Estequiometría y Leyes Ponderales

Transcripción

1 Estequiometría y Leyes Ponderales Equipo de Educación en Química Verde Centro Interdisciplinario de Líquidos Iónicos Programa de Educación Continua para el Magisterio

2 Introducción Leyes fundamentales de la Química. Ley de conservación de la masa (Lavoisier). Ley de proporciones definidas (Proust). Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ley de volúmenes de combinación (Gay- Lussac). Ley de las proporciones recíprocas (Ritcher)

3 1789. Ley de Lavoisier de la conservación de la masa. Lavoisier comprobó que en cualquier reacción química, la suma de las masas de los productos que reaccionan = la suma de las masas de los productos obtenidos

4 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 masa fijas y definidas. Joseph Louis Proust, ( )

5 1799. Ley de Proust de las proporciones definidas. + 10,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS + 10,0 g Cu 7,06 g S 15,06 g CuS 2,00 g S 20,0 g Cu + 5,06 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu 5

6 1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples. Dalton Cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación numérica sencilla.

7 1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples. agua y peróxido de hidrógeno ambas formadas por los elementos hidrógeno y oxígeno al formar agua: 8.0 g de oxígeno reaccionan con 1.0 g de hidrógeno en el peróxido de hidrógeno, hay 16.0 g de oxígeno por cada 1.0 g de hidrógeno la proporción de la masa de oxígeno por gramo de hidrógeno entre los dos compuestos es de 2:1 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.

8 Joseph Louis Gay-Lussac ( ) Gay-Lussac tras muchos experimentos llegó a la conclusión de que: los volúmenes de los gases que reaccionan o se forman en una reacción química, guardan entre sí una relación numérica sencilla, siempre que todos los gases se midan en las mismas condiciones de presión y temperatura (Ley de Gay-Lussac).

9 Es decir, mediante fórmulas puede escribirse 1 volumen de gas Hidrógeno + 1 volumen de gas Cloro 2 volúmenes de Cloruro de hidrógeno H+Cl 2HCl? 2 volúmenes de gas Hidrógeno Y también + 1 volumen de gas Oxígeno 2H+O 2H 2 O? 2 volúmenes de vapor de agua

10 La teoría atómica no podía explicar la ley de Gay Lussac de los volúmenes de combinación ni HCl, ni H 2 O según Dalton la combinación de un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno daba lugar a una partícula de agua de fórmula HO Esta idea llevó a Dalton a rechazar las conclusiones de Gay Lussac, por inexactas Se debe a Amadeus Avogadro la reconciliación de estos dos hechos

11 El italiano Amadeo Avogadro (1811), analizando la ley de Gay-Lussac, buscó una explicación lógica a los resultados de este científico. Amadeo Avogadro, ( ) Según Avogadro: Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, debían contener el mismo número de moléculas. Este enunciado constituye la famosa Hipótesis de Avogadro. También sugiere que los gases elementales estaban formados por moléculas diatómicas

12 Sobre la materia a mediados del siglo XIX se sabía: La teoría atómica de Dalton La Hipótesis de Avogadro - No permitían asignar fórmulas coherentes a los compuestos - No se había deducido un sistema para calcular las masas atómicas

13 PERO LA HIPÓTESIS DE AVOGADRO? Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, debían contener el mismo número de moléculas.

14 AVOGADRO (1811) CANNIZZARO (1861) LOSCHMIDT (1875 ) - Molécula? - No era conocido -No tenía datos experimentales para apoyar su hipótesis -Era un teórico - No ayudó a su credibilidad Congreso de Karlsruhe prueba experimentalmente la Ley de Avogadro Determina masas moleculares exactas -Diferencia entre los átomos y las moléculas -Base de cálculos químicos: las masas atómicas y moleculares. -Calcula el valor del número de Avogadro por primera vez -Inicialmente llamado número de Loschmidt. -Estimaciones no demasiado exactas. -Siglo XIX otros científicos mejoraron la exactitud del valor del N de Avogadro.

15 Los científicos del siglo XIX eran conscientes de que los átomos de diferentes elementos tienen diferentes masas. Averiguaron, por ejemplo: 100 g de agua contiene 11,1 g de hidrógeno y 88,9 g de oxígeno Luego, como 88,9/11,1 = 8 implica que el agua tiene 8 veces más oxígeno que hidrógeno

16 Cuando se dieron cuenta de que el agua contenía dos átomos de hidrógeno por cada uno de oxígeno concluyeron que la masa del oxígeno debía ser 2x8=16 Al principio se le asignó un valor de 1 (arbitrariamente) a la masa del hidrógeno Actualmente se le asigna el valor de 1UMA a 1/12 masa del 12 C Experimento de Cannizaro

