LEYES PONDERALES. ESTEQUIOMETRÍA

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1 LEYES PONDERALES. ESTEQUIOMETRÍA 1

2 Vamos a aprender Qué son las leyes ponderales. Cómo contribuyeron al establecimiento de las bases de la Química. La importancia del mol como unidad de medida para la cantidad de sustancia. Cómo realizar cálculos con moles. Cómo hallar la composición centesimal de un compuesto a través de su fórmula o viceversa, hallar su fórmula a partir de su composición centesimal. 2

3 Para empezar, recuerda Cómo se clasifican los sistemas materiales Sistemas materiales Unión física de 2 o más sustancias en cualquier proporción Mezclas Sustancias puras Una única sustancia de composición fija Heterogéneas Homogéneas (disoluciones) Compuestos Elementos heterogéneos Formados por distintas fases (componentes observables a simple vista o al microscopio) Composición y propiedades no uniformes homogéneos Formados por una única fase (no se aprecian distintos componentes) Composición y propiedades uniformes 3

4 Mezcla Consta de dos o más sustancias físicamente unidas. Es posible cualquier proporción de mezcla. Mezcla heterogénea Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un microscopio óptico Tienen una composición no uniforme La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria Ejemplos: el granito, la sangre,... Mezcla homogénea Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un microscopio óptico Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio Cualquiera de los dos tipos de mezcla se pueden separar por métodos físicos sencillos: filtración, destilación 4

5 Sustancia pura Formada por un mismo componente (composición fija) Sustancia formada por entidades (átomos o moléculas) iguales Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua,... Oxígeno Hidrógeno Al hacer pasar una corriente eléctrica a través del agua, ésta se descompone en dos gases: hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su identidad (cambio químico) Elemento: sustancia formada por átomos iguales Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno,... 5

6 LEYES PONDERALES Qué significa ponderal? Ponderal = referida al peso (masa) Son leyes empíricas. Empírico = basado en la experiencia 6

7 Ponte en situación Se creía que en las reacciones químicas, la masa cambiaba. Ejemplos: calor Metal óxido madera calor cenizas aire masa masa Un metal, en presencia de calor y aire, forma un óxido de mayor masa que el metal del que se origina. Un trozo de madera al quemarse, se reduce a cenizas con menor masa que la madera original. Sin embargo, no estamos teniendo en cuenta la intervención de los gases: Oxígeno del aire que se incorpora al metal. Gases (CO 2, vapor de agua ) que se desprenden en la combustión. Esto conduce a la idea errónea de que la masa cambia en las reacciones químicas 7

8 LEYES PONDERALES Ley de conservación de la masa: LAVOISIER (1789) En una reacción química, la masa se conserva "En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultantes de la reacción." No resulta evidente cuando realizamos reacciones en recipientes abiertos, pero sí cuando lo hacemos en recipientes cerrados. Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, la balanza mantiene la misma indicación de la medida, antes y después de la reacción Durante una reacción química no se produce cambio en la masa total La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma. 8

9 Ley de las proporciones definidas: PROUST (1799) "Cuando varios elementos se unen para formar un compuesto determinado lo hacen siempre en una relación de masas constante, independientemente del proceso seguido para su formación". Proust realizó experimentos combinando dos elementos para formar un determinado compuesto. Demostró que si se ponía exceso de uno de los reaccionantes, éste quedaba sin reaccionar al final del proceso. 10,0 g Cu 10,0 g Cu ,06 g S 7,06 g S 15,06 g CuS 15,06 g CuS 2,00 g S Un compuesto determinado tiene siempre los mismos elementos y en las mismas proporciones 20,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu 9

