Descargar Archivo - LICEO BICENTENARIO TERESA PRATS

LEYES PONDERALES Y
ESTEQUIOMETRIA.
Ley de Lavoisier
Ley de Proust
Ley de Dalton
Cantidades químicas: Mol
Estimadas alumnas:
Les envío este power point para iniciar la
última unidad de 1° medio que será
evaluada en el examen final. Deben
resolver la guía que está al término del
power, pueden consultar su texto y el
portal “yo estudio.cl”.Cualquier consulta
mi correo es: [email protected]

Atentamente. Jeannette Collao
Estequiometria
Rama de la química que se
encarga del estudio
cuantitativo de los reactivos y
productos que participan en
una reacción.
Estequiometria
Palabra derivada del griego
Stoicheion (elemento)
Metron (medida)
“Es una herramienta indispensable en
química”
Aplicaciones: procesos muy diversos a
nuestro alrededor y rendimiento en las
reacciones químicas.
La estequiometria se basa
en:
Masas atómicas
Ley de la conservación de la
masa.
LEYES PONDERALES
 1789.
 Ley de Lavoisier de la conservación
 de la masa.
Lavoisier comprobó que en cualquier
reacción química:
la suma de las masas de las sustancias
que reaccionan es igual a la suma de
las masas de los productos obtenidos
Esto significa que:
LEYES PONDERALES
 En una reacción
química, la materia
no se crea ni se
destruye, tan sólo
se transforma.
Antoine Lavoisier: 1734-1794
Por ejemplo,
si 10 gramos de A se
combinan con 20
gramos de B,
se obtienen 30 gramos de
A B.
1799. Ley de Proust de las
proporciones definidas.
 Afirma que:
Cuando dos
elementos se
combinan
para formar
un compuesto,
lo hacen siempre
en proporciones de
peso fijas y
definidas.
Joseph Louis Proust,
(1754-1826)
Así, por ejemplo
el amoniaco
siempre tendrá
un 82.25 % de nitrógeno
y un 17,25 % de
hidrógeno
Seasea
cualelsea
el método
empleado
paraobtenerlo
obtenerlo
sea cual
método
empleado
para
La ley de las proporciones definidas constituyó
una poderosa arma para los químicos en la
búsqueda de la composición.
La ley de Proust
no impide que
dos o más elementos
se unan
en varias proporciones
para formar varios compuestos
1805. Ley de Dalton de las
proporciones múltiples.
Cuando dos
elementos se
combinan para dar
más de un compuesto,
los pesos de un
elemento que se
combinan con una
cantidad fija del otro,
guardan entre si una
relación numérica
sencilla.
1805. Ley de Dalton de las
proporciones múltiples.
Agua (H2O) y Peróxido de hidrógeno (H2O2)
ambas formadas por los elementos hidrógeno y oxígeno
al formar agua:
8 g. de oxígeno reaccionan
con 1g de hidrógeno
en el peróxido de hidrógeno
hay 16 g. de oxígeno por
cada gramo de hidrógeno
la proporción de la masa de oxígeno por gramo de
hidrógeno entre los dos compuestos es de 2:1
Ley de Dalton de las
proporciones múltiples.
Usando la teoría atómica, podemos
llegar a la conclusión de que el
peróxido de hidrógeno contiene
dos veces más átomos de oxígeno
por átomo de
hidrógeno que el agua.
Definiciones:
“Los átomos no se crean ni se
destruyen durante una reacción
química”
Reacción : “reacomodo de
átomos”.
Reacción química
¿Cómo se usan las fórmulas y
ecuaciones químicas para representar
los reacomodos de los átomos que
tienen lugar en las reacciones
químicas?
Las sustancias se pueden representar
por fórmulas, las cuáles nos
proporcionan mucha información.
Fórmula mínima y molecular
 Una fórmula química expresa las
proporciones relativas de los átomos que
constituyen el compuesto.
 Una fórmula molecular, además expresa el
número de átomos de cada elemento que
forman una molécula del compuesto.
 Una fórmula mínima es la reducción de una
fórmula molecular o su mínima expresión
entera.
Ejemplos
Benceno.
Fórmula molecular C6H6
Fórmula mínima
CH
Agua
Fórmula mínima
H2O
Fórmula molecular H2O
Composición elemental
La composición en masa o
composición elemental es el
porcentaje (%) en masa de
cada elemento en un
compuesto o en una especie
química.
Ejercicios
 Calcular la composición porcentual (%)
de cada uno de los elementos en el ácido
sulfúrico:
a) H2SO4
b) NaClO
c) CuSO4 .5H2O
Composición elemental
Fórmula química
Masa molar
Se calcula
Masa de los elementos
Masa del compuesto
Ejercicio
La vitamina “C” o ácido ascórbico
(C6 H8 O6) ayuda a prevenir la enfermedad
conocida como escorbuto y su consumo
protege contra los resfriados comunes.
Calcula la composición elemental de la
vitamina C a partir de su fórmula química.
