Lic. Amalia Vilca Pérez

LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS

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

• Lavoisier: la masa se conserva en una reacción química.

• Ecuaciones químicas: descripciones de las reacciones químicas.

• Dos partes de una reacción:

• Reactantes y productos

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

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

LAVOISIER: LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LAS MASAS

C + O2 CO2

+

12g C + 32g O2 44g CO2

Partículas iniciales y finales son las mismas masas iguales.

LEY DE PROUS: LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

C + O2 CO2

Duplicando la cantidad de átomos todas las masas se duplicaran.

+

+

2C + 2O2 2CO2

Relación en moles

Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción.

2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

2CO + O2 2CO2

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

ESCALA EN MOLES.• Ejemplo:

CH4 +2 O2 CO2 + 2 H2O

1 molécula de CH4 generan 2 moléculas de H2O

6.023 1023 moléculas de CH4 generan 2x6.023 1023

moléculas de H2O.

1 mol de CH4 genera 2 moles de H2O

1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

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

28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3

+

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

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos

2H2+ O2 2H2O

Relación en volúmenes

1 mol de O2 2 moles de H2O2 moles de H2

22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O2 · 22,4 litros de H2

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) 2 LiH (s)

2 átomos 1 molécula 2 moléculas

2 moles de átomos 1 mol de moléculas 2 moles de moléculas

13.8 g 2.0 g 15.8 g

2x(6.02x1023) átomos 6.02x1023 moléculas 2x(6.02x1023) moléculas

22.4 L (C.N.T.P)

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.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .

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 O22 moles de KClO3

74,45 x2 = 148,9g de KCl 96 g de O2122,45 g x2 = 244,9g de KClO3

X g de O2a) 1000 g de KClO3

244,9 g de KClO3

96 g O2= X =

=

1,96 g de O2

5 g de KClO3

X g O2

5 · 96

244,9

CÁLCULOS CON MASAS

Suma masa de los reactivos = suma masa de los productos244,9 = 148,9 + 96

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.

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 formadasi) átomos presentes en el O2 formado

d) número de moles de KCl formados.

Ej) ¿Qué masa de hidróxido de sodio se requiere para producir 250 g de sulfato de sodio de acuerdo a la reacción no balanceada? H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2Oácido 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?. MnO2 + 2 C Mn + 2 CO

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.

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)?

GRACIAS…