Leyes de Combinación Química

Presentación del tema: "Leyes de Combinación Química"— Transcripción de la presentación:

1 Leyes de Combinación Química
La química no solo se interesa en como esta constituida la materia, sino que también en interesa conocer también las cantidades de los reactantes que se combinan para producir un producto deseado. Cuando hablamos de las sustancias que participan en una combinación química y las sustancias que se producen, estamos analizando el ámbito cualitativo de las reacciones químicas; en cambio, cuando nos referimos a las cantidades que se combinan y las cantidades que se producen, vemos el ámbito cuantitativo. La combinación química está regida por determinadas leyes que los químicos llaman leyes ponderales: la ley de las proporciones definidas la ley de las propiedades múltiples la ley de conservación de la materia las leyes de los gases.

2 La Ley de las proporciones definidas
Para que se forme un determinado compuesto se deben unir uno o más elementos químicos a través de los enlaces respectivos y siempre lo harán en una proporción o relación definida por números enteros. Por ejemplo, si un compuesto tuviera una fórmula AB, significa que hay una relación de átomos A respecto a B de 1:1 (uno es a uno). La ley de las proporciones definidas, dice que “muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción en masa”. Joseph Louis Proust, ( )

3 La Ley de las proporciones definidas
un % de nitrógeno y un 17,25 % de hidrógeno El amoniaco siempre tendrá 1) 2) sea cual sea el método empleado para obtenerlo. El agua pura contiene 11,2% de hidrógeno y un 88,8% de oxígeno, proporciones que indican que en 100 g de agua existen 11,2 g de hidrógeno y 88,8 g de oxígeno. Por lo tanto, si tuviéramos un bloque de iceberg de 100 toneladas, en él habría 11,2 toneladas de hidrógeno y 88,8 toneladas de oxígeno, porque, como lo indica la ley, se mantiene la relación de 11,2% de H2 y 88,8% de O2.

4 La Ley de las proporciones definidas
Al quemar un trozo de cinta de magnesio, de masa 0,62 g (fotos A y B), se obtuvo un compuesto llamado óxido de magnesio (foto C), cuya masa fue de 1,02 g. a. ¿Qué cantidad de magnesio deberías esperar que exista en el óxido, expresado en gramos? b. Si 1,02 g del compuesto es el 100%, ¿qué % de magnesio hay en él? c. ¿Qué % de oxígeno hay en el óxido de magnesio? d. Si tuvieras 200 g de óxido de magnesio, ¿qué cantidad en gramos habría de magnesio y oxígeno, respectivamente? e. ¿En qué proporción están combinados los átomos de magnesio y oxígeno en el óxido de magnesio?

5 La Ley de las proporciones múltiples
Actividad de Indagación: El CO2 y el CO: Uno bueno y el otro malo Tanto el dióxido de carbono (CO2) como el monóxido de carbono (CO) son gases formados durante la combustión de diferentes tipos de combustibles, como la madera y la bencina, pero el segundo es extremadamente tóxico. Considera la siguiente combinación. a. ¿Están en la misma relación los átomos de carbono y de oxígeno en cada compuesto? b. ¿En qué relación se encuentran las masas de oxígeno en estas combinaciones? c. ¿Existe el mismo % de carbono en los dos gases?, ¿en cuál es mayor? d. Si existiese un compuesto como el CO3 ,¿qué cantidad de gramos de oxígeno se necesitarían para que se formen 4,99 g de este compuesto, a partir de 1 g de C?

6 La Ley de las proporciones múltiples
Dos elementos se combinan entre sí para dar lugar a diferentes compuestos (no solo uno como ocurre con la ley de Proust). Este hecho fue demostrado por investigaciones realizadas por Dalton, quien en 1808 concluyó lo siguiente: Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento, para formar en cada caso un compuesto diferente, están en una relación de números enteros sencillos. Esta observación se conoce como ley de las proporciones múltiples.

7 La Ley de las proporciones múltiples
Consideremos a continuación otro ejemplo que, a través de un esquema, nos permite comprobar la ley de las proporciones múltiples. Compuestos A: SO2 y B: SO3 formados por azufre y oxígeno.

8 = Ley de Conservación de la Materia
En cualquier sistema cerrado en que tiene lugar una transformación química, la masa permanece constante. la suma de las masas de los productos que reaccionan la suma de las masas de los productos obtenidos = 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.

