Curso de Química General 1

U 5

FUNDAMENTOS DE

ESTEQUIOMETRÍA

Maestra: Norma Mónica López

Temas

– Leyes ponderales y volumétricas: Ley de la conservación de la masa, Ley de las proporciones definidas. Ley de las proporciones múltiples, Ley de los volúmenes de combinación.

– Conceptos de masa molar y volumen molar.

– Principio de Avogadro.

– Unidad de cantidad de sustancia (mol).

– Composición porcentual y fórmulas mínima y molecular.

– Leyes de los gases ideales.

ALGUNOS ANTECEDENTES

• Reacciones químicas

Fenómenos químicos que suceden a nuestro alrededor, todos los días.

• Ecuaciones químicas

Representaciones simbólicas de los fenómenos químicos.

Balanceo de ecuaciones químicas

a) Conocer las fórmulas correctas de reactivos y productos.

b) Escribir una ecuación no balanceada. c) Balancear la ecuación anterior asignando coeficientes

(n°s enteros) con los que se tengan n°s iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la ecuación.

d) Revisar que los coeficientes de la ecuación sean los n°s enteros más pequeños posibles (dividir a TODOS los coeficientes entre el mismo n°; NO ALTERAR SUBÍNDICES).

e) Agregar abreviaturas para los diferentes estados de agregación.

Diferencia entre un subíndice y un coeficiente

Símbolo químico

Significado Composición

H2O Una molécula de agua Dos átomos de H y uno de O

2 H2O Dos moléculas de agua Cuatro átomos de H y dos de O

H2O2 Una molécula de peróxido de hidrógeno

Dos átomos de H y dos de O

Ejercicio 1

• Escribir una ecuación química balanceada para el fenómeno que se describe a continuación: cuando al agua se le agrega tricloruro de fósforo líquido, reacciona para formar una disolución de ácido fosforoso y ácido clorhídrico.

PCl3 (l) + 3 H2O (l) H3PO3 (ac) + 3 HCl (ac)

Ejercicio 2

• Para ser congruentes con la ley de la conservación de la masa, ¿cuántas moléculas de NH3 deben dibujarse en el cuadro de la derecha?

Ejercicio 3

• ¿Cuáles son los coeficientes que faltan?

a) __ Fe (s) + ___ O2 (g) ___ Fe2O3 (s)

b) __ C2H4 (g) + ___ O2 (g) ___ CO2 (g) + ___ H2O (g)

c) __ Al (s) + ___ HCl (ac) ___ AlCl3 (ac) + ___ H2 (g)

Respuestas:

a) 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s)

b) 1 C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O (g)

c) 2 Al (s) + 6 HCl (ac) 2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g)

Patrones sencillos de reactividad química

• Reacciones de combinación o síntesis A + B AB

• Reacciones de descomposición o análisis AB A + B

• Reacciones de sustitución simple AB + C AC + B

• Reacciones de sustitución doble (o metátesis) AB + CD AC + BD

• Reacciones de combustión Hidrocarburo + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)

Ejercicio 4 Escribir ecuaciones químicas balanceadas para las

siguientes reacciones: A) El sulfato de mercurio (II) sólido se descompone

en sus elementos constituyentes cuando se calienta. B) El aluminio metálico experimenta una reacción de

combinación con el oxígeno del aire. C) Al poner en contacto disoluciones acuosas de

carbonato de potasio y de cloruro de níquel (II), se obtienen un precipitado de color verde y una sal del metal alcalino muy soluble en agua.

Cálculo de masas

• Masa (o peso) formular: es la suma de las masas atómicas de cada uno de los átomos de su fórmula química. Se da en uma.

• Masa (o peso) atómico: si la fórmula de la sustancia es el símbolo químico de un elemento, la masa formular es la masa atómica.

• Masa (o peso) molecular: es la masa formular de UNA molécula.

• Masa (o peso) molar: es la masa de una mol de partículas de cualquier sustancia; unidades: g/mol.

Composición % de fórmulas

• Corresponde al % en masa con el que contribuye cada elemento en una sustancia.

• Su cálculo es sencillo y directo si se conoce la fórmula química.

• Algoritmo:

Leyes ponderales y volumétricas

Leyes ponderales

• Ley de la conservación de la masa (o ley de la conservación de la materia). Formulada en 1789 por Antoine Lavoisier: “Podemos expresarla como un axioma incontrovertible que establece que en todas las operaciones del arte y la naturaleza, nada se crea; existe una cantidad igual de materia tanto antes como después del experimento”.

• La materia (los átomos)no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

• Esta ley es la base del 3er postulado de Dalton.

Leyes ponderales

• Ley de las proporciones definidas: propuesta en 1800 por el químico francés Joseph Louis Proust (1754-1826). Menciona que en un compuesto dado, el número relativo y los tipos de átomos son constantes. Es decir, un compuesto puro tiene la misma composición y propiedades, independientemente de su fuente de obtención. Esta ley es la base del 4to postulado de Dalton.

Leyes ponderales

• Ley de las proporciones múltiples: propuesta por J. Dalton, dice que cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las relaciones de las masas del segundo elemento que se combinan con 1 g del primero, siempre pueden reducirse a números enteros.

Ley de las proporciones múltiples Ejemplo: óxidos de nitrógeno

N2O

28 g N 16 g de O

1 g N x

x = 0.571

NO

14 g N 16 g de O

1 g N x

x = 1.142

masa del oxígeno en el N2O 0.571 1

masa del oxígeno en el NO 1.142 2

Leyes volumétricas

• Ley de los volúmenes en combinación: a T y P constantes, los volúmenes de gases que reaccionan están en proporciones de números enteros pequeños.

Principio de Avogadro

El volumen de un gas, a cierta T y P, es directamente proporcional a la

cantidad de ese gas.

• H1: volúmenes iguales de cualquier gas, en las mismas condiciones de P y T, poseen el mismo número de partículas.

• H2: los gases pueden estar formados por agrupaciones estables de dos átomos, llamadas moléculas.

Interpretación del Principio de Avogadro según el MCC

Si en dos recipientes que contienen a diferentes gases, por ejemplo H2 y CH4, la temperatura es la misma (igual energía cinética promedio de las moléculas), el volumen es el mismo (las moléculas tienen el mismo espacio para moverse) y la frecuencia con que chocan las moléculas del gas contra las paredes del recipiente es la misma (misma presión)…

…es porque el número de moléculas en ambos recipientes es el mismo!

Unidad de cantidad de sustancia (mol)

• Las reacciones químicas ocurren entre átomos y moléculas, sin embargo las magnitudes que podemos medir en el laboratorio son masa y volumen. ¿Cómo relacionar lo submicroscópico y lo macroscópico?

• CANTIDAD DE SUSTANCIA (n): su unidad es el mol y es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, iones o moléculas) como átomos hay en 12 g de C-12.

• Un mol de cualquier sustancia contiene exactamente 6.0221415 x 1023 partículas. Valor que se ha determinado experimentalmente por diversos métodos y se ha llamado número o constante de Avogadro (NA) en honor del químico Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quarequa e di Cerreto (1776-1856).

Conceptos de masa molar y volumen molar

• De acuerdo con lo anterior, la masa molar (Mm) es la masa de un mol de cualquier sustancia. Y

• El volumen molar (Vm) es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales de P y T (1 atm, 25°C), que es igual a 22.4 L.

Relación entre las magnitudes: masa, volumen, cantidad de

sustancia y n° de partículas.

CANTIDAD

DE

SUSTANCIA

(n)

n • Mm

n • Vm

n • NA

masa

volumen

N° partículas

Resolver la colección de problemas de la U5…