Guía
Clase 5Electivo · Química90 minQuímica · EstequiometríaReacciones químicas y estequiometría

Leyes ponderales y masa molar

Objetivo. Repasar y aplicar las tres leyes ponderales fundamentales (conservación de la materia, proporciones definidas y proporciones múltiples) junto con el cálculo de la masa molar de compuestos, diagnosticando qué procedimiento pide cada problema, valorando la rigurosidad cuantitativa.

para partir

Joseph Proust discutió casi diez años con Berthollet sobre si un compuesto tenía o no una composición fija, y lo zanjó midiendo: el carbonato de cobre daba siempre la misma proporción, viniera de una mina o de su laboratorio. De esa disputa salió la ley de proporciones definidas, que se reúne aquí con la conservación de la materia y las proporciones múltiples. Esta clase aplica esas tres leyes y el cálculo de la masa molar.

Esta clase es de repaso. Reúne las tres leyes ponderales de la unidad y el cálculo de la masa molar, la herramienta que conecta masas en gramos con cantidad de sustancia en mol. Poca teoría y varios problemas, primero modelados y después autónomos.

Antes de empezar, decide (para ti) si cada afirmación es verdadera o falsa. No las corregiremos aún; volveremos a ellas al final:

  • Si al quemar algo al aire el sólido pesa más, es que la reacción creó materia.
  • Dos muestras del mismo compuesto puro tienen siempre la misma proporción de masa entre sus elementos.
  • Para calcular la masa molar de un compuesto basta sumar las masas atómicas de los símbolos, sin mirar los subíndices.
Piensa tus respuestas
1:30

Las tres leyes ponderales de la unidad

De las leyes ponderales clásicas, aquí se trabajan tres. Cada una responde a una pregunta distinta sobre las masas:

  • Conservación de la materia (Lavoisier): en un sistema cerrado, la masa total no cambia. Si en un sistema abierto el sólido “gana” masa, es porque entró oxígeno del aire que no se pesó; si “pierde” masa, es porque escaparon gases.
  • Proporciones definidas (Proust): un mismo compuesto puro tiene siempre la misma razón de masa entre sus elementos, sin importar su origen ni la cantidad. El agua es siempre 1 g de H por cada 8 g de O.
  • Proporciones múltiples (Dalton): cuando dos elementos forman compuestos distintos, al fijar la masa de uno las masas del otro dan enteros pequeños. Con 12 g de C: el CO lleva 16 g de O y el CO₂ lleva 32 g de O → 16 : 32 = 1 : 2.

El paso que decide estos problemas es diagnosticar qué se compara, porque los mismos números pueden pertenecer a leyes distintas. Antes de tocar la calculadora, lee qué se compara:

¿Masa total antes y después (sistema cerrado)?Conservación (Lavoisier)¿Un mismo compuesto puro?Definidas (Proust)¿Dos compuestos, mismos dos elementos?Múltiples (Dalton)
Fig. 1 — Clave de diagnóstico: primero lee qué se compara, después elige la ley.

Los dos problemas que siguen recuperan las leyes antes de pasar a la masa molar.

Actividad · Cálculo2 puntos

RECUPERACIÓN 1 (conservación de la materia). Una cinta de magnesio de 12 g se quema completamente en un crisol ABIERTO y forma únicamente óxido de magnesio. Al pesar el polvo blanco, la balanza marca 20 g. ¿Qué masa de oxígeno del aire capturó el magnesio?

Actividad · Cálculo2 puntos

RECUPERACIÓN 2 (proporciones definidas). El sulfuro de hierro(II) puro (FeS) combina siempre sus elementos en razón de masa Fe : S de 7 : 4. Si una muestra contiene 21 g de hierro, ¿qué masa de azufre está combinada con él y cuánto pesa la muestra?

La destreza que cruza todo: calcular la masa molar

La masa molar de un compuesto es la masa, en gramos, de un mol de ese compuesto. Se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos que aparecen en la fórmula. Es la herramienta que después conecta las masas (gramos) con la cantidad de sustancia (mol).

Dos reglas:

  1. Cada subíndice multiplica la masa del átomo al que acompaña. En el CO₂ hay 1 carbono y 2 oxígenos: M = 12 + 2(16) = 44 g/mol.
  2. Un subíndice fuera de un paréntesis multiplica a TODO lo de adentro. Ahí está el error más frecuente.