9 +

10 Ley de Conservación de la Materia
Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en la masa ¿Pero porque realmente se cumple esta ley en reacciones químicas?

11 Ley de los gases Actividad de Indagación:
Procedimiento 1. Coloca un malvavisco dentro de la jeringa y presiona el émbolo de la jeringa hasta tocarlo (foto B). 2. Tapa con el dedo el orificio de la jeringa y desplaza el émbolo hacia atrás hasta el extremo de la jeringa, de modo que el aire contenido en ella, ocupe el máximo volumen (foto C). 3. Observa lo que ocurre con el malvavisco y anota tus observaciones en el cuaderno. 1. ¿Qué les ocurre a los malvaviscos al desplazar el émbolo hacia atrás? 2. ¿Qué ocurriría con los malvaviscos si se desplaza el émbolo hacia delante? 3. Si la jeringa tuviera otro gas, diferente al aire, ¿pasaría lo mismo? Explica.

12 Ley de los gases: Ley de Boyle
P1 V1 = P2 V2 En 1660, el químico inglés Robert Boyle ( ) observó la relación inversa entre la presión y el volumen de un gas cuando su temperatura se mantiene constante. Este fenómeno fue observado en todos los gases y, por tanto, pudo establecer una ley que se llama ley de Boyle.

13 Ley de los gases: Ley de Boyle
La curva del gráfico nos muestra que la presión de un gas es inversamente proporcional al volumen, a temperatura constante.

14 Ley de los gases: Ley de Boyle
Actividad de Indagación: Relación entre la temperatura y el volumen de un gas a. ¿Qué efecto tiene la temperatura sobre el aire encerrado en la botella? b. ¿Qué relación puedes establecer entre la presión y la temperatura del gas?

15 Ley de los gases: Ley de Charles
En 1787, el físico francés Jacques Charles ( ) propuso por primera vez la relación proporcional entre el volumen y la temperatura de los gases, a presión constante.

16 Ley de los gases: Ley de Charles
Charles’ law. A plot of V versus T for a gas sample is a straight line that can be extrapolated to absolute zero.

17 Ley de los gases: Ley de Gay-Lussac Actividad de Indagación:
Olla de presión a. ¿Por qué se usa una olla a presión para cocinar carnes? b. ¿Por qué para abrir una olla a presión es conveniente agregarle o sumergirla en agua fría?

18 Ley de los gases: Ley de Gay-Lussac
Al elevar la temperatura, expresada en Kelvin, aumenta la presión; y al disminuir la temperatura, también disminuye la presión. Las variables P y T son directamente proporcionales. Tras obtener resultados similares a los de este ensayo, Gay-Lussac enunció la siguiente ley: Cuando un gas experimenta transformaciones a volumen constante, el cociente entre la presión y su temperatura absoluta permanece constante. P1 P1 T1 = P2 T2 P2 T1 T2

19 Mol y Numero de Avogadro
Actividad de Indagación: ¿Todas las docenas tienen la misma masa? a. Cuando hablamos de docena, lo primero que pensamos es en huevos, ya que es la medida que se usa para comprarlos pero, ¿por qué se usa esta medida? b. ¿Cuál es la masa de una docena de huevos? c. ¿Todas las docenas de huevos tienen la misma masa? Explica.

20 Mol y Numero de Avogadro
En química, la unidad de medida de la materia es el mol, y tal como en la docena hay 12 unidades, en el mol hay un número que puede representar diferentes sustancias. El término mol proviene del latín moles, que significa “una masa” En principio se define mol, como la cantidad de materia (átomos, moléculas o iones) que contienen 12g de 12C.

21 Numero de Avogadro Actividad de Indagación:
¿Cuál es el número mas grande que te puedes imaginar? 1. Recuerda que infinito no es un número, sin embargo, hay números grandes que representamos con notación científica. Un millón = = 106 Mil millones = = 109 Un billón (un millón de millones = = 1012 Mil billones (un millón de billones) = = 1018 Mil trillones = = 1021 a. Si un mol corresponde a = 6,02 · 1023, ¿cuántos millones de unidades hay en él?

22 Este número recibe el nombre de
Numero de Avogadro Mediante diversos experimentos científicos se ha determinado que el número de átomos que hay en 12g de 12C es ·1023 Este número recibe el nombre de número de Avogadro

23 Numero de Avogadro El número de Avogadro es tan grande que es difícil imaginarlo. Si esparciéramos 6.02·1023 bolitas sobre toda la superficie terrestre, ¡formaríamos una capa de casi 5 Km de espesor!