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21 0,086 g Helio = 0,1010 0,851 g Argon Hoy sabemos que: MM He = 4,0026 4,0026 = 0,1001 MM Ar = 39,948 39,948

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24 0,086 g Helio = 0,125 0,688 g Oxígeno Hoy sabemos que: MM He = 4,0026 4,0026 = 0,250 MM O = 15, ,9994 Luego el oxígeno 4,0026 = 0,125 es diatómico 31,9988

25 Es decir, mediante fórmulas puede escribirse H 2 + Cl 2 2HCl O lo que es lo mismo: H H + Cl Cl H H Cl Cl

26 Y también 2 volúmenes de gas Hidrógeno + 1 volumen de gas Oxígeno 2 volúmenes de vapor de agua H H H H + O O H H H H O O

27 Ley de las proporciones recíprocas de Ritcher Las masas de dos elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma relación que las masas de los dos cuando se combinan entre sí. Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan también con 16 gramos de oxígeno para dar dióxido de carbono, entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g de carbono al formar metano. H 2 + ½ O 2 H 2 O C + O 2 CO 2 2 H 2 + C CH 4

28 DEDUCCIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS O MOLECULARES Expresan la clase de átomos en la molécula y su número relativo C H C 6 H 6 y su número absoluto de relación entre ellos

29 Conocer la composición porcentual % en masa de elementos Conocer la fórmula empírica Fórmula empírica Suponemos que la muestra contiene 100g Calcular relación molar Fórmula empírica Gramos de cada elemento x un número entero Usar masas atómicas Moles de cada elemento Fórmula molecular

30 El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular. DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u a) Cálculo de la fórmula empírica Elemento Masa relativa del elemento Masa atómica (M) Nitrógeno 30, Oxígeno 69, Nº relativo de átomos (se divide la masa por m) Relación más sencilla (se divide por el menor) Fórmula empírica 30, = 2,174 2,174 2,174 = 1 NO 69, = 4,348 4, ,174 = 2 b) Cálculo de la fórmula molecular La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO 2 ) n n. ( ) = 92 n = 2 luego la fórmula molecular es N 2 O 4 30

31 EL MOL Mediante diversos experimentos científicos se ha determinado que el número de átomos que hay en 12g de 12 C es Este número recibe el nombre de número de Avogadro

32 Conteo de los átomos N H 2 2 NH 3. átomo izquierda derecha N 1x2 = 2 2x1 = 2 H 3x2 = 6 2x3 = 6

33 Izquierda derecha

34 Qué significa esta ecuación? N H 2 2 NH 3 1 molécula de nitrógeno (con 2 átomos) reacciona con 3 moléculas de hidrógeno (con 2 átomos) para formar: 2 moléculas de amoníaco ( Cada molécula contiene 1 átomo de N y 3 átomos de H) 1 mol de nitrógeno (N 2 ) reacciona con 3 moles de hidrógeno (H 2 ) para formar: 2 moles de amoníaco (NH 3 )

35 CÁLCULOS CON FÓRMULAS Y ECUACIONES QUÍMICAS El concepto de mol nos permite aprovechar a nivel macroscópico práctico la información cuantitativa contenida en una reacción química ajustada. Normalmente no tendremos los datos de las cantidades de reactivos en moles. Si por ejemplo tenemos los datos en gramos: Gramos de reactivo /MM reactiv o Moles de reactivo Ecuación Balanceada Moles de producto xmm Producto Gramos de producto

36 Método de la relación molar Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiométricos, uno es el método molar o de la relación molar. La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción: 2H 2 + O 2 2H 2 O Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son: 2 mol H 1 mol O mol H2 2 mol H O 2 1 mol O 2 mol H mol O2 2 mol H O 2 2 mol H2O 2 mol H 2 2 mol H2O 1 mol O 2

37 reactivo limitante se consume completamente reactivo en exceso queda parte sin reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe + S FeS 1 mol de Fe 56 g de Fe 7 g de Fe 7 (g de Fe) 56 (g/mol) = X (g de S) 32 (g/mol) 1 mol de S 1 mol de FeS 32 g de S 88 g de FeS X g de S X = = 4 g de S reactivo limitante: Fe reactivo en exceso: S 37

38 RENDIMIENTO TEÓRICO: Cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante RENDIMIENTO REAL: Cantidad de producto que realmente se forma en la reacción. Porqué difieren? - No reacciona todo el reactivo - El reactivo está hidratado - Se den reacciones secundarias no deseadas Rendimiento real Rendimiento teórico x 100 = % RENDIMIENTO Rendimiento porcentual

39 Estequiometría y Leyes Ponderales Equipo de Educación en Química Verde Centro Interdisciplinario de Líquidos Iónicos Programa de Educación Continua para el Magisterio