08 al 12-05-2017 CCA // Martha Portugal Duarte Química II Unidad Ecuaciones y Reacciones Químicas. Gases y Disoluciones Leyes Ponderales de la Química Balanceo de Ecuaciones Relaciones Estequiométricas 08 al 12-05-2017 CCA // Martha Portugal Duarte

Leyes Ponderales de la Química 1774 (1789) Antoine Lavoisier Joseph Louis Proust (1799) publicada en 1808 Jonh Dalton 1808

Ley de Conservación de la Materia La ley se atribuye corrientemente a Antoine Laurent Lavoisier (1743- 1794). Fue uno de los pocos químicos de su tiempo que valoró plenamente la importancia de que el peso de los productos de una reacción química debe ser igual al peso de los reactantes, lo que coincide con los siguientes enunciados de la ley, “en cualquier cambio de estado, la masa total se conserva” o “la materia ni se crea ni se destruye en cualquier reacción química”.

Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Postula que la cantidad de materia antes y después de una transformación es siempre la misma. Es decir: «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».  También llamada Ley de conservación de la masa o Ley de Lomonósov-Lavoisier en honor a sus creadores. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1774. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Sus enunciados se divulgaron a partir de 1789.

Ley de Proporciones Constantes o Definidas

La ley de las proporciones definidas, dice: Esta generalización también se conoce como Ley de Proust. «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Si la materia está formada por átomos, la masa de sus productos será la masa de los reactivos: Ejemplo.

Ley de Proporciones Múltiples “Que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.”  Ejemplo. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél estén en relación de 1 :1, 1:2 , 1:3.

Inspección Simple o Tanteo Al balancear una ecuación química, se deben de igualar el número de átomos o iones en ambos miembros de la ecuación. Para balancear cualquier ecuación química existen dos métodos: el matemático y el químico. Dentro del primero se tienen aproximaciones sucesivas, también llamado de tanteo o de simple inspección. El cual consiste en asignar coeficientes en reactivos y productos hasta alcanzar un equilibrio en el número de átomos que participan en la reacción a ambos lados de la Ecuación Química. El segundo método contempla la variación en los estados de oxidación y puede ser reducción-oxidación.

MÉTODO DE CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN Reducción Oxidación MÉTODO DE CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN 1. Escribir la ecuación de la reacción. 2. Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la ecuación (aplicar la reglas de asignación del número de oxidación). 3. Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen. 4. Colocar el número de electrones cedidos o ganados por cada átomo en semi-ecuaciones. 5. Intercambiar los números de electrones (los electrones ganados deben ser igual a los electrones perdidos). Se colocan coeficientes de ser necesario, el número de electrones ganados se coloca como coeficiente del elemento que pierde y el número de electrones perdidos se coloca como coeficiente del elemento que gana. 6. Igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la ecuación. 7. Balancear por tanteo los elementos que no varían su número de oxidación.

Conceptos Básicos Estequiometría Moles Ofrezca una breve descripción general de la presentación. Describa el enfoque principal de la presentación y por qué es importante. Introduzca cada uno de los principales temas. Si desea proporcionar al público una guía, puede repetir esta diapositiva de información general a lo largo de toda la presentación, resaltando el tema particular que va a discutir a continuación. Moles

ESTEQUIOMETRÍA: la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). El número de Avogadro es la cantidad de materia contenida en un mol 6.02 x 1023 partículas átomos moléculas es

Relaciones masa-masa: Relaciones volumen-volumen Relaciones estequiométricas Relaciones masa-masa: En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en gramos, y la sustancia deseada se pide en gramos. Relaciones mol-mol En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia deseada se pide en moles. Relaciones volumen-volumen Si los reactivos y los productos son gases, podemos averiguar el volumen de uno de ellos, si sabemos el volumen del otro.

4 Al (s) + 3 O2 (g) ------------2 Al2O3(s) Para la siguiente ecuación balanceada: 4 Al (s) + 3 O2 (g) ------------2 Al2O3(s) a) ¿Cuántos moles de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol de Al2O3? R/ x---→ 5.27 moles Al2O3 4 moles--→ 2 moles Al2O3 R//10.54 moles de Al b) ¿Cuántos moles de oxígeno (O2) reaccionan con 3.97 moles de Al? R/ x--------3.97 moles Al 3 moles----4 moles Al R//2.97 moles

Mg3N2(s) + 6 H20(l)--- 3Mg(OH)2(ac) + 2NH3 (g) Para la ecuación mostrada calcule: Los moles de Mg(OH)2 que se producen a partir de 125 g de agua. b) Los gramos de Mg3N2 necesarios para obtener 7.11 mol de NH3. Mg3N2(s) + 6 H20(l)--- 3Mg(OH)2(ac) + 2NH3 (g) R/ x------→ 125g H2O 3 moles-- → 108 g H2O R//3.47 moles de Mg(OH)2 R/ x------→ 7.11 moles de NH3 100g -----→ 2 moles de NH3 R//355.5g de Mg3N2

Ejercicio propuesto De acuerdo con la siguiente ecuación balanceada: 3 Ca(OH)2 (s) + 2 H3PO4 (ac)------ Ca3 (PO4)2(s) + 6 H2O(l) a) ¿Cuántos gramos de H3PO4 (ácido fosfórico)reaccionan con 5.70 mol de Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)? Use un encabezado de sección para cada uno de los temas, de manera que la transición resulte clara para el público. X g H3PO4-------------→5.70 moles Ca(OH)2 196g H3PO4-----------→3 moles Ca(OH)2 R// 372.4 g de H3PO4