LEYES PONDERALES Y ESTEQUIOMETRIA. Ley de Lavoisier Ley de Proust Ley de Dalton Cantidades químicas: Mol

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1 LEYES PONDERALES Y ESTEQUIOMETRIA. Ley de Lavoisier Ley de Proust Ley de Dalton Cantidades químicas: Mol

2 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: jcb3759@hotmail.com Atentamente. Jeannette Collao

3 Estequiometria Rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en una reacción.

4 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.

5 La estequiometria se basa en: Masas atómicas Ley de la conservación de la masa.

6 LEYES PONDERALES 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:

7 LEYES PONDERALES Antoine Lavoisier: En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, tan sólo se transforma. Por ejemplo, si 10 gramos de A se combinan con 20 gramos de B, se obtienen 30 gramos de A B.

8 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, ( )

9 Así, por ejemplo el amoniaco siempre tendrá un % de nitrógeno y un 17,25 % de hidrógeno sea cual Sea sea cual el sea método el método empleado empleado para para obtenerlo La ley de las proporciones definidas constituyó una poderosa arma para los químicos en la búsqueda de la composición.

10 La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos

11 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.

12 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

13 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.

14 Definiciones: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química Reacción : reacomodo de átomos.

15 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.

16 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.

17 Ejemplos Benceno. Fórmula molecular C 6 H 6 Fórmula mínima C H Agua Fórmula mínima H 2 O Fórmula molecular H 2 O

18 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.

19 Ejercicios Calcular la composición porcentual (%) de cada uno de los elementos en el ácido sulfúrico: a) H 2 SO 4 b) NaClO c) CuSO 4.5H 2 O

20 Composición elemental Fórmula química Masa molar Se calcula Masa de los elementos Masa del compuesto

21 Ejercicio La vitamina C o ácido ascórbico (C 6 H 8 O 6 ) 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 N 2 H 4 determina su composición elemental.

22 Fórmula mínima: ejercicios Una muestra de un compuesto tiene: 47.98% de Zn y % de Cl. Determina la fórmula mínima.

23 Respuesta g Zn x 1 mol Zn/65.3 g = mol g Cl x 1 mol Cl /35.5 g= mol / = / = 2 ZnCl 2

24 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.

25 Mol Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en Kg de ¹²C Pero, cuántos átomos hay en 12g de ¹²C? X 10²³ átomos

26 Mol A este número se le conoce como Número de Avogadro en honor al Químico Italiano del siglo XIX. NA= X 10²³

27 Constante de Avogadro 1 mol de partículas = NA partículas No= NA partículas/ 1 mol de partículas No= Constante de Avogadro

28 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 trillones de Kg)

29 Ejercicio En el Mundo somos ~ 6, 500, de personas Cuántas moles de personas somos en el mundo?

30 respuesta 1 mol X personas X mol X 10 9 personas X= x moles de personas NI SIQUIERA SOMOS UN MOL!

31 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 X 10²³ átomos= 1 mol de átomos

32 Entonces X 10²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu X 10²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H X 10²³ átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe

33 Mol y uma Masa atómica del Cu= Significa 1 átomo de Cu pesa uma 1 mol de átomos de Cu pesa g

34 Si hablamos de moléculas: X 10²³ moléculas de NH 3 = 1 mol de moléculas de amoniaco X 10²³ moléculas de H 2 0 = 1 mol de moléculas de agua

35 Significa 1 molécula de NH 3 pesa 17 uma 1 mol de moléculas de amoniaco pesan 17 g 1 molécula de H 2 O pesa 18 uma 1 mol de moléculas de agua pesas 18 g

36 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 2H O 2 2H 2 O 2 moléculas de 1 molécula 2 moléculas de hidrógeno de oxígeno agua

37 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. subíndices CH O 2 CO H 2 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 O 2 2

38 Reacción de combustión del metano (CH4 )

39 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