Ejemplo resuelto — ácido sulfúrico, H₂SO₄ (masas atómicas H = 1, S = 32, O = 16):

M = 2(1) + 32 + 4(16) = 2 + 32 + 64 = 98 g/mol

El orden es: cuento los átomos de cada elemento (2 H, 1 S, 4 O), multiplico cada uno por su masa atómica y recién ahí sumo. Si se suman los símbolos sin los subíndices (1 + 32 + 16) sale 49, la mitad: ese es el descuido frecuente.

El paréntesis, paso a paso — hidróxido de calcio, Ca(OH)₂ (Ca = 40, O = 16, H = 1). El subíndice 2 está fuera del paréntesis, así que multiplica al oxígeno y al hidrógeno: hay 2 O y 2 H.

M = 40 + 2(16 + 1) = 40 + 2(17) = 40 + 34 = 74 g/mol

Quien aplica el 2 solo al oxígeno (o lo ignora) obtiene 73 o 57 g/mol: el paréntesis aparece con frecuencia en las alternativas incorrectas.

Actividad · Cálculo2 puntos

MASA MOLAR · CON AYUDA (completa el último paso). Calcula la masa molar del carbonato de sodio, Na₂CO₃, con las masas atómicas Na = 23, C = 12 y O = 16. PASO 1 (dado): cuenta los átomos de cada elemento → 2 sodios, 1 carbono, 3 oxígenos. PASO 2 (dado): multiplica cada uno por su masa atómica → 2(23), 1(12), 3(16). PASO 3: suma los tres términos y expresa el resultado en g/mol.

Actividad · Cálculo3 puntos

MASA MOLAR · AUTÓNOMO (ojo con el paréntesis). Calcula la masa molar del nitrato de calcio, Ca(NO₃)₂, con las masas atómicas Ca = 40, N = 14 y O = 16.

Actividad · Pareo de términos4 puntos

Diagnóstico rápido: empareja cada pista de enunciado con lo que corresponde hacer.

Toca un término y luego su definición para emparejarlos.

Actividad · Selección múltiple2 puntos

Se analizan dos óxidos de azufre. En el SO₂, 32 g de azufre se combinan con 32 g de oxígeno; en el SO₃, los mismos 32 g de azufre se combinan con 48 g de oxígeno. Se quiere analizar la relación entre las masas de oxígeno de ambos compuestos. ¿Qué ley ponderal corresponde aplicar y cuál es la razón?

Actividad · Selección múltiple2 puntos

Una docente presenta la reacción X + Y → Q + Z con estos datos de masa: X = 78 g, Y = 51 g y Q = 37 g. La masa de X reacciona completamente con la de Y, y la masa molar de Z es 92 g/mol. ¿Qué cantidad máxima de Z se forma?

Actividad · Análisis3 puntos

Un compañero recibe este problema: 'En el óxido de cobre(II) puro, la razón de masa Cu : O es siempre 4 : 1. Una muestra tiene 20 g de cobre; ¿qué masa de oxígeno está combinada?'. Tu compañero responde 80 g. Explica qué error cometió, cuál es la respuesta correcta y con qué ley se resuelve.

síntesis

Para cerrar

El tema pide tres leyes y una destreza. Conservación (masa total constante en sistema cerrado), proporciones definidas (un compuesto, composición fija) y proporciones múltiples (dos compuestos de los mismos dos elementos, razones de enteros pequeños); y transversal a todo, la masa molar, que se calcula sumando las masas atómicas con cada subíndice, cuidando el paréntesis. El paso que decide es diagnosticar qué pide el enunciado antes de tocar los números. Lo que sigue es taller y cierre con ítems mezclados de las tres leyes.

Piensa sobre tu aprendizaje

  • Vuelve a las tres afirmaciones del inicio. ¿Cuáles resultaron falsas y por qué?
  • De las tres leyes, ¿cuál te cuesta MÁS reconocer en un enunciado sin etiquetar? ¿Qué palabra clave te delataría que es esa?
  • Al calcular masas molares, ¿dónde estuviste a punto de fallar: en los subíndices, en el paréntesis o en la suma?

referencias

Bibliografía

  1. 01Chang, R. & Goldsby, K. (2017). Química (12ª ed.). McGraw-Hill.
  2. 02Petrucci, R., Herring, F. & Madura, J. (2017). Química General (11ª ed.). Pearson.
  3. 03Khan Academy. Leyes ponderales de la química. https://es.khanacademy.org
  4. 04Proust, J. L. (1799-1804). Análisis del carbonato de cobre natural y de laboratorio, y controversia con Berthollet sobre la composición constante. Journal de Physique.
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