Leyes ponderales y balanceo de ecuaciones

Presentación del tema: "Leyes ponderales y balanceo de ecuaciones"— Transcripción de la presentación:

1 Leyes ponderales y balanceo de ecuaciones
OBJETIVO: Identificar y explicar las leyes ponderales Aplicar la ley de conservación de la masa en el balanceo de ecuaciones.

2 SUSTANCIAS PURAS Cambios físicos Cambios Químicos TRANSFORMACIÓN
No implican cambio de composición Ej Cambio de fase REACCIONES QUÍMICAS Para llegar a establecer la forma de medir la materia y las relaciones que existen entre reactivos y productos, se aplicó de manera intuitiva el método científico.

3 Hasta finales del XVIII y principios del XIX
no se sabía casi nada acerca de la composición de la materia y lo que sucedía cuando reaccionaban. Precisamente en esta época se empiezan a enunciar algunas leyes básicas sobre las transformaciones de la materia que culminan con la Teoría Atómica de Dalton Estas leyes enunciadas por orden cronológico pueden resumirse así:

4 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:

5 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.

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7 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

8 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.

9 BALANCEO POR TANTEO

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12 BALANCEO METODO ALGEBRAICO
 Asignar un valor de preferencia (2) a una de las letras asignadas siempre y cuando esta me ayude a descubrir las otras.

13 Ejercicios H2(g) + Cl2(g) HCl(g) C5H12 + O2  CO2 + H2O
Balancee los siguientes ejercicios por el método de tanteo y algebraico Ejercicios: H2(g) + Cl2(g) HCl(g) C5H O2  CO H2O Al(s) +O2(g) Al2O3(s) N2O5 + H2O  HNO3 CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) Mg3N2 + H2O  Mg(OH) NH3 BaCl (NH4)2CO3  BaCO3 + NH4Cl  Al(OH)3 + HCl  AlCl3 + H2O Na + H2O  NaOH + H2  Mg O2  MgO

14 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.

15 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.

16 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

17 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

18 Compuesto Relación por masa molar Proporción CO2 12g C: 32g O 1:2 CO 12g C:  16g O 1:1

19 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.

20 EJERCICIOS 1.- Calcule la masa de la molécula con ayuda de su tabla periódica a) NH4NO3 b) Fe(ClO4)3 2.- Escriba para los siguientes compuestos su proporción de masa. a) CO2 b) NH3 3.- Si 32,00 g de azufre reaccionan con 40,07 g de calcio. A partir de 9 g de azufre ¿Cuántos de calcio reaccionaran? 4.- 6,48 g de sodio reaccionan completamente con 10 g de cloro. En otra experiencia se observa que 4,93 g de sodio reaccionan con 7,61 g de cloro. Comprueba que se cumple la Ley de las Proporciones definidas.