Leyes de combinación química

La ley de conservación de la masa

Antoine Lavoisier, un químico francés quien, con base en los estudios que realizó, propuso la ley de la conservación de la masa. En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos, en otras palabras, “la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”, por ejemplo.

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{{\mathrm{2H}}_2+{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{2H}}_2\mathrm{O}}{\mathrm{4\; g}+\mathrm{32\; g}\to \mathrm{36\; g}}$$

Pesos atómicos

H = 4 x1 =4g
O = 2 x 16 = 32 g
Total = 36 g

Aplicaciones de la ley de conservación de la masa

Esta ley se establece en toda reacción química, por ejemplo.

1. Si 7 g de hierro reaccionan con 4 g de azufre, ¿Qué cantidad de sulfuro ferroso se formará?

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{{\mathrm{Fe}}^{\mathrm{+2}}+{\mathrm{S}}^{\mathrm{-2}}\to \mathrm{FeS}}{\mathrm{7\; g}+\mathrm{4\; g}\to \mathrm{11\; g}}$$

2. Una cinta de magnesio de 0,91 g se quema en un envase cerrado que contiene 3,6 g de oxígeno, después de la reacción quedaron 3 g de oxígeno, ¿Qué masa de oxigeno reaccionó?, ¿Cuánto oxido de magnesio se formó?

Masa del oxígeno → 3,6 g – 3 g = 0,6 g de O₂

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{{\mathrm{Mg}}^{\mathrm{+2}}+{\mathrm{O}}^{\mathrm{-2}}\to \mathrm{MgO}}{\mathrm{0,91\; g}+\mathrm{0,6\; g}\to \mathrm{1,51\; g}}$$

3. Sustituyendo cada una de las masas moleculares en gramos de las sustancias presentes indique si se cumple la ley de la conservación de la masa.

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{{\mathrm{2Mn}}_2{\mathrm{O}}_7\to {\mathrm{4MnO}}_2+{\mathrm{3O}}_2}{\mathrm{44\; g}\to \mathrm{348\; g}+\mathrm{96\; g}}$$

Ley de las proporciones definidas o composición constante

El científico francés Joseph Louis Proust (1754-1826) observó que en una reacción química las sustancias reaccionan en proporción fijas de masa. La ley de las proporciones definidas establece que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en relación fija de masa.

La ley de la composición constante establece que: “todo compuesto químico en estado de pureza contiene siempre los mismos elementos, en una proporción constante de masa”.

Por ejemplo, para la formación del agua se necesita dos átomos de hidrogeno y uno de oxígeno.

$$\frac{\mathrm{2H}}{\mathrm{O}}\to \frac{\mathrm{2\; g}}{\mathrm{16\; g}}=\frac{1}{8}$$

Aplicaciones de la ley de las proporciones definidas

Los siguientes datos experimentales obtenidos para tres casos analizados en la formación del sulfuro de hierro ejemplifican esta ley.

Hierro + Azufre = Sulfuro Ferroso

Caso	Fe	S	FeS
1	3,5 g	2 g	5,5 g
2	14 g	8 g	22 g
3	56 g	32 g	88 g

Si se divide la masa del hierro entre la masa del azufre (la masa mayor entre la masa menor) se obtiene la relación constante de 1,75 g de hierro por cada gramo de azufre (1,75:1).

Quiere decir que el hierro y el azufre siempre se van a combinar en una proporción de 1,75:1

Ejercicio 1

El magnesio y el oxígeno se combinan en una proporción de 1,5:1 para formar óxido de magnesio, si se hacen reaccionar 8,5 g de magnesio con el oxígeno del aire, ¿Cuánto óxido de magnesio se formará?

Datos
P = 1,5:1
Mg = 8,5 g
O₂ = ?

Se sustituye los valores de la proporcion (1,5:1) en la ecuacón

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{\mathrm{2Mg}+{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{2MgO}}{\mathrm{1,5\; g}+\mathrm{1\; g}\to \mathrm{2,5\; g}}$$

Se sustituye los valores dados

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{\mathrm{1,5\; g\; Mg}+\mathrm{1\; g}{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{2,5\; g}}{\mathrm{8,5\; g\; Mg}+\mathrm{X\; g}{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{Y\; g}}$$

Se calcula la cantidad de oxígeno (X) mediante una regla de tres

$$X=\frac{\mathrm{8,5\; g\; Mg}x\mathrm{1\; g}{\mathrm{O}}_2}{\mathrm{1,5\; g\; Mg}}=\mathrm{<b>5,66\; g</b>}{\mathrm{O}}_2$$

Se sustituye el valor de oxígeno(X) obtenido en la ecuación

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{\mathrm{2Mg}+{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{2MgO}}{\mathrm{8,5\; g}+\mathrm{5,6\; g}\to \mathrm{<b>14,1\; g</b>}}$$

Respuesta: a partir de 8,5 g de Mg se formará 14,1 g de óxido de magnesio

Ejercicio 2

Sabiendo que el cobre y el oxígeno se combinan en una proporción 4:1, calcular la cantidad de óxido cúprico que se formara a partir de 35 g del metal.