La fórmula molecular de la hidracina es
N2H4 determina su composición elemental.
Fórmula mínima: ejercicios
Una muestra de un compuesto tiene:
47.98% de Zn y 52.208% de Cl. Determina
la fórmula mínima.
Respuesta
47.98 g Zn x 1 mol Zn/65.3 g = 0.7347 mol
52.208 g Cl x 1 mol Cl /35.5 g= 1.4706 mol
0.7347/0.7347 = 1
ZnCl2
1.4706/0.7347 = 2
Cantidad de sustancia
El concepto “cantidad de sustancia”,
aparece en 1971 como una magnitud
diferente de la masa.
Su introducción hace posible “contar”
en el nivel microscópico las entidades
elementales
(átomos,moléculas,iones,etc.) a partir
de las masas o los volúmenes de
combinación de las sustancias que
reaccionan.
Mol
Mol es la cantidad de sustancia
que contiene tantas entidades
elementales como átomos hay en
0.012 Kg de ¹²C
Pero, ¿cuántos átomos hay en
12g de ¹²C ?
6.022 X 10²³ átomos
Mol
A este número se le conoce
como Número de Avogadro en
honor al Químico Italiano del
siglo XIX.
NA= 6.022 X 10²³
Constante de Avogadro
1 mol de partículas = NA partículas
No= NA partículas/ 1 mol de partículas
No= Constante de Avogadro
Mol: ejercicio
¿Qué tan grande es un mol de granos
de arroz?
Consideremos que un grano de arroz
pesa 1.66 X 10-5 Kg
La masa de un mol de granos de arroz
sería=
10 000 000 000 000 000 000
(10 trillones de Kg)
Ejercicio
En el Mundo somos ~
6, 500, 000 000 de personas
¿Cuántas moles de personas somos
en el mundo?
respuesta
1 mol
-------------- 6.02 X 1023 personas
X mol -------------
6.5 X 109 personas
X= 1.079 x 10-14 moles de personas
¡ NI SIQUIERA SOMOS UN MOL !
Mol de átomos: El mol nos deja
usar la balanza.
No podemos medir la masa de cada átomo
individualmente, pero si podemos medir la
masa de un grupo representativo de átomos
y compararla con una masa de otro número
igual de un átomo distinto.
 6.022 X 10²³ átomos= 1 mol de átomos
Entonces
6.022 X 10²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu
6.022 X 10²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H
6.022 X 10²³ átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe
Mol y uma
Masa atómica del Cu= 63.54
Significa
1 átomo de Cu pesa 63.54 uma
1 mol de átomos de Cu pesa
63.54 g
Si hablamos de moléculas:
6.022 X 10²³ moléculas de NH3 = 1
mol de moléculas de amoniaco
6.022 X 10²³ moléculas de H20 = 1
mol de moléculas de agua
Significa
1 molécula de NH3 pesa 17 uma
1 mol de moléculas de amoniaco
pesan 17 g
1 molécula de H2O pesa 18 uma
1 mol de moléculas de agua
pesas 18 g
Cálculos Estequiométricos
 Cálculos
cantidades de sustancia que reacciona
estequiométricos cantidades de sustancia que se producen
Los símbolos y las fórmulas sirven al químico para
poder esquematizar una reacción química.
Reactantes
Productos
para dar
2H2
2 moléculas de
hidrógeno
+
++O2
1 molécula
de oxígeno
2H2O
2 moléculas de
agua
AJUSTE, IGUALACIÓN O
“BALANCEO” DE REACCIONES.
 En una reacción ni se crean ni se destruyen átomos:
 números de cada elemento a cada lado de la “flecha”tienen
que ser iguales.
 Si se satisface esta condición se dice que la ecuación está
AJUSTADA
 Nunca deben modificarse los subíndices al ajustar una
reacción.
CH4
subíndices
+
2 O2
CO2
+
2 H2 O
 1º.- se ajustan los elementos que están en una sola molécula en
cada miembro de la reacción; es decir C e H y se antepone un 2
delante del hidrógeno
 2°.- Para completar el ajuste necesitamos poner un 2 delante
del O2 2
Reacción de combustión
del metano (CH4 )
Guía de ejercicios
1.- Defina los siguientes conceptos: estequiometria, ley ponderal, reacción química,
ecuación química, fórmula química, fórmula molecular, fórmula mínima, composición
elemental, mol, número de Avogadro, coeficiente estequimétrico, reactante, producto,
masa molar
2.- En relación a las leyes ponderales indique:
a) Nombre de la ley
b) Quién la enunció
c) Enunciado de la ley
3.- Escriba la ecuación química equilibrada e identifique cada una de las sustancias que
participan, indicando la cantidad de átomos en reactantes y productos (revise la
reacción de combustión del metano) de:
a) Fotosíntesis
b) Combustión del carbono
c) Formación del agua
d) Síntesis del amoníaco
e) Oxidación del hierro
f) Descomposición del agua