa al aire. La masa no se destruyó: si lo pesás todo, en un recipiente cerrado, la suma es la misma.