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 Equipo de Educación en Química Verde Centro Interdisciplinario de Líquidos Iónicos Programa de Educación Continua para el Magisterio