PPT - Estequiometría y Leyes Ponderales

Estequiometría y
Leyes Ponderales
Equipo de Educación en Química Verde
Centro Interdisciplinario de Líquidos Iónicos
Programa de Educación Continua para el Magisterio
Introducción
Leyes fundamentales de la Química.
• Ley de conservación de la masa
(Lavoisier).
• Ley de proporciones definidas (Proust).
• Ley de proporciones múltiples (Dalton).
• Ley de volúmenes de combinación (GayLussac).
• Ley de las proporciones recíprocas
(Ritcher)
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
Leyes Ponderales
1799. Ley de Proust de las proporciones definidas.
Afirma que:
Cuando dos elementos
se combinan para
formar un compuesto,
lo hacen siempre en
proporciones de masa
fijas y definidas.
Joseph Louis Proust,
(1754-1826)
Leyes Ponderales
1799. Ley de Proust de las proporciones definidas.
+
10,0 g Cu
5,06 g S
15,06 g CuS
+
7,06 g S
10,0 g Cu
15,06 g CuS
2,00 g S
+
20,0 g Cu
5,06 g S
15,06 g CuS
10,0 g Cu
5
Leyes Ponderales
1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples.
Cuando dos elementos se
combinan para dar más de
un compuesto, las masas de
un elemento que se
combinan con una cantidad
fija del otro, guardan entre sí
una relación numérica
sencilla.
Dalton 1766-1844
Leyes Ponderales
1805. 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.
Leyes Ponderales
Joseph Louis Gay-Lussac
(1778-1850)
Gay-Lussac tras
muchos experimentos
llegó a la conclusión de
que:
”los volúmenes de los gases que reaccionan o se
forman en una reacción química, guardan entre sí una
relación numérica sencilla, siempre que todos los
gases se midan en las mismas condiciones de presión
y temperatura” (Ley de Gay-Lussac).
Leyes Ponderales
Es decir, mediante fórmulas puede escribirse
1
1
2
volumen de
gas
Hidrógeno
volumen
de gas
Cloro
volúmenes de
Cloruro de
hidrógeno
+
¿H+Cl→2HCl?
Y también…
2 volúmenes
de gas
Hidrógeno
+
1 volumen
de gas
Oxígeno
¿2H+O→2H 2O?
2 volúmenes
de vapor de
agua
Leyes Ponderales
La teoría atómica no podía explicar la ley de Gay Lussac de
los volúmenes de combinación ni HCl, ni H2O
según Dalton la combinación
de un átomo de hidrógeno y
uno de oxígeno daba lugar a
una partícula de agua de
Esta idea llevó a Dalton a
rechazar las conclusiones de
Gay Lussac, por inexactas
fórmula HO
Se debe a Amadeus Avogadro
la reconciliación de estos dos hechos
Leyes Ponderales
El italiano Amadeo Avogadro (1811),
analizando la ley de Gay-Lussac, buscó
una explicación lógica a los resultados
de este científico.
Amadeo
Avogadro,
(1776-1856)
Según Avogadro: ”Volúmenes iguales de
gases, medidos en las mismas condiciones
de presión y temperatura, debían contener
el mismo número de moléculas”.
Este enunciado constituye la famosa
Hipótesis de Avogadro.
También sugiere que los gases elementales
estaban formados por moléculas diatómicas
Leyes Ponderales
Sobre la materia
a mediados del
siglo XIX se
sabía:
La teoría atómica de
Dalton
La Hipótesis de Avogadro
- No permitían asignar fórmulas coherentes a los compuestos
- No se había deducido un sistema para calcular las masas
atómicas
Leyes Ponderales
PERO ¿LA HIPÓTESIS DE AVOGADRO?
”Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, debían contener el
mismo número de moléculas”.
Leyes Ponderales
AVOGADRO
(1811)
- ¿Molécula?
- No era conocido
-No
tenía
datos
experimentales para
apoyar su hipótesis
-Era un teórico
- No ayudó a su credibilidad
CANNIZZARO
(1861)
-1860 Congreso de
Karlsruhe prueba
experimentalmente la Ley
de Avogadro
Determina masas
moleculares exactas
-Diferencia entre los átomos y
las moléculas
-Base de cálculos químicos:
las masas atómicas y
moleculares.
LOSCHMIDT
(1875 )
-Calcula el valor del
número de Avogadro
por primera vez
-Inicialmente llamado
número de Loschmidt.
-Estimaciones no
demasiado exactas.
-Siglo XIX otros
científicos mejoraron
la exactitud del valor
del N° de Avogadro.
Leyes Ponderales
Los científicos del siglo XIX eran conscientes de que
los átomos de diferentes elementos tienen diferentes
masas.
Averiguaron , por ejemplo:
100 g de agua contiene 11,1 g de hidrógeno y 88,9 g
de oxígeno
Luego, como
88,9/11,1 = 8
implica que el agua tiene 8 veces más oxígeno que
hidrógeno
Leyes Ponderales
Cuando se dieron cuenta de que el agua contenía dos
átomos de hidrógeno por cada uno de oxígeno
concluyeron que la masa del oxígeno debía ser
2x8=16
Al principio se le asignó
un valor de 1
(arbitrariamente) a la
masa del hidrógeno
Actualmente se le asigna
el valor de 1UMA a 1/12
masa del
Experimento de Cannizaro
12C
Leyes Ponderales
Leyes Ponderales
Leyes Ponderales
Leyes Ponderales
Leyes Ponderales
0,086 g Helio
=
0,1010
0,851 g Argon
Hoy sabemos que:
MM He = 4,0026
MM Ar = 39,948
4,0026
39,948
= 0,1001
Leyes Ponderales
Leyes Ponderales
Leyes Ponderales
0,086 g Helio
=
0,125
0,688 g Oxígeno
Hoy sabemos que:
MM He = 4,0026
MM O = 15,9994
Luego el oxígeno
es diatómico
4,0026
=
0,250
=
0,125
15,9994
4,0026
31,9988
Leyes Ponderales
Es decir, mediante fórmulas puede escribirse
H2 + Cl2
2HCl
O lo que es lo mismo:
Cl
H
H
H
Cl
H
Cl
+
Cl
Leyes Ponderales
2 volúmenes
de gas
Hidrógeno
Y también…
1 volumen
de gas
Oxígeno
+
2 volúmenes
de vapor de
agua
H
H
H
O
O
H
+
H
H
O
H
O
H
Leyes Ponderales
Ley de las proporciones recíprocas de Ritcher
Las masas de dos elementos que se combinan con una
masa de un tercero, guardan la misma relación que las
masas de los dos cuando se combinan entre sí.
• Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para
dar agua, y 6 g de carbono se combinan también con 16
gramos de oxígeno para dar dióxido de carbono, entonces
2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g de carbono al
formar metano. H + ½ O → H O
2
2
2
C + O2 → CO2
2 H2 + C → CH4
Leyes Ponderales
DEDUCCIÓN DE FÓRMULAS
y su número
relativo
CH
EMPÍRICAS
O
MOLECULARES
Expresan la clase
de átomos en la
molécula
C6H6
y su número absoluto
de relación entre ellos
Leyes Ponderales
Conocer la composición porcentual
% en masa de
elementos
Fórmula
empírica
Suponemos que la
muestra contiene
100g
Gramos de
cada elemento
Fórmula
empírica
Conocer la fórmula empírica
Calcular relación
molar
Usar
masas
atómicas
x un número entero
Moles de cada
elemento
Fórmula molecular
Leyes Ponderales
El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 %
de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su
fórmula empírica y su fórmula molecular.
DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u
a) Cálculo de la fórmula empírica
Masa
Masa
Nº relativo de átomos Relación más sencilla Fórmula
Elemento relativa del atómica
(se divide la masa por m) (se divide por el menor) empírica
elemento
(M)
30,435
2,174
Nitrógeno
30,435
14
= 2,174
=1
14
2,174
NO2
69,565
4,348
Oxígeno
69,565
16
= 4,348
=2
16
2,174
b) Cálculo de la fórmula molecular
La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica:
(NO2)n
n . (14 + 2 . 16) = 92  n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4
30
Leyes Ponderales
EL MOL
Mediante diversos experimentos científicos se ha
determinado que el número de átomos que hay en
12g de 12C es 6.0221367 ·1023
Este número recibe el
nombre de
número de Avogadro
Leyes Ponderales
Conteo de los átomos
N2 + 3 H2
átomo