10 Ley de las proporciones múltiples: DALTON (1803) Dos elementos se pueden unir para dar lugar a compuestos distintos. Cuando esto ocurre, las cantidades de un elemento que se unen con una cantidad fija del otro, mantienen una relación de números enteros sencillos." El carbono y el oxígeno pueden formar dos tipos de compuestos. Se demuestra con el siguiente esquema: La relación que existe entre las masas de oxígeno que reaccionan en cada caso (con los mismos 15g de carbono) es: 2 :1 40 g de oxígeno 15 g de carbono 20 g de oxígeno 40g de oxígeno 20g de oxígeno 2 1 Una misma cantidad de carbono reacciona con cantidades distintas de oxígeno, para dar dos compuestos distintos (el primero de ellos tiene doble cantidad de oxígeno que el segundo) 10

11 LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803, hizo una serie de suposiciones que se conocen como la teoría atómica de Dalton 1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos 2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades 3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes 4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos, es decir, no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, sólo se redistribuyen. 5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades definidas (Para Dalton átomo-compuesto y hoy llamadas moléculas) Hipótesis de Dalton de la máxima simplicidad: Si dos elementos forman un solo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento (proporción más sencilla posible). Así, el agua sería HO, y el amoniaco, NH 11

12 La hipótesis de Dalton justifica las leyes ponderales Lavoisier + m reactivos m productos En la práctica se puede considerar más útil el siguiente resumen: Durante una reacción química, el número de átomos de cada elemento no cambia (no se crean ni destruyen átomos, sólo se reorganizan en compuestos distintos) LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA masa reactivos masa productos 12

13 La hipótesis de Dalton justifica las leyes ponderales Proust Átomos del elemento 1 Atomos del elemento 2 Compuesto de los elementos 1 y 2 La ley de las proporciones constantes explica la formación de los compuestos, a diferencia de las mezclas ( El exceso queda sin reaccionar ) 13

14 Al mezclarse dos elementos, pueden dar lugar a dos situaciones distintas: una mezcla o un compuesto La diferencia entre una mezcla y un compuesto radica en que precisamente: Una mezcla puede realizarse en proporciones variables. En un compuesto la proporción en la que se encuentran los elementos es fija, (constante) tanto en una molécula individual como en una porción de muestra cualquiera. Átomos del elemento 1 Atomos del elemento 2 Mezcla de los elementos 1 y 2 Compuesto de los elementos 1 y 2 ( a ) ( b ) ( c ) Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se encuentran en los compuestos ( c ) 14

15 La hipótesis de Dalton justifica las leyes ponderales Dalton (proporciones múltiples) + carbono oxígeno Dióxido de carbono + carbono oxígeno monóxido de carbono La relación entre las cantidades de oxígeno que reaccionan con la misma cantidad de carbono es 2 : 1 15

16 LEYES VOLUMÉTRICAS DE LOS GASES Ley de los volúmenes de combinación: GAY- LUSSAC (1808) En las mismas condiciones de presión y temperatura, dos gases que reaccionan, lo hacen en una relación de volúmenes sencilla." + 1 volumen de oxígeno 2 volúmenes de hidrógeno 2 volúmenes de vapor de agua Lo mismo ocurre también en: 1 volumen de nitrógeno + 3 volúmenes de hidrógeno 2 volúmenes de amoniaco Parece contradecir la teoría de Dalton: Los átomos se unen para formar compuestos en la relación más sencilla posible, agua (HO), amoniaco (NH). La relación entre volúmenes debería ser: 1 vol oxígeno + 1 vol hidrógeno Y lo mismo para el amoniaco, ya que se une: 1 átomo de N con 1 átomo de H para formar el átomo-compuesto amoniaco 1 vol agua Esta contradicción sólo se soluciona cuando Avogadro introduce el concepto de molécula 16

17 HIPÓTESIS DE AVOGADRO. En 1811, el italiano Amadeo Avogadro interpretó los resultados experimentales de Gay- Lussac, y enunció la llamada hipótesis de Avogadro (que luego se convertiría en ley): Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas Consideró que las partículas de algunos elementos gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las llamó moléculas. (Rompe con la concepción de Dalton que sólo había considerado elementos monoatómicos) H 2 MOLÉCULAS DIATÓMICAS N 2 O 2 F 2 Cl 2 Br 2 I 2 Estos elementos existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente. Sólo los gases nobles son monoatómicos 17

