Leyes Ponderales y Volumétricas

Presentación del tema: "Leyes Ponderales y Volumétricas"— Transcripción de la presentación:

1 Leyes Ponderales y Volumétricas
Lic. Amalia Vilca Pérez

2 Coeficientes estequiométricos: son los números en la frente de las formulas químicas; dan la proporción de reactantes y productos.

3 Lavoisier: la masa se conserva en una reacción química.
Ecuaciones químicas: descripciones de las reacciones químicas. Dos partes de una reacción: Reactantes y productos

4 Ley de la conservación de la masa: la materia no se puede perder en ninguna reacción química.

5 Cálculo Estequiométrico
Definición: es el cálculo de las cantidades de sustancias producidas o consumidas en una reacción química (leyes ponderales). Importante: los coeficientes de una reacción química balanceada dan la relación molar entre las sustancias que participan de la reacción. Ej.: La ecuación: 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l), revela que 2 moles de 2H2(g) reaccionan con 1 mol de O2(g) formando 2 moles de 2H2O(l),. Recordar: 1mol  Massa molar (g)  6.02 x 1023 Gas (CNTP): 1mol  22.4L y PV = nRT

6 LAVOISIER: Ley de la Conservación de las Masas
C O  CO2 + 12g C g O2  44g CO2 Partículas iniciales y finales son las mismas  masas iguales.

7 LEY DE PROUS: Ley de las Proporciones Constantes
C O  CO2 + 2C O  CO2 + Duplicando la cantidad de átomos todas las masas se duplicaran.

8 Relación en moles 2CO O2 2CO2
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

9 Escala en moles. 6.023 1023 moléculas de CH4 generan 2x6.023 1023
Ejemplo: CH4 +2 O CO2 + 2 H2O 1 molécula de CH4 generan 2 moléculas de H2O moléculas de CH4 generan 2x moléculas de H2O. 1 mol de CH4 genera 2 moles de H2O

10 Relación en masas 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

11 Relación en volúmenes Si en la reacción intervienen gases en C.N.P.T de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros 2H2 + O2 2H2O 2 moles de H2 1 mol de O2 2 moles de H2O 2 · 22,4 litros de H2 22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O + Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos

12 Es común incluir el estado físico de la sustancia:
Cu (s) cobre en fase sólida; H2O (l) agua líquida H2 (g) hidrógeno gaseoso 2 Li (s) H2 (g)  LiH (s) 2 átomos molécula moléculas 2 moles de átomos 1 mol de moléculas moles de moléculas 13.8 g g g 2x(6.02x1023) átomos x1023 moléculas x(6.02x1023) moléculas 22.4 L (C.N.T.P)

13 Cálculos estequiométricos.
En una reacción química las proporciones se cumplen molécula a molécula ,átomo a átomo y mol a mol. 2Fe + O2 2FeO 2 moles de hierro ,y un mol de oxígeno dan 2 moles de oxido de Fe.

14 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .
CÁLCULOS CON MASAS Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno . A partir de 5 gr KClO3 , calcular a)¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen, 2 KClO3 2 KCl 3 O2 + 2 moles de KCl 3 mol de O2 2 moles de KClO3 74,45 x2 = 148,9g de KCl 96 g de O2 122,45 g x2 = 244,9g de KClO3 Suma masa de los reactivos = suma masa de los productos 244, = , a) g de KClO3 X g de O2 244,9 g de KClO3 96 g O2 5 g de KClO3 X g O2 5 · 96 244,9 = X = = 1,96 g de O2

15 Si se descomponen totalmente 5 g de KClO3 calcule:
Ej) El cloruro de potasio (KCl) se produce a partir de clorato de potasio (KClO3) según la reacción no balanceada: KClO3 (s)  KCl (s) O2 (g) Si se descomponen totalmente 5 g de KClO3 calcule: a) Cuántos gramos de oxígeno se obtienen b) masa de KCl formados c) número de moles de KClO3 descompuestos. d) número de moles de KCl formados. e) moles de O2 formados f) volumen (en L) de O2 obtenidos en C.N.P.T g) volumen (en L) de O2 a 748 mm Hg y 37ºC h) moléculas de KCl formadas i) átomos presentes en el O2 formado

16 Ej) ¿Qué masa de hidróxido de sodio se requiere para producir 250 g de sulfato de sodio de acuerdo a la reacción no balanceada? H2SO NaOH  Na2SO H2O ácido sulfúrico hidróxido de sodio sulfato de sodio agua Ej) ¿Qué masa de carbono reacciona con 500 g de óxido de manganeso (IV) según la reacción no balanceada?. MnO C  Mn CO

17 Ejercicio de aplicación:
En la obtención de agua: H2 (g) O2 (g)  H2 O(l) Se tienen 4.5g de hidrógeno ¿Qué cantidad* de oxígeno se requiere para que reaccione todo el hidrógeno? ¿Qué cantidad* de agua se obtendra? *cantidad de sustancia(mol) y en gramos.

18 Ejercicio de aplicación
¿Cuánto gas se desprenderá si pongo a reaccionar 1.3 moles de bicarbonato de sodio con 3.5 mL de vinagre (5% en volumen), en condiciones de laboratorio (20°C y 586 mmHg)?

19 GRACIAS…