Leyes Ponderales.

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1 Leyes Ponderales

2 Ley de Lavoisier de la conservación
1. 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 los productos que reaccionan la suma de las masas de los productos obtenidos = Esto significa que:

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

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5 1799. Ley de Proust de las proporciones definidas.
Joseph Louis Proust, ( ) Afirma que: Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones de peso fijas y definidas.

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

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

9 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. Dalton

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11 8.0 g de oxígeno reaccionan con 1.0 g de hidrógeno
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.

12 Estequiometría Stoecheion Elemento Metron Medida

13 Cálculos estequiométricos
cantidades de sustancia que reaccionan Cálculos estequiométricos cantidades de sustancia que se producen Los símbolos y las fórmulas sirven al químico para poder esquematizar una reacción química. reactivos productos 2H O H2O 2 moléculas de hidrógeno 2 moléculas de agua 1 molécula de oxígeno Reaccionan con Para dar

14 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. CH O CO H2O 2 2 1º.- se ajustan los elementos que están en una sola molécula en cada miembro de la reacción. C H 2º.- Para completar el ajuste, necesitamos poner un 2 delante del O2

15 Usamos los símbolos (g), (l), (s) y (ac) Para gas, líquido, sólido y disolución acuosa. Cuando se forma un sólido como producto se usa una flecha hacia abajo , para indicar que precipita.

16 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 Moles de reactivo Moles de producto Gramos de producto Ecuación ajustada xPm Producto /Pm reactivo

17 9. Reactivo Limitante

18 En este caso el reactivo limitante es el H2
En una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Ejemplo: tenemos 10 moles de H2 y 7 moles de O2 para formar agua. 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) Reactivo limitante: se consume por completo y limita la cantidad de producto que se forma En este caso el reactivo limitante es el H2

19 10. Rendimiento

20 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. - No reacciona todo el reactivo - El reactivo está hidratado ¿Porqué difieren? - Se den reacciones secundarias no deseadas Rendimiento real x 100 = % RENDIMIENTO Rendimiento porcentual Rendimiento teórico

21 modos de expresar la concentración
11. Disoluciones: modos de expresar la concentración Repaso

22 Unidades de concentración
-Disolvente (mayor cantidad) Composición de las disoluciones - Soluto (menor cantidad) Pueden ser uno o varios CONCENTRACIÓN: es la cantidad de soluto disuelta en un disolvente. -Molaridad. -molalidad. -Fracción molar. -Porcentaje en peso. -Gramos por litro. Químicas Unidades de concentración Físicas

23 Ejercicios

24 Modelo de Cálculo: Destacar la pregunta.
Identificar los reactantes y productos de la reacción. Escribir la ecuación química y balancear. Transformar los datos dados en cantidad de matéria (mol). Calcular a través de la proporción estequiométrica de la reacción la cantidad de matéria (mol) de la(s) sustancia(s) solicitadas. Transformar moles de la sustancia en la unidad solicitada.

25 Ejercicio Modelo: Cuantos gramos de oxígeno se necesitan para quemar 50 moles de monóxido de carbono? 1) m (g) O2 = ? 2) Reactantes: CO e O2 / Produtos: CO2 3) Reacción: 2CO + O2  2CO2 4) datos: 50 moles de CO 5) 2 moles CO ___ 1 mol O2 50 moles CO ___ X moles O2  n = 25 moles O2 6) n = m / M  25 = m / 32  m = 800g de O2

26 Otros ejercicios: 1) Que masa , en gramos , de sulfato de sódio se obtiene por la neutralización de 20 moles de hidróxido de sódio, con ácido sulfúrico suficiente? 2) Cual es el volumen de amoniaco, en condiciones CNTP, obtenido en la síntesis directa apartir de 12g de hidrogeno y exceso de nitrogeno? Grado de Pureza: 3) Cual es la masa de cloruro de cálcio que se obtiene cuando se trata 46.25g de hidróxido de cálcio, conteniendo 20% de impurezas, con ácido clorídrico suficiente? 4) En la quema de 30g de grafito, con 80% de pureza, cual es el volumen de CO2 obtenido en las CNTP?

27 Ejercicios: Reactivo Limitante / Reactivo en exceso:
5) El H2S reacciona con el SO2 según la reacción : 2H2S + SO2  3S + 2H2O Cual es el número de moles de S, que se puede formar cuando reaccinan 5 moles de H2S con 2 moles de SO2? 6) Cromo metálico se puede producir por la reducción del Cr2O3 con aluminio según la ecuación: 2Al + Cr2O3  Al2O Cr Suponiendo reacción completa, la masa de cromo producida por la reacción de 5.4Kg de Al con 20Kg de Cr2O3, es:

28 Ejercicios: Rendimiento:
7) La reacción entre cloruro de cálcio y nitrato de potasio presenta un rendimiento de 90%. Cual es la masa del precipitado obtenida a partir de 44.4g de CaCl2 ? 8) En la combustión de 36g de grafito puro se obtenieron 50.4L, en las CNTP, de CO2(g). Cual es el rendimiento de ese proceso?