LEYES PONDERALES. EJEMPLOS.
LEYES PONDERALES CONTENIDOS DE LA UNIDAD: 1) 2) 3) 4)
Leyes Leyes de Lavois Lavoisier ier y Prous Proust. t. Ley de GayGay-Lus Lussac sac.. Ley Ley de Avo Avoga gadr dro. o. Relaciones Relaciones masa ↔ moles ↔ partículas partículas.. Reacciones Reacciones químicas. químicas.
LEYES DE LAVOISIER Y PROUST. · Ley de conservación de la masa de Lavoisier: En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos.
· Ley de las proporciones definidas de Proust: Para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en una proporción constante.
EJEMPLO#1 | Para formar monóxido de carbono (CO) a partir de carbono y oxígeno, la reacción se produce siempre en la siguiente proporción: 24g de C : 32g de O2
Calcula: a) la masa de O 2 necesaria para hacer reaccionar 70g de C. b) la masa producida de CO a partir de 25g de O 2.
En prime primerr lugar lugar,, debemo debemos s aplica aplicarr la ley de Lavoi Lavoisie sierr para para saber saber qué masa de producto se obtiene en esa reacción: 24g + 32g = 56g de CO. Por tanto, completamos la relación de proporcionalidad entre todas las sustancias: 24g de C
:
32g de O2
:
56g de CO
A partir de esa reacción, que tomaremos como referencia, podremos calcular las cantidades para otros datos de partida, ya que se dan en las mismas proporciones que la anterior. Esta propoción la emplearemos a modo de factor de conversión para relacionar las distintas sustancias que intervienen en la reacción. Así:
a) 70g de C · ( 32g de O2 / 24g de C ) = 93,33g de O2 √ 32g de O2
↔
24g de C
b) 25g de O2 · ( 56g de CO / 32g de O 2 ) = 43,75g de CO √ 32g de O2
↔
56g de CO
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LEYES PONDERALES. EJEMPLOS. EJEMPLO#2 | Para formar fluoruro de hidrógeno (HF) es necesario combinar flúor (F2) e hidrógeno (H2) en la siguiente proporción: 1g de H2 : 19g de F2 Calcula: a) la masa de F 2 necesaria para hacer reaccionar 14,5g de H 2. b) la masa necearia de H 2 si queremos producir 100g de HF.
En primer lugar, debemos aplicar la ley de Lavoisier para saber qué masa de producto se obtiene en esa reacción: 1g + 19g = 20g de HF. Por tanto, completamos la relación de proporcionalidad entre todas las sustancias: 1g de H2
:
19g de F2
:
20g de HF
A partir de esa reacción, que tomaremos como referencia, podremos calcular las cantidades para otros datos, ya que se dan en las mismas proporciones que la anterior. Esta propoción la emplearemos a modo de factor de conversión para relacionar las masas de las diferentes sustancias que intervienen en la reacción. Así:
a) 14,5g de H2 · ( 19g de F2 / 1g de H2 ) = 275,5g de F2 √ 1g de H 2
↔
19g de F2
b) 100g de HF · ( 1g de H 2 / 20g de HF ) = 5g de H2 √ 1g de H 2
↔
20g de HF
EJEMPLO#3 | Para formar óxido ferroso (FeO) se lleva a cabo la combinación de 28g de Fe y 8g de O 2. Calcula: a) la masa de Fe necesaria para hacer reaccionar 39g de O 2. b) la masa necearia de O 2 si queremos producir 31g de FeO.
En primer lugar, aplicamos la ley de Lavoisier para saber la masa de producto: 28g + 8g = 36g de FeO. Por tanto, la relación de proporcionalidad entre todas las sustancias: 28g de Fe
:
8g de O2
:
36g de FeO
a) 39g de O2 · ( 28g de Fe / 8g de O2 ) = 136,5g de Fe √ 28g de Fe
↔
8g de O 2
b) 31g de FeO · ( 8g de O2 / 36g de FeO ) = 6,89g de H2 √ 8g de O2
↔
36g de FeO
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LEYES PONDERALES. EJEMPLOS.
LEY DE GAY-LUSSAC. · Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac : En una reacción química, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando la presión y la temperatura permanezcan constantes.
EJEMPLO#4 | La reacción de combustión del metano (CH 4) en presencia de oxígeno (O2) genera vapor de agua y dióxido de carbono, todos en fase gaseosa. Calcula a partir de la siguiente relación entre sus volúmenes: 1L de CH4 : 2L de O2 : 1L de CO2 : 2L de H2O a) el volumen necesario de O 2 para realizar la combustión de 3,25L de CH 4. b) el volumen de H2O producido por la 13L de CH 4. c) el volumen producido de CO 2 si partimos de 6,43L de O 2.
En todos los apartados haremos uso de la ley de Gay-Lussac, a través de la proporción entre volúmenes dada anteriormente. Así:
a) 3,25L de CH4 · ( 2L de O2 / 1L de CH4 ) = 6,5g de O2 √ 2L de O2
↔
1L de CH 4
b) 13L de CH4 · ( 2L de H 2O / 1L de CH 4 ) = 26L de H2O √ 2L de H2O
↔
1L de CH 4
c) 6,43L de O 2 · ( 1L de CO2 / 2L de O 2 ) = 3,215L de CO √ 2L de O2
↔
1L de CO 2
EJEMPLO#5 | La reacción de combustión del propano (C 3H8) en presencia de oxígeno (O2) genera vapor de agua y dióxido de carbono, todos en fase gaseosa. Calcula a partir de la siguiente relación entre sus volúmenes: 1L de C3H8 :
4L de O2
:
3L de CO2 :
2L de H2O
a) el volumen necesario de O 2 para realizar la combustión de 4,1L de C 3H8. b) el volumen de H2O producido por la 5L de C 3H8. c) el volumen producido de CO 2 si partimos de 3,5L de O 2. a) 4,1L de C3H8 · ( 4L de O2 / 1L de C3H8 ) = 16,4g de O2 √ 4L de O2
↔
1L de C3H8
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LEYES PONDERALES. EJEMPLOS. b) 5L de C3H8 · ( 2L de H 2O / 1L de C 3H8 ) = 10L de H2O √ 2L de H2O
↔
1L de C3H8
c) 3,5L de O2 · ( 3L de CO 2 / 4L de O 2 ) = 2,625L de CO √ 4L de O2
↔
3L de CO 2
LEY DE AVOGADRO. · Ley de Avogadro: Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. También el enunciado inverso es cierto: Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura. Esta ley suele enunciarse actualmente también como: La masa molecular o mol de diferentes sustancias contiene el mismo número de moléculas. El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6,022·10 ²³ y es también el número de átomos que contiene la masa atómica o mol de un elemento.
RELACIÓN MASA ↔ MOLES REACCIONES QUÍMICAS.
↔
PARTÍCULAS.
· Siempre que trabajemos con una reacción química, el primer paso debe ser ajustar la reacción. Ajustar una reacción significa analizar la cantidad de los diferentes átomos que intervienen en ella e introducir los llamados coeficientes estequiométricos, que igualan la cantidad presente en los reactivos (inicio) y los productos (final). Puede llevarse a cabo por tanteo (en reacciones sencillas) o planteando un sistema de ecuaciones (para reacciones más complicadas). · Una vez ajustada la reacción, los coeficientes estequiométricos pueden ser usados como factores de conversión que relacionan las diferentes sustancias en términos de números de moles. · Para expresar la cantidad de materia de cada compuesto, haremos uso del concepto de mol y su relación con el número de partículas y su masa:
1 mol de X ↔ 6,022·10²³ partículas de X ↔ PM de X (expresado en g) PM son las siglas de peso molecular. Se calcula sumando la masa de todos los átomos de una molécula. Para ello debemos multiplicar la masa atómica del elemento por el número de átomos que hay presentes en la molécula.
EJEMPLO#5 | Dada la siguiente reacción:
HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O
a) Ajústala. b) Si hacemos reaccionar 15 g de HCl, calcula la masa necesaria de Ca(OH) 2. c) Las moléculas de agua que se producirán a partir de la cantidad anterior. Datos: [H] = 1; [Ca] = 23; [O] = 16 ; [Cl] = 35,5
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LEYES PONDERALES. EJEMPLOS. a) En primer lugar debemos ajustar la reacción. Obtenemos que:
2 HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 H2O
b) 15g de HCl·(1mol HCl/36,5g HCl )·(1mol Ca(OH) /2mol HCl )·(40g Ca(OH) /1mol Ca(OH) ) = 2
2
2
= 8,22g de Ca(OH)2 1mol HCl
↔
36,5g HCl
↔
6,022·10²³ moléculas HCl
Del ajuste de la reacción: 2mol HCl 1mol Ca(OH)2
↔
40g Ca(OH)2
↔
↔
1mol Ca(OH)2
6,022·10²³ moléculas Ca(OH) 2
c) 15g de HCl·( 1mol HCl/36,5g HCl )·(2mol H O/2mol HCl )·(18g H O /1mol H O) = 2
2
2
= 7,40g de Ca(OH)2 1mol HCl
↔
36,5g HCl
↔
6,022·10²³ moléculas HCl
Del ajuste de la reacción: 2mol HCl 1mol H2O
↔
18g H2O
↔
↔
2mol H2O
6,022·10²³ moléculas H2O
EJEMPLO#6 | Dada la siguiente reacción:
C4H10 + O2 → CO2 + H2O
a) Ajústala. b) Si hacemos reaccionar 116g de C 4H10, calcula la masa necesaria de O 2. c) Las moléculas de agua que se producirán a partir de la cantidad anterior. d) Los gramos de CO2 obtenidos al final de la reacción. Datos: [H] = 1; [C] = 14; [O] = 16 a) En primer lugar debemos ajustar la reacción, obteniendo que: C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O Al obtener un coeficiente fraccionario, podemos multiplicar toda la reacción por 2:
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
b) 116 de C4H10·(1mol C H /58g C H )·(13mol O /2mol C H )·(32g O /1mol O ) = 4
10
4
10
2
4
10
2
2
= 416g O2 1mol C4H10
↔
58g C4H10
↔
6,022·10²³ moléculas C4H10
Del ajuste de la reacción: 2mol C4H10 1mol O2
↔
32g O2
↔
↔
13mol O2
6,022·10²³ moléculas O 2
c) 116g de C4H10·(1mol C H /58g C H )·(10mol H O/2mol C H )·(6,022·10²³ moléculas O /1mol O ) = 4
10
4
10
2
4
10
2
2
= 6,022·10²⁴ moléculas de H2O 1mol C4H10
↔
58g C4H10
↔
6,022·10²³ moléculas C4H10
Del ajuste de la reacción: 2mol C4H10 1mol H2O
↔
18g H2O
↔
↔
8mol CO2
6,022·10²³ moléculas H2O
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LEYES PONDERALES. EJEMPLOS. d) 116g de C4H10·(1mol C H /58g C H )·(8mol CO /2mol C H )·(44g CO /1mol CO ) = 4
10
4
10
2
4
10
2
2
= 352g de CO2 1mol C4H10
↔
58g C4H10
↔
6,022·10²³ moléculas C4H10
Del ajuste de la reacción: 2mol C4H10 1mol O2
↔
44g CO2
↔
↔
8mol CO2
6,022·10²³ moléculas CO 2
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