18 La hipótesis de Avogadro justifica la ley de Gay-Lussac Misma P, T N moléculas N moléculas V (ej 4 L) V hidrógeno oxígeno + 1 volumen de oxígeno 2 volúmenes de hidrógeno 2 volúmenes de vapor de agua 18

19 UNIDAD DE MASA ATÓMICA Como la masa de un átomo es extremadamente pequeña (orden de g) y, además, no se pueden manipular átomos individuales para establecer su masa, se utilizó un sistema de masas relativas. Al principio, referidas al átomo más ligero, el hidrógeno. (Así la masa de un átomo de oxígeno resulta ser 16 veces más grande que la del hidrógeno y la masa de un átomo de carbono es 12 veces la del hidrógeno) Actualmente se toma como referencia el átomo de 12 C. La unidad de masa atómica relativa se denota por u.m.a y se define como: 1 u.m.a (o simplemente 1 u) = 1 12 de la masa del átomo de 12 C Así, el átomo de 12 C tiene masa atómica 12 u.m.a. (masa atómica de este átomo concreto) TEN EN CUENTA QUE: Las masas atómicas que se expresan en la tabla periódica para cada uno de los elementos es una media ponderada que tiene en cuenta la existencia de isótopos de un mismo elemento en la naturaleza y su abundancia. Por eso resultan número decimales. 19

20 MASAS ATÓMICAS Y MASAS MOLECULARES La masa atómica relativa (o simplemente masa atómica) de un elemento es la masa que le corresponde a un átomo de ese elemento cuando se lo compara con un átomo patrón, el isótopo carbono-12, al que se le asigna un valor de 12 u (unidades de masa atómica). Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u Se distingue el concepto: Masa atómica (cuando hablamos de átomos) y se denota A r (masa atómica relativa) Masa molecular (cuando se trata de moléculas, expresadas mediante una fórmula química) Se denota M r (masa molecular relativa) Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u). A r (H) = 1 u.m.a. A r (Na) = 23 u.m.a La masa molecular de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica (u). Se halla sumando las masas de sus átomos. A r (H) = 1 u.m.a. A r (S) = 32 u.m.a A r (O) = 16 u.m.a M r (H 2 SO 4 ) = = 98 u.m.a. át H át S át O 20

21 CONCEPTO DE MOL Como los átomos o moléculas son entidades tan pequeñas, se necesita definir una unidad que contenga un elevado número de átomos o moléculas, que pueda ser medido sin cometer excesivo error. Se define así el mol como la unidad en SI para la cantidad de sustancia: Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene tantas partículas átomos, moléculas, iones, etc ) como las que hay en 12 g de 12 C. Se comprobó que en 1 mol de sustancia hay 6, partículas. Se conoce como número de Avogadro (N A ) N A = 6, partículas N A = 6, partículas CURIOSIDAD Piensa en la magnitud de este nº: para contar este nº de moléculas, 3000 millones de personas, contando 100 moléculas cada segundo, tardarían más de años 21

22 EL MOL COMO NÚMERO DE PARTÍCULAS El mol es la cantidad de sustancia que contiene el N A de partículas (moléculas, átomos, iones ) El mol es una UNIDAD de CANTIDAD DE PARTÍCULAS, por eso hay que indicar si el número se refiere a átomos, moléculas, e incluso cualquier otro objeto. En 1 mol de átomos de H hay 6, átomos de H En 1 mol de moléculas de CO 2 hay 6, moléculas de CO 2 En 1 mol de iones de Cl - hay 6, iones de Cl - En 1 mol de pelotas de ping pong hay 6, pelotas de ping pong 22

