Citar como: Bautista Quiroz, J. M. (08 de abril de 2019). Estequiometría [Parte 3]. Ley de las proporciones definidas. Obtenido de Explorer BioGen: https://explorerbiogen.wordpress.com/2019/04/08/estequiometria-parte-3-ley-de-las-proporciones-definidas/
En la foto: una fórmula molecular dice todo acerca de la composición de la sustancia, es decir, la participación de cada elemento en la formación de la misma.
Ya habíamos visto desde la primera nota de estequiometría «Del concepto de Mol a las Leyes Ponderales» el cálculo del peso fórmula (masa fórmula) de un compuesto particular con base en cada uno de los elementos que lo componen. Ahora bien, es importante no olvidar el cálculo de peso fórmula para poder comprender como es que Joseph Proust pudo interpretar la composición constante de las sustancias químicas.
La Ley de Proust
Joseph Proust (1754 – 1826) nos comparte la siguiente expresión «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto siempre lo hacen en una relación de masas constantes» . Dicha expresión explica que la constitución de un compuesto siempre es la misma y que; por tanto, el porcentaje o proporción en la que intervienen los diferentes elementos es constante.
Como comprobar la Ley de Proust
El primer paso consiste en determinar la masa fórmula del compuesto problema.
El segundo paso consiste en calcular el número de átomos de cada elemento.
Como tercer paso, se obtiene el peso atómico de cada elemento.
El cuarto paso consiste en obtener los porcentajes con base en la siguiente ecuación:
Entonces, basándonos en los pasos descritos anteriormente primero calcularemos la masa fórmula de un compuesto, en este caso el Nitrato de Cobre (II) (Fig.1).
Al obtener la masa fórmula, en este caso de 187.44 u procedemos a obtener los porcentajes con ayuda de la masa atómica de cada elemento y del número de átomos de cada uno (Fig.2).
El resultado debe ser muy cercano al 100% debido a que la sustancia está conformada de un total.
La Fórmula Mínima
Se define como la más simple relación posible que existe entre los elementos o átomos que forman un determinado compuesto o fórmula.
Vamos a suponer que un analista químico nos proporciona las siguientes masas de los elementos que a continuación se enuncian:
Hidrógeno: 3.07 g
Fosforo: 31.62 g
Oxígeno: 65.30 g
Él nos pide obtener la Fórmula Mínima, entonces, procedemos a obtener los pesos atómicos de cada elemento que se encuentran en la tabla periódica:
Hidrógeno: 1.00 g
Fósforo: 31.00 g
Oxígeno: 16 g
Lo único que se tiene que hacer es dividir el valor en peso proporcionado de cada elemento entre el valor de cada uno indicado en la tabla periódica:
H = 3.07 g / 1.00 g = 3.07
P = 31.62 g / 31.00 g = 1.02
O = 65.30 g / 16,00 g = 4.08
Ahora bien, los datos obtenidos serán divididos entre el valor más pequeño calculado de entre los tres elementos, en este caso con el Fósforo (1.02)
H = 3.07 / 1.02 = 3.01
P = 1.02 / 1.02 = 1.00
O = 4.08 / 1.02 = 4.00
Estos datos son redondeados al número entero más próximo y son colocados como subíndices de la fórmula obtenida, entonces el compuesto quedaría de la siguiente manera:
H3PO4
La Fórmula Molecular
La fórmula molecular se obtiene a partir de un peso total (peso fórmula) de un compuesto:
Se tiene la siguiente fórmula mínima:
C3H4O3 con masa molar de 176.12 g
Se pide calcular la fórmula molecular.
Se nos están dando dos datos importantes, primero, la fórmula mínima y, segundo, su masa molar. Lo primero que se tiene que hacer es obtener la masa fórmula del compuesto para saber a cuanto equivale ese compuesto en gramos para un solo mol:
C = 12.00 g (3) = 36.00 g
H = 1.00 g (4) = 4.00 g
O = 16.00 g (3) = 48.00 g
La suma de los tres gramajes, resultado de la multiplicación previa del número de moles de cada elemento con respecto a su masa atómica es:
1 Mol de C3H4O3 = 88.00 g
Sabemos ahora que 1 Mol de C3H4O3 pesa 88.00 g, es decir que el peso que se nos está proporcionando evidencia que tenemos más de 1 Mol de dicho compuesto, para saber cuantos átomos (en realidad) tenemos de cada elemento presentes en el compuesto procedemos a dividir la masa proporcionada entre la masa obtenida:
CHO = 176.12 g / 88.00 g = 2.01
El valor de 2.01 se redondea al inmediato inferior quedando sólamente como 2. Este número será usado como múltiplo para calcular la Formula Molecular del compuesto.
Tenemos la Fórmula Mínima: C3H4O3
Cada uno de sus coeficientes serán multiplicados por el valor obtenido anteriormente, es decir 2, teniendo entonces:
C = 3 (2) = 6
H = 4 (2) = 8
O = 3 (2) = 6
Los valores obtenidos pasaran a formar parte de la nueva fórmula que queda así:
C6H8O6
Ahora bien, si se quiere demostrar dicha fórmula lo único que se tendría que hacer es calcular el peso fórmula y, el resultado obtenido debe ser idéntico o muy cercano a 176.12 g.
Agradecimientos
Al buen Axel A, Dereck A, Eugenio V y Alejandro por su participación en la práctica demostrativa.
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