izquierda
2 NH3
.
derecha
N
1x2 = 2
2x1 = 2
H
3x2 = 6
2x3 = 6
Leyes Ponderales
Izquierda
derecha
Leyes Ponderales
¿Qué significa esta ecuación?
N2 +
1 molécula de
nitrógeno (con 2
átomos) reacciona
con
1 mol de
nitrógeno (N2)
reacciona con
3 H2

2 NH3
3 moléculas de
hidrógeno (con 2
átomos) para
formar:
2 moléculas de amoníaco (
Cada molécula contiene 1
átomo de N y 3 átomos de
H)
3 moles de
hidrógeno (H2)
para formar:
2 moles de amoníaco
(NH3)
Leyes Ponderales
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
/MM
reactiv
o
Ecuación
Moles de Balanceada
reactivo
Moles
de
producto
xMM
Producto
Gramos de
producto
Leyes Ponderales
Método de la relación molar
Se conocen varios métodos para resolver problemas
estequiométricos, uno es el método molar o de la relación molar.
La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos
especies cualesquiera que intervengan en una reacción química.
Por ejemplo, en la reacción:
2H2 + O2  2H2O
Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:
2 mol H 2 2 mol H 2 1 mol O2 1 mol O2
1 mol O2 2 mol H 2O 2 mol H 2 2 mol H 2O
2 mol H 2O 2 mol H 2O
2 mol H 2
1 mol O2
reactivo en exceso
queda parte sin
reaccionar
reactivo limitante
se consume
completamente
El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad
adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se
encuentra en exceso queda parte sin reaccionar
Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para
formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente?
Fe
+
1 mol de Fe
56 g de Fe
7 g de Fe
7 (g de Fe)
56 (g/mol)
=
X (g de S)
32 (g/mol)
S
FeS
1 mol de S
32 g de S
X g de S
1 mol de FeS
88 g de FeS
X =
32 · 7
56
= 4 g de S
reactivo limitante:
Fe
reactivo en exceso: S
37
Leyes Ponderales
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
¿Porqué difieren?
- El reactivo está hidratado
- Se den reacciones secundarias no deseadas
Rendimiento real
Rendimiento teórico
x 100 =
% RENDIMIENTO
Rendimiento porcentual
Estequiometría y
Leyes Ponderales
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