23 MASA MOLAR La masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones Mol: unidad de cantidad de sustancia parecida a la DOCENA, pero mucho más grande. En un mol de distintas sustancia hay el mismo número de partículas (N A ), pero esas partículas no tienen la misma masa. No tendrá la misma masa una docena de manzanas que una docena de sandías La masa de un mol será proporcional a la masa de sus partículas representativas Los átomos de Cu son más pesados que los de C 1 mol de carbono 1 mol de cobre Masa molar: nº de gramos que coincide exactamente con la masa atómica o molecular, de una sustancia. Se denota por la letra M y se expresa en las unidades g/mol (para indicar que son los gramos que pesa un mol) M r (H 2 SO 4 ) = 98 u.m.a M molar (H 2 SO 4 ) = 98 g/mol 1 mol de moléculas de H 2 SO 4 pesa 98 g N A moléculas de (H 2 SO 4 ) 98 g 23

24 CÁLCULO DE NÚMERO DE MOLES QUE HAY EN CIERTA MASA DE SUSTANCIA Para cualquier cálculo en Química, relacionado con cantidades que intervienen en reacciones químicas, será necesario conocer el número de moles de cada sustancia. Se denota el número de moles por la letra n La unidad mol se expresa con la palabra entera mol Se calcula: n = m ( gramos) Masa molar ( g / mol) nº de moles El resultado viene expresado en mol 24

25 UN MOL DE ÁTOMOS: es la cantidad de masa de un elemento que contiene 6, átomos de dicho elemento y que expresada en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6, moléculas de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide con la masa molecular de dicho compuesto 25

26 COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO En un compuesto cualquiera, saber su composición centesimal implica conocer en qué proporción (% en masa) se encuentran los elementos que lo componen. Hallamos la masa molar del compuesto (así sabemos cuánto pesa un mol) Establecemos cuántos gramos (del total) corresponden a cada elemento en concreto. Lo expresamos en % En una molécula, formada por distintos átomos no todos contribuyen igual a la masa total de la molécula Por ejemplo en el ácido clorhídrico (HCl = 36,5 uma) El átomo de cloro (35,5 uma) contribuye más a la masa molecular que el hidrógeno (1 uma). % elemento n M M elem compuesto 100 n = subíndice del elemento en la fórmula En el HCl queda: H ,5 2,74% Cl 35, ,5 97,26% 26

27 COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO Calcula la composición centesimal del nitrito de potasio. DATO: masas atómicas relativas K = 39 u ; N = 14 u ; O = 16 u 1º) Escribir la fórmula KNO 2 2º) Calcular la masa molecular del compuesto M KNO2 = = 85 g/mol 3º) Cálculo de la contribución de cada elemento 39g 85g totales 1 mol de át de K 39 g/mol = 39 g % K ,9% 1 mol de át de N 14 g/mol = 14 g % N 14g 85g totales ,5% 2 mol de át de O 16 g/mol = 32 g % O 32g 85g totales ,6% 27

28 FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas H 2 O H O H CO 2 O C O CO C O H 2 O 2 H O O H O 2 O O O 3 O O O Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles A veces ambas fórmulas coinciden 28

29 TIPOS DE FÓRMULAS: Ej.: etano -FÓRMULA EMPÍRICA sólo indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y la proporción en que se encuentran pero no su número exacto. (subíndices mínimos) -FÓRMULA MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y su número exacto. (subíndices reales presentes en la molécula) CH 3 C 2 H 6 (CH 3 ) n -FÓRMULA ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo, su número exacto y los enlaces que hay. (Muy importante en compuestos orgánicos) CH 3 -CH 3 H H H C C H H H 29

30 APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR 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) 30, = 2,174 69, = 4,348 Relación más sencilla (se divide por el menor) Fórmula empírica 2,174 2,174 = 1 NO 2 4,348 2,174 = 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 Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3 30

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