Ley de conservación de la materia Ley de las proporciones ...Ley de conservación de la materia Ley...
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▪ Ley de conservación de la materia
▪ Ley de las proporciones definidas
▪ Ley de las proporciones múltiples.
▪ Relaciones cuantitativas en diversas reacciones
▪ Químicas: cálculos estequiométricos
▪ Reactivo limitante
▪ Reactivo en exceso
▪ Porcentaje de rendimiento
▪ Análisis porcentual de compuestos químicos.
▪ “En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”.
▪ Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.
▪ “Los elementos se combinan para formarcompuestos en una proporción de masafija y definida”.
▪ Ejemplo: El azufre y el hierro se combinanpara formar sulfuro de hierro (II) en lasiguiente proporción: 4 gramos de azufrepor cada 7 gramos de hierro.
▪Azufre + Hierro → Sulfuro de hierro4 g 7 g 0 g Inicial
11 g Final
4 g 10 g 0 g Inicial
3 g 11 g Final
8 g 7 g 0 g Inicial
4 g 11 g Final
Ejemplo:a)
b)
a) Azufre + Oxígeno → Trióxido de azufre8 g 12 g 20 g
1 g m(O2) m(SO3)
1g · 12 g 1 g · 20 gm(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g
8 g 8 g
b) m(S) m(O2) 100 g
100 g · 8 g 100 g · 12 gm(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g
20 g 20 g
▪ “Cuando dos elementos secombinan entre sí para darcompuestos diferentes, lasdiferentes masas de uno de ellosque se combinan con una masafija de otro, guardan entre sí unarelación de números sencillos”.
Ejemplo:
▪Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente.
▪Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones:
▪ m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4————— = —— = — ; ————— = —— = —m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1
▪ m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2————— = —— = — ; ————— = —— = —m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1
▪ “Las masas de dos elementos que secombinan con una masa de untercero, guardan la misma relaciónque las masas de los dos cuando secombinan entre sí”.
▪Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígenopara dar agua (H2O)
▪6 g de carbono se combinan también con 16 gramos deoxígeno para dar dióxido de carbono (CO2)
▪Entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g decarbono al formar metano.(CH4)
▪ “A una presión y a una temperaturadeterminados en un volumenconcreto habrá el mismo númerode moléculas de cualquier gas”.
▪Ejemplo: Un mol de cualquier gas,es decir, 6,022 x 1023 moléculas,ocupa en condiciones normales (p =1 atm; T = 0 ºC) un volumen de 22’4litros.
▪ “A temperatura y presiónconstantes, los volúmenesde los gases que participanen una reacción químicaguardan entre sí relacionesde números sencillos”.
▪1 litro de hidrógeno secombina con 1 litro decloro para dar 2 litros decloruro de hidrógeno.
▪1 litro de nitrógeno secombina con 3 litros dehidrógeno para dar 2litros de amoniaco.
▪1 litro de oxígeno secombina con 2 litros dehidrógeno para dar 2litros de agua (gas).
▪Los elementos químicos están constituidos porpartículas llamadas átomos, que son indivisibles einalterables en cualquier proceso físico o químico.
▪Los átomos de un elemento son todos idénticos enmasa y en propiedades.
▪Los átomos de diferentes elementos son diferentes enmasa y en propiedades.
▪Los compuestos se originan por la unión de átomos dedistintos elementos en una proporción constante.
Ley de
Dalton
Ley de
Proust
▪La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo.
▪La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula.
▪Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4
▪M (H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 = 98,076 uque es la masa de una molécula.
▪Normalmente, suele expresarse como
M (H2SO4) = 98,076 g/mol
▪Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023) de átomos o moléculas.
▪En el caso de un NA de átomos también suele llamarse átomo-gramo.
▪Es, por tanto, la masa atómica o molecular expresada en gramos.
▪Definición actual: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12C).
▪Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol en m (g) habrá n moles.
m (g)n (mol) = —————
M (g/mol)
▪Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en 100 g de dicha sustancia.2,27 moles CO2
Ejercicio:
▪ A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones.
Ejemplo:
▪M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ;
▪M (AgNO3) = 169,91 g/mol
▪ 107,9 g (Ag) · 100 % Ag = ———————— = 63,50 % de Ag
169,91 g (AgNO3)
▪ 14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = 8,25 % de N
169,91 g (AgNO3)
▪ 48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O
169,91 g (AgNO3)
▪ Molecular.▪ Indica el nº de átomos existentes
en cada molécula.
▪ Empírica.▪ Indica la proporción de átomos
existentes en una sustancia.▪ Está siempre reducida al máximo.
▪ Ejemplo: El peróxido dehidrógeno está formado pormoléculas con dos átomos de Hy dos de O.▪ Su fórmula molecular es H2O2.▪ Su fórmula empírica es HO.
Ejercicio: a)
▪Supongamos que partimos de 100 g de sustancia.
▪Si dividimos el % de cada átomo entre su masa atómica (A), obtendremos el nº de moles (átomos-gramo) de dicho átomo.
▪La proporción en moles es igual a la que debe haber en átomos en cada molécula.
▪Posteriormente, se divide por el que tenga menor nº de moles.
▪Por último, si quedan números fraccionarios, se multiplica a todos por un mismo nº con objeto de que queden números enteros.
Ejemplo: