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Profesor: FABIÁN ORTIZ
Ciclo V – Grado Décimo
“Hacia la Excelencia desde una Sociedad de Afecto”.
LEYES FUNDAMENTALES
DE LA QUÍMICA
2
DESEMPEÑO D
Nivel Básico: D2
¿Cuáles son las diferentes teorías sobre el átomo, las
moléculas y por qué se producen los alótropos?
¿Cómo se explican los elementos y compuestos, así
como la estructura atómica?
¿Cómo se aplican en las leyes generales de las
combinaciones químicas?
Utiliza los modelos atómicos para comprender la realidad
atómica y las diferencias entre las reacciones de fusión y
fisión.
3
Contenidos (1)
1.- La Química en la antigüedad. La Alquimia.
2.- Sustancias homogéneas y heterogéneas. Elementos y
compuestos. (Repaso).
3.- Leyes fundamentales de la Química.
3.1. Ley de conservación de la masa.
3.2. Ley de las proporciones definidas.
3.3. Ley de proporciones múltiples.
3.4. Ley de proporciones recíprocas.
4.- Teoría atómica de Dalton (postulados).
4
Contenidos (2)
5.- Evolución de la Teoría atómica de Dalton.
5.1. Relaciones volumétricas de Gay-Lussac.
5.2. Hipótesis de Avogadro.
6.- Masas atómicas y moleculares (repaso).
7.- Concepto de mol.
8.- Composición centesimal.
9.- Fórmula empírica y molecular.
5
• Teoría de los cuatro elementos (Empédocles)
• Teoría atomística (Leucipo y Demócrito)
• Teoría de materia continua (Aristóteles)
Un poco de historia
Aire
Fuego
Tierra
Agua
caliente seco
fríohúmedo
6
Un poco de historia
• Alquimia : Azufre, mercurio y sal
– Piedra filosofal
– Elixir de la vida.
• Siglo XVIII: análisis gravimétrico cuantitativo
– Leyes de la química.
7
Sustancias químicas
(clasificación)
REPASO
REPASO
E le m e n t o s C o m p u e s t o s
S u s t a n c ia s p u r a s D is o lu c io n e s
H o m o g é n e a s H e t e r o g é n e a s
S U S T A N C I A S Q U Í M I C A S
8
Leyes fundamentales de la
Química.
• Ley de conservación de la masa (Lavoisier).
• Ley de proporciones definidas (Proust).
• Ley de proporciones múltiples (Dalton).
• Ley de proporciones recíprocas (Ritcher)
• Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac).
• Hipótesis de Avogadro
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
9
Ley de conservación de la masa
(Lavoisier).
• “En toda transformación química la masa se
conserva, es decir, la masa total de los
reactivos es igual a la masa total de los
productos de la reacción”.
• Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de
sodio producen 5 gramos de cloruro de
sodio.
10
Ley de proporciones definidas
(Proust).
• “Los elementos se combinan para formar
compuestos en una proporción de masa fija
y definida”.
• Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan
para formar sulfuro de hierro (II) en la
siguiente proporción: 4 gramos de azufre
por cada 7 gramos de hierro.
11
Ley de proporciones definidas
(Proust). Ejemplos.
• Azufre + Hierro → Sulfuro de hierro
• 4 g 7 g 0 g Inicial
• 11 g Final
• 4 g 10 g 0 g Inicial
• 3 g 11 g Final
• 8 g 7 g 0 g Inicial
• 4 g 11 g Final
12
Ley de proporciones definidas
(Proust). Ejemplos.
• Azufre + Hierro → Sulfuro de hierro
• 12 g 30 g 0 g Inicial
• 9 g 33 g Final
• 25 g 35 g 0 g Inicial
• 5 g 55 g Final
• 13’5 g 24’9 g 0 g Inicial
• 1’275 g 37’125 g Final
13EjemploEjemplo:: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de
oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre: a)a) ¿Cuántos
gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué
cantidad de trióxido de azufre se obtendrá; b)b) si se descompo-
nen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de
oxígeno se obtendrán?
a)a)Azufre + Oxígeno → Trióxido de azufre
8 g 12 g 20 g
1 g m(O2) m(SO3)
1g · 12 g 1 g · 20 g
m(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g
8 g 8 g
b)b) m(S) m(O2) 100 g
100 g · 8 g 100 g · 12 g
m(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g
20 g 20 g
14
Ley de proporciones múltiples
(Dalton).
• “Cuando dos elementos se combinan entre
sí para dar compuestos diferentes, las
diferentes masas de uno de ellos que se
combinan con una masa fija de otro,
guardan entre sí una relación de números
sencillos”.
15
Ley de proporciones múltiples
(Dalton). Ejemplo.
Ejercicio: Óxidos de cobre
•Oxido de Cobre (I) Cu2O
•Oxido de Cobre (II) CuO
Hallar la relación entre las masas de estos
dos compuestos aplicando la Ley de las
proporciones múltiples
16
“Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos
diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con
una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números
sencillos”.
Ejemplo.- 25,1 gramos de mercurio se combinan con 2 gramos de oxígeno para formar óxido de mercurio.
En otras condiciones 0,402 gramos de mercurio se combinan con 0,016 gramos de oxígeno para formar
otro óxido. ¿Verifica la ley de las proporciones múltiples?.
2
2
0,016
25,1 1
0,402
grO
grHg grO
grHg
× =
 masa O2
(A)/ masa O2
(B) = 2/1 =2
Compuesto B 25,1 gramos de Hg
La enunció Dalton en 1805.
25,1 gramos de Hg
Compuesto A
2 gramos de O2
17
Ley de proporciones recíprocas
(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”.
18
Ley de proporciones recíprocas
(Ritcher). Ejemplo.
• 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.
19
Hipótesis de Avogadro.
• “A una presión y a una temperatura
determinados en un volumen concreto habrá
el mismo número de moléculas de cualquier
gas”.
• Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es
decir, 6,022 x 1023
moléculas, ocupa en
condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 ºC)
un volumen de 22’4 litros.
20
Ley de volúmenes de
combinación (Gay-Lussac).
• “A temperatura y presión constantes, los
volúmenes de los gasesgases que participan en
una reacción química guardan entre sí
relaciones de números sencillos”.
21
Ejemplo de la ley de volúmenes de combi-
nación (Gay-Lussac).
• 1 litro de hidrógeno se
combina con 1 litro de
cloro para dar 2 litros de
cloruro de hidrógeno.
• 1 litro de nitrógeno se
combina con 3 litros de
hidrógeno para dar 2 litros
de amoniaco.
• 1 litro de oxígeno se
combina con 2 litros de
hidrógeno para dar 2 litros
de agua (gas).
22
Postulados de la teoría atómica
de Dalton.
• Los elementos químicos están constituidos por
partículas llamadas átomos, que son indivisibles e
inalterables en cualquier proceso físico o químico.
• Los átomos de un elemento son todos idénticos en
masa y en propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos son diferentes
en masa y en propiedades.
• Los compuestos se originan por la unión de
átomos de distintos elementos en una proporción
constante.
23
Ley de
Dalton
Ley de
Proust
Explicación visual
de las leyes de
Proust y Dalton a
partir de la Teoría
atómica
24
Masas atómicas y moleculares
• La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa
media ponderada de la masa de todos los isótopos del
mismo.
• La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas
atómicas de todos los átomos que componen la molécula.
• Ejemplo:Calcular la masa molecular del H2SO4
• M (H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 =
98,076 u
que es la masa de una molécula.
• Normalmente, suele expresarse como
M (H2SO4) = 98,076 g/mol
REPASO
REPASO
25
Concepto de mol
• Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023
) de
átomos o moléculas.
• En el caso de un NAde átomos también suele
llamarse átomo-gramo.
• Es, por tanto, la masa atómica o molecular
expresada en gramos.
• Definición actual: El mol es la cantidad de
sustancia de un sistema que contiene tantas
entidades elementales (átomos, moléculas, iones...)
como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12
C).
REPASO
REPASO
26
Cálculo del número de moles.
• Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol
en m (g) habrá n moles.
• m (g)
n (mol) = —————
M (g/mol)
• Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2habrá en
100 g de dicha sustancia.
• m (g) 100 g
n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2
M (g/mol) 44 g/mol
REPASO
REPASO
27Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12 g
de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se
disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos
átomos de cloro atómico se obtendrían?
La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 u. Luego un
mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2hay:
12 g
 = 0,169 moles de Cl2
70,9 g/mol
Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023
moléc.
0,169 moles contienen:
0,169 moles · 6,02 ·1023
moléculas/mol =
= 1,017 · 1023
moléculas Cl2
2 át. Cl
1,017·1023
moléc. Cl2·  = 2,034·1023
át. Cl
moléc. Cl2
REPASO
REPASO
28
Composición centesimal
• A partir de la fórmula de un compuesto
podemos deducir la composición centesimal de
cada elemento que contiene aplicando simples
proporciones.
• Sea el compuesto AaBb.
M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B)
• M (AaBb) a·Mat(A) b·Mat(B)
———— = ———— = ————
100 % (A) % (B)
• La suma de las proporciones de todos los
elementos que componen una sustancia debe dar
29
Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y
oxígeno que contiene el nitrato de plata.
• M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ;
M (AgNO3) = 169,91 g/mol
• 169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) 48,0 g O
——————— = ————— = ————— = ———
100 % Ag % N % O
• 107,9 g (Ag) · 100
% Ag = ———————— = 63,50 % de Ag
169,91 g (AgNO3)
• 14,01 g (N) · 100
% N = ———————— = 8,25 % de N
169,91 g (AgNO3)
• 48,0 g (O) ·100
% O = ———————— = 28,25 % de O
169,91 g (AgNO3)
30
Tipos de fórmulas
• MolecularMolecular.
– Indica el nº de átomos existentes en cada molécula.
• Empírica.Empírica.
– Indica la proporción de átomos existentes en una
sustancia.
– Está siempre reducida al máximo.
• Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está
formado por moléculas con dos átomos de H y
dos de O.
– Su fórmula molecular es H2O2.
– Su fórmula empírica es HO.
31Ejercicio: Escribir las fórmulas empíricas de: a)
Glucosa, conocida también como dextrosa, cuya
fórmula molecular es C6H12O6; Óxido de nitrógeno (I),
gas usado como anestésico, de fórmula molecular N2O.
a) Los subíndices de la fórmula empírica son los números
enteros más pequeños que expresan la relación correcta
de átomos. Dichos números se obtendrán dividiendo los
subíndices da la fórmula molecular por su máximo
común divisor, que en este caso es 6. La fórmula
empírica resultante es CH2O.
b) Los subíndices en N2O son ya los enteros más bajos
posibles. Por lo tanto, la fórmula empírica coincide con
la molecular.
32
Cálculo de la fórmula empírica.
• Supongamos que partimos de 100 g de sustancia.
• Si dividimos el % de cada átomo entre su masa
atómica (A), obtendremos el nº de moles (átomos-
gramo) de dicho átomo.
• La proporción en moles es igual a la que debe
haber en átomos en cada molécula.
• Posteriormente, se divide por el que tenga menor
nº de moles.
• Por último, si quedan números fraccionarios, se
multiplica a todos por un mismo nº con objeto de
que queden números enteros.
33
Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un
compuesto orgánico cuya composición centesimal es
la siguiente: 34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C.
• 34,8 g 13 g
———— = 2,175 mol O; ———— = 13 mol H
16 g/mol 1 g/mol
52,2 g
———— = 4,35 mol C
12 g/mol
• Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos
• 1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que
da una fórmula empírica:
C2H6O
34
Masa equivalente
• Es la masa de un elemento que se combina
con 8 g de oxígeno (o aproximadamente
con 1 g de hidrógeno)
• Masa atóm. Masa molec.
Masa equiv. = ó
valencia valencia
• En una reacción química siempre
reaccionan equivalente a equivalente.
35
Masa equivalente
• Masa (g)
Número de equivalentes = ———————
masa
equivalente
• En el ejemplo anterior podemos ver como el
número de equivalentes tanto de reactivos
como de productos es el mismo:
• 80’9 g/mol
mequil(HBr) = ———— = 80’9 g/eq
1 eq/mol
• 55’8 g/mol
mequil(Fe) = ———— = 18’6 g/eq
36
6 HBr + 2 Fe —→ 2 FeBr3 + 3 H2
43’5 g 10 g 52’9 g 0’54 g
• Mequil(g/equil) nequil
HBr 80’9 43’5/80’9 = 0’54
Fe 18’6 10/18’6 = 0’54
FeBr3 98’5 52’5/98’5 = 0’54
H2 1 0’54/1 = 0’54
REFERENCIA
https://www.google.com.co/url?
sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=2
&ved=0CCEQFjAB&url=http%3A%2F
%2Fwebs.ono.com%2Ftomaspdi
%2Fleyes_ponderales.ppt&ei=Bhr9VMqlDvj
asASznoGoDA&usg=AFQjCNHs7dPdelX7B
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Desempeño d2 leyes fundamentales de la química

  • 1. Profesor: FABIÁN ORTIZ Ciclo V – Grado Décimo “Hacia la Excelencia desde una Sociedad de Afecto”. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
  • 2. 2 DESEMPEÑO D Nivel Básico: D2 ¿Cuáles son las diferentes teorías sobre el átomo, las moléculas y por qué se producen los alótropos? ¿Cómo se explican los elementos y compuestos, así como la estructura atómica? ¿Cómo se aplican en las leyes generales de las combinaciones químicas? Utiliza los modelos atómicos para comprender la realidad atómica y las diferencias entre las reacciones de fusión y fisión.
  • 3. 3 Contenidos (1) 1.- La Química en la antigüedad. La Alquimia. 2.- Sustancias homogéneas y heterogéneas. Elementos y compuestos. (Repaso). 3.- Leyes fundamentales de la Química. 3.1. Ley de conservación de la masa. 3.2. Ley de las proporciones definidas. 3.3. Ley de proporciones múltiples. 3.4. Ley de proporciones recíprocas. 4.- Teoría atómica de Dalton (postulados).
  • 4. 4 Contenidos (2) 5.- Evolución de la Teoría atómica de Dalton. 5.1. Relaciones volumétricas de Gay-Lussac. 5.2. Hipótesis de Avogadro. 6.- Masas atómicas y moleculares (repaso). 7.- Concepto de mol. 8.- Composición centesimal. 9.- Fórmula empírica y molecular.
  • 5. 5 • Teoría de los cuatro elementos (Empédocles) • Teoría atomística (Leucipo y Demócrito) • Teoría de materia continua (Aristóteles) Un poco de historia Aire Fuego Tierra Agua caliente seco fríohúmedo
  • 6. 6 Un poco de historia • Alquimia : Azufre, mercurio y sal – Piedra filosofal – Elixir de la vida. • Siglo XVIII: análisis gravimétrico cuantitativo – Leyes de la química.
  • 7. 7 Sustancias químicas (clasificación) REPASO REPASO E le m e n t o s C o m p u e s t o s S u s t a n c ia s p u r a s D is o lu c io n e s H o m o g é n e a s H e t e r o g é n e a s S U S T A N C I A S Q U Í M I C A S
  • 8. 8 Leyes fundamentales de la Química. • Ley de conservación de la masa (Lavoisier). • Ley de proporciones definidas (Proust). • Ley de proporciones múltiples (Dalton). • Ley de proporciones recíprocas (Ritcher) • Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). • Hipótesis de Avogadro TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
  • 9. 9 Ley de conservación de la masa (Lavoisier). • “En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”. • Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.
  • 10. 10 Ley de proporciones definidas (Proust). • “Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”. • Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.
  • 11. 11 Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos. • Azufre + Hierro → Sulfuro de hierro • 4 g 7 g 0 g Inicial • 11 g Final • 4 g 10 g 0 g Inicial • 3 g 11 g Final • 8 g 7 g 0 g Inicial • 4 g 11 g Final
  • 12. 12 Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos. • Azufre + Hierro → Sulfuro de hierro • 12 g 30 g 0 g Inicial • 9 g 33 g Final • 25 g 35 g 0 g Inicial • 5 g 55 g Final • 13’5 g 24’9 g 0 g Inicial • 1’275 g 37’125 g Final
  • 13. 13EjemploEjemplo:: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre: a)a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá; b)b) si se descompo- nen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán? a)a)Azufre + Oxígeno → Trióxido de azufre 8 g 12 g 20 g 1 g m(O2) m(SO3) 1g · 12 g 1 g · 20 g m(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g 8 g 8 g b)b) m(S) m(O2) 100 g 100 g · 8 g 100 g · 12 g m(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g 20 g 20 g
  • 14. 14 Ley de proporciones múltiples (Dalton). • “Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos”.
  • 15. 15 Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ejemplo. Ejercicio: Óxidos de cobre •Oxido de Cobre (I) Cu2O •Oxido de Cobre (II) CuO Hallar la relación entre las masas de estos dos compuestos aplicando la Ley de las proporciones múltiples
  • 16. 16 “Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos”. Ejemplo.- 25,1 gramos de mercurio se combinan con 2 gramos de oxígeno para formar óxido de mercurio. En otras condiciones 0,402 gramos de mercurio se combinan con 0,016 gramos de oxígeno para formar otro óxido. ¿Verifica la ley de las proporciones múltiples?. 2 2 0,016 25,1 1 0,402 grO grHg grO grHg × =  masa O2 (A)/ masa O2 (B) = 2/1 =2 Compuesto B 25,1 gramos de Hg La enunció Dalton en 1805. 25,1 gramos de Hg Compuesto A 2 gramos de O2
  • 17. 17 Ley de proporciones recíprocas (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”.
  • 18. 18 Ley de proporciones recíprocas (Ritcher). Ejemplo. • 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.
  • 19. 19 Hipótesis de Avogadro. • “A una presión y a una temperatura determinados en un volumen concreto habrá el mismo número de moléculas de cualquier gas”. • Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas, ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 ºC) un volumen de 22’4 litros.
  • 20. 20 Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). • “A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gasesgases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.
  • 21. 21 Ejemplo de la ley de volúmenes de combi- nación (Gay-Lussac). • 1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno. • 1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para dar 2 litros de amoniaco. • 1 litro de oxígeno se combina con 2 litros de hidrógeno para dar 2 litros de agua (gas).
  • 22. 22 Postulados de la teoría atómica de Dalton. • Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico. • Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades. • Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades. • Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción constante.
  • 23. 23 Ley de Dalton Ley de Proust Explicación visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teoría atómica
  • 24. 24 Masas atómicas y moleculares • La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo. • La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula. • Ejemplo:Calcular la masa molecular del H2SO4 • M (H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 = 98,076 u que es la masa de una molécula. • Normalmente, suele expresarse como M (H2SO4) = 98,076 g/mol REPASO REPASO
  • 25. 25 Concepto de mol • Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023 ) de átomos o moléculas. • En el caso de un NAde átomos también suele llamarse átomo-gramo. • Es, por tanto, la masa atómica o molecular expresada en gramos. • Definición actual: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12 C). REPASO REPASO
  • 26. 26 Cálculo del número de moles. • Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol en m (g) habrá n moles. • m (g) n (mol) = ————— M (g/mol) • Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2habrá en 100 g de dicha sustancia. • m (g) 100 g n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2 M (g/mol) 44 g/mol REPASO REPASO
  • 27. 27Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12 g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían? La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 u. Luego un mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2hay: 12 g  = 0,169 moles de Cl2 70,9 g/mol Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc. 0,169 moles contienen: 0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol = = 1,017 · 1023 moléculas Cl2 2 át. Cl 1,017·1023 moléc. Cl2·  = 2,034·1023 át. Cl moléc. Cl2 REPASO REPASO
  • 28. 28 Composición centesimal • A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones. • Sea el compuesto AaBb. M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B) • M (AaBb) a·Mat(A) b·Mat(B) ———— = ———— = ———— 100 % (A) % (B) • La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar
  • 29. 29 Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno que contiene el nitrato de plata. • M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ; M (AgNO3) = 169,91 g/mol • 169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) 48,0 g O ——————— = ————— = ————— = ——— 100 % Ag % N % O • 107,9 g (Ag) · 100 % Ag = ———————— = 63,50 % de Ag 169,91 g (AgNO3) • 14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = 8,25 % de N 169,91 g (AgNO3) • 48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O 169,91 g (AgNO3)
  • 30. 30 Tipos de fórmulas • MolecularMolecular. – Indica el nº de átomos existentes en cada molécula. • Empírica.Empírica. – Indica la proporción de átomos existentes en una sustancia. – Está siempre reducida al máximo. • Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por moléculas con dos átomos de H y dos de O. – Su fórmula molecular es H2O2. – Su fórmula empírica es HO.
  • 31. 31Ejercicio: Escribir las fórmulas empíricas de: a) Glucosa, conocida también como dextrosa, cuya fórmula molecular es C6H12O6; Óxido de nitrógeno (I), gas usado como anestésico, de fórmula molecular N2O. a) Los subíndices de la fórmula empírica son los números enteros más pequeños que expresan la relación correcta de átomos. Dichos números se obtendrán dividiendo los subíndices da la fórmula molecular por su máximo común divisor, que en este caso es 6. La fórmula empírica resultante es CH2O. b) Los subíndices en N2O son ya los enteros más bajos posibles. Por lo tanto, la fórmula empírica coincide con la molecular.
  • 32. 32 Cálculo de la fórmula empírica. • Supongamos que partimos de 100 g de sustancia. • Si dividimos el % de cada átomo entre su masa atómica (A), obtendremos el nº de moles (átomos- gramo) de dicho átomo. • La proporción en moles es igual a la que debe haber en átomos en cada molécula. • Posteriormente, se divide por el que tenga menor nº de moles. • Por último, si quedan números fraccionarios, se multiplica a todos por un mismo nº con objeto de que queden números enteros.
  • 33. 33 Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición centesimal es la siguiente: 34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C. • 34,8 g 13 g ———— = 2,175 mol O; ———— = 13 mol H 16 g/mol 1 g/mol 52,2 g ———— = 4,35 mol C 12 g/mol • Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos • 1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una fórmula empírica: C2H6O
  • 34. 34 Masa equivalente • Es la masa de un elemento que se combina con 8 g de oxígeno (o aproximadamente con 1 g de hidrógeno) • Masa atóm. Masa molec. Masa equiv. = ó valencia valencia • En una reacción química siempre reaccionan equivalente a equivalente.
  • 35. 35 Masa equivalente • Masa (g) Número de equivalentes = ——————— masa equivalente • En el ejemplo anterior podemos ver como el número de equivalentes tanto de reactivos como de productos es el mismo: • 80’9 g/mol mequil(HBr) = ———— = 80’9 g/eq 1 eq/mol • 55’8 g/mol mequil(Fe) = ———— = 18’6 g/eq
  • 36. 36 6 HBr + 2 Fe —→ 2 FeBr3 + 3 H2 43’5 g 10 g 52’9 g 0’54 g • Mequil(g/equil) nequil HBr 80’9 43’5/80’9 = 0’54 Fe 18’6 10/18’6 = 0’54 FeBr3 98’5 52’5/98’5 = 0’54 H2 1 0’54/1 = 0’54