Este documento presenta un resumen conciso de las leyes fundamentales que rigen las combinaciones químicas y el comportamiento de los gases, junto con fórmulas esenciales y conversiones útiles en el estudio de la química.

Leyes Ponderales y Volumétricas de la Química

Las leyes ponderales son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas.

Ley de Lavoisier o de Conservación de la Masa

En cualquier reacción química que tenga lugar en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias allí existentes se conserva. En una reacción química, la masa de las sustancias de partida (reactivos) es la misma que la de las sustancias finales (productos). Esta ley no se cumple en reacciones nucleares.

Ley de Proust o de Proporciones Definidas

Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, con independencia de su estado físico y forma de obtención.

Ley de Dalton o de las Proporciones Múltiples

Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para dar compuestos diferentes. En ese caso, una cantidad fija de uno de ellos se combina con cantidades variables del otro, de modo que las cantidades variables de este último guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

Teoría Atómica de Dalton

• Los elementos químicos están formados por partículas pequeñísimas, átomos, indivisibles e inalterables.
• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales y, por tanto, tienen la misma masa y propiedades; sin embargo, los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.
• Los compuestos químicos están formados por la unión de diferentes elementos, y estos átomos se combinan entre sí en una relación de números enteros sencillos.
• Los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química; solo se redistribuyen.

Leyes Volumétricas

Ley de Gay-Lussac o de Volúmenes de Combinación

Cuando los gases se combinan para formar compuestos gaseosos, los volúmenes de los gases que reaccionan y de los gases que se forman, medidos ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura (Tº), mantienen una relación de números enteros sencillos.

Hipótesis de Avogadro

Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura (Tº), contienen el mismo número de partículas. Las partículas fundamentales de N, O y otros gases no son átomos, sino agrupaciones de varios átomos del elemento. Avogadro denominó moléculas a estas agrupaciones de átomos y se confirmó que las sustancias anteriores eran diatómicas.

Conceptos Adicionales

La composición centesimal indica el porcentaje de masa de cada elemento que forma parte de un compuesto.

La fórmula empírica de un compuesto es aquella que indica la relación más sencilla en que están combinados los átomos de cada uno de los elementos.

Leyes de los Gases Ideales

Ley de Boyle

A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una masa de gas permanece también constante: pV = cte.

En otras palabras: si la presión aumenta, el volumen disminuye; si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Ley de Charles y Gay-Lussac

Ley de Charles (Volumen-Temperatura)

El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura (Tº) de un gas.

En otras palabras: si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta; si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye.

Ley de Gay-Lussac (Presión-Temperatura)

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura (Tº).

En otras palabras: si aumentamos la temperatura, aumenta la presión; si disminuye la temperatura, disminuye la presión.

Ley Combinada de los Gases Ideales

Si tenemos una cantidad fija de un gas y sobre la misma variamos las condiciones de presión (P), volumen (V) o temperatura (T), el resultado de aplicar esta fórmula con diferentes valores será constante.

Teoría Cinético-Molecular de los Gases

• Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas). El tamaño de estas es despreciable comparado con las distancias que las separan; las interacciones entre ellas también pueden despreciarse.
• Las moléculas del gas se mueven de forma continua y al azar, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene.
• Los choques que se originan son completamente elásticos; no hay variación en su energía cinética.
• La energía cinética media de las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura (Tº) de la muestra: Ec = kT.

Fórmulas Clave en Química

Concentraciones y Cantidad de Sustancia

Molaridad (M)

M = nº moles soluto / volumen disolución (L)

Molalidad (m)

m = nº moles soluto / masa disolvente (kg)

Concentración en g/L

g/L = masa soluto (g) / volumen disolución (L)

Fracción Molar (X)

Xs = ns / (ns + ndisolvente)
Nota: Xs + Xdisolvente = 1

Porcentaje en Masa (% masa)

% masa = (masa soluto / masa disolución) · 100

Porcentaje en Volumen (% volumen)

% volumen = (volumen soluto / volumen disolución) · 100

Número de Moles (n)

n = masa (g) / Masa Molar (Mm) (g/mol)

Densidad (d)

d = m / v
De donde: m = d · v y v = m / d

Fórmulas de Gases Ideales

• Ecuación de los Gases Ideales: PV = nRT
• Ley Combinada de los Gases: P1V1 / T1 = P2V2 / T2
• Ecuación de los Gases Ideales con masa: PV = (m / Mm)RT
• Ecuación de los Gases Ideales con densidad: P · Mm = dRT
• Constante de los gases ideales (R): 0.082 atm·L / mol·K
• Ley de Boyle: P1V1 = P2V2
• Ley de Charles: V1 / T1 = V2 / T2
• Ley de Gay-Lussac: P1 / T1 = P2 / T2

Conversiones y Constantes Útiles

• Presión: 1 atm = 760 mmHg (Para convertir atmósferas a milímetros de mercurio, multiplica por 760).
• Temperatura: Para convertir grados Celsius (ºC) a Kelvin (K), se suma 273 (o 273.15 para mayor precisión).
• Condiciones Normales (CN): 1 atm de presión y 0 ºC (273.15 K) de temperatura.
• Número de Avogadro: 1 mol = 6.022 · 1023 partículas (moléculas, átomos, iones, etc.).
• Para el agua (a 4 ºC): 1 g = 1 cm3 = 1 mL.
• Volumen: 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 = 1000 mL.
• Equivalencia de volumen: 1 cm3 = 1 mL.

Ácidos Comunes

• Ácido Sulfúrico: H2SO4
• Ácido Nítrico: HNO3

Otros Conceptos

Conversión de átomos y otros…