Datos
P = 4:1
Cu = 35 g
O₂ = ?

Se sustituye los valores de la proporcion (4:1) en la ecuacón

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{\mathrm{2Cu}+{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{2CuO}}{\mathrm{4\; g}+\mathrm{1\; g}\to \mathrm{5\; g}}$$

Se sustituye los valores dados

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{\mathrm{4\; g\; Cu}+\mathrm{1\; g}{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{5\; g}}{\mathrm{35\; g\; Cu}+\mathrm{X\; g}{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{Y\; g}}$$

Se calcula la cantidad de oxígeno (X) mediante una regla de tres

$$X=\frac{\mathrm{35\; g\; Cu}x\mathrm{1\; g}{\mathrm{O}}_2}{\mathrm{4\; g\; Cu}}=\mathrm{<b>8,75\; g</b>}{\mathrm{O}}_2$$

Se sustituye el valor de oxígeno(X) obtenido en la ecuación

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{\mathrm{2Cu}+{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{2CuO}}{\mathrm{35,0\; g}+\mathrm{8,8\; g}\to \mathrm{<b>43,8\; g</b>}}$$

Respuesta: a partir de 35 g de Cu se formará 43,8 g de óxido de cobre (II)

Composición centesimal

Se refiere a los porcentajes en masa de los elementos que lo conforman, la suma de todos los porcentajes de los elementos debe ser un valor muy cercano a 100.

$$\mathrm{\%\; del\; elemento}=\frac{\mathrm{masa\; del\; elemento}}{\mathrm{masa\; del\; compuesto}}x\mathrm{100}$$

Ejemplo

¿Cuál es la composición centesimal del agua?

H₂ → 2 x 1 g = 2 g
O → 1 x 16 g = 16 g
H₂O = 18 g

$${\mathrm{\%\; H}}_2\to \frac{\mathrm{2\; g}}{\mathrm{18\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{11,1\; \%}$$
$$\mathrm{\%\; O}\to \frac{\mathrm{16\; g}}{\mathrm{18\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{88,9\; \%}$$

Ejercicio 3

¿Cuál será la composición centesimal de nitrógeno e hidrógeno de los siguientes compuestos?

1. NH₃
2. NH₄Cl
3. HNO₃

Datos (1)
N → 1 x 14 g = 14 g
H₃ → 3 x 1 g = 3 g
NH₃ = 17 g

$$\mathrm{\%\; N}\to \frac{\mathrm{14\; g}}{\mathrm{17\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{82,2\; \%}$$
$$\mathrm{\%\; H}\to \frac{\mathrm{3\; g}}{\mathrm{17\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{17,8\; \%}$$

Datos (2)
N → 1 x 14 g = 14 g
H₄ → 4 x 1 g = 4 g
Cl → 1 x 35 g = 35 g
NH₄Cl = 53 g

$$\mathrm{\%\; N}\to \frac{\mathrm{14\; g}}{\mathrm{53\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{26,18\; \%}$$
$$\mathrm{\%\; H}\to \frac{\mathrm{4\; g}}{\mathrm{53\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{7,51\; \%}$$

Datos (3)
H → 1 x 1 g = 1 g
N → 1 x 14 g = 14 g
O → 3 x 16 g = 48 g
HNO₃ = 63 g

$$\mathrm{\%\; H}\to \frac{\mathrm{1\; g}}{\mathrm{63\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{1,58\; \%}$$
$$\mathrm{\%\; N}\to \frac{\mathrm{14\; g}}{\mathrm{63\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{22,22\; \%}$$

Composición centesimal utilizando la proporción de los compuestos

Ejemplo 2
¿Cuál será la composición centesimal del hierro y el azufre sabiendo que el sulfuro de hierro (II) tiene una proporción de 1,75:1?

$$\genfrac{}{}{0ex}{}{\mathrm{Fe}+\mathrm{S}\to \mathrm{FeS}}{\mathrm{1,75\; g}+\mathrm{1\; g}\to \mathrm{2,75\; g}}$$
$$\mathrm{\%\; Fe}\to \frac{\mathrm{1,75\; g}}{\mathrm{2,75\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{63,64\; \%}$$
$$\mathrm{\%\; S}\to \frac{\mathrm{1\; g}}{\mathrm{2,75\; g}}x\mathrm{100}=\mathrm{36,36\; \%}$$