24 ( átomos, moléculas o iones)
Numero de Avogadro En definitiva: un mol contiene el número de Avogadro ( 6.02·1023) de unidades de materia físicas reales ( átomos, moléculas o iones) Un mol de átomos siempre tiene 6,022 · 1023 (NA) átomos, pero su cantidad en masa será mayor o menor dependiendo de la entidad de que se trate. Los átomos de Cu son más pesados que los de C

25 Numero de Avogadro La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A : 1 mol de A = M gramos de A Nº de moles =

26 Masas atómicas y moleculares Actividad de Indagación:
1. En la tabla periódica encontrarás que uno de los muchos datos acerca de los elementos, son sus masas atómicas, aunque es común que aparezca como pesos atómicos. La manera de obtener la masa molecular de un compuesto es sumar las masas de todos los átomos que la componen. a. ¿Cuál es la masa molecular del cloruro de sodio? Expresen el resultado en gramos/mol. b. ¿Cuál es la masa de 1 mol de moléculas de H2O?

27 Reacciones Químicas Actividad de Indagación:
¿Qué características tiene una reacción química? a. ¿En cuál de las tres imágenes identificas una reacción química? Fundamenta tu respuesta. b. Escribe el nombre de los reactantes y productos de la o las reacciones químicas que hayas encontrado. c. Para cada una, indica si es un proceso que libera o absorbe energía.

28 Reacciones Químicas Una reacción química se produce cuando, bajo ciertas condiciones, las sustancias iniciales se transforman en nuevas sustancias. Una manera de reconocer una reacción química es observando si las sustancias iniciales varían sus estructuras químicas al final del proceso. Esto se puede lograr a través de alguna característica o evidencia observable. Para que se produzca una reacción química debe existir un intercambio de energía con el entorno, por lo general, esta energía es energía calórica. Así las reacciones químicas se pueden clasificar como endergónicas y exergónicas.

29 Ecuaciones Químicas Para representar o describir lo que sucede en una reacción química se utilizan expresiones abreviadas llamadas ecuaciones químicas. R E A C T I V O S P R O D U C T O S Cada reactante o producto que participa en una reacción se debe indicar por medio de su representación química, es decir, un símbolo en el caso de los elementos químicos o una fórmula en el caso de los compuestos.

30 Actividad de Indagación: Ley de conservación de la materia
Balance de ecuaciones Actividad de Indagación: Ley de conservación de la materia ¿Posibles preguntas?

31 + + Balance de ecuaciones
Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento 2 Na (s) H2O ( l )  2 NaOH (aq) + H2(g) Ejemplo: REACTIVOS PRODUCTOS Na + O H - Na O H + + H 2 átomos de sodio 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno 2 átomos de sodio 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno

32 Balance de ecuaciones Toda ecuación química debe cumplir con la ley de conservación de la materia, por lo tanto, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento en los reactantes y en los productos. Para ajustar la ecuación existen dos métodos, estos son: el método de tanteo y el método algebraico.

33 Relaciones Estequiométricas
Actividad de Indagación: La ecuación fundamental de la vida La siguiente ecuación corresponde al proceso por el cual los seres vivos obtenemos la energía de los alimentos, consumiendo oxígeno y azúcar para producir agua y dióxido de carbono, proceso llamado respiración celular. a. Ajusta la ecuación anterior por el método que elijas. b. ¿Cuántos mol de CO2 se pueden formar con 1 mol de oxígeno absorbido? c. ¿Qué cantidad de mol de oxígeno debería consumir una planta para formar 2 mol de agua? d. Si existen 6 mol de oxígeno, ¿qué número de moléculas de oxígeno se tendrán?

34 Relaciones Estequiométricas
La estequiometría se encarga de establecer relaciones cuantitativas entre reactantes y productos de una reacción. Relación en moles: Interpretación macroscópica de una reacción

35 Relaciones Estequiométricas
Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2CO + O2 2CO2 2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO 6,02 · 1023 moléculas de O2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2 2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

36 Relaciones Estequiométricas
A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos N2 + 3H2 2NH3 Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u 1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3 28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

37 Reactivo limitante 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
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

38 Reactivo limitante 2 moles de CO 2 moles de O2 0 moles de CO2
Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Después de la reacción