Leyes ponderales y volumetricas.pdf

Año de la consolidación del Mar de Grau "Decenio de las personas con discapacidad en el Perú 2007-2016 “

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ESTEQUIOMETRÍA: LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS 1.

LEYES PONDERALES. Las principales leyes ponderales son: de Lavoisier, Proust, Daltón y Rchter: 1.1.Ley 1.1. Ley de Lavoisier. Conocida como la Ley de la conservación de la Masa: En una reacción química, la “

suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción . ”

Ejemplo: a)

¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se necesitan para formar 220 g de nitrato de sodio?

b)

¿Cuántos gramos de hidrógeno hidrógeno se liberarán al hacer reaccionar ¼ de kg de zinc puro con la cantidad suficiente de ácido sulfúrico?

1.2.Ley 1.2. Ley de Proust. Ley de las proporciones múltiples. Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un determinado producto siempre lo hacen en proporciones fijas y constantes, el exceso de una de ellas quedará sin reaccionar.

Ejemplo: a)

¿Cuántos gramos de oxígeno se combinaran con 48 gramos de magnesio para que se forme óxido de magnesio?

Determinación del reactivo limitante (R.L.) y el reactivo en exceso (R.E.): ó  ó ( ) =

          ó

Esta relación se debe calcular para cada reactante. Luego, el menor valor obtenido es para el R.L. y el mayor valor para el R.E. Todo cálculo estequiométrico se realiza con el reactivo limitante. Ejemplo: a) Se combina 112 g de Fe con 57,6 g de O 2. Determinar el R.L., el R.E. y calcule la masa de Fe2O3 formado.

1.3.Ley 1.3. Ley de Daltón. Ley de las proporciones múltiples. Cuando dos sustancias se combinan para formar varios productos, el peso de una de ellas permanece constante mientras que el peso de la o tra varía en relación de números enteros y sencillos.

Ejemplo: a) Para formar monóxido de carbono se necesitan 4 g de oxígeno. ¿Cuántos g de oxígeno serán necesarios para formar óxido de carbono?

1.4.Ley 1.4. Ley de Richter. Ley de las proporciones recíprocas. Los pesos de dos elementos que se combinan con 2.

un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí. LEYES VOLUMÉTRICAS. Son las que regulan los volúmenes de los cuerpos que reaccionan con los productos. Los coeficientes denotan la cantidad en volumen con que participan cada sustancia en una reacción. Las leyes volumétricas se conocen como L eyes de Gay Lussac, son las siguientes:

2.1.

Ley de las relaciones constantes. Existe una relación constante entre los volúmenes de los

gases que se combinan entre sí y el volumen o volúmenes resultantes. Ejemplo: Cl2 1 mol 1V

+

H2 1 mol 1V

 

2HCl 2 moles 2V

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2.2.

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Ley de las relaciones sencillas. Existe una relación sencilla entre los volúmenes de los gases

componentes y la suma de estos con el volumen resultante. Ejemplo: O2 +

2H2

1 mol

2 mol

1V

2.3.



2H2O 2 moles

2V

2V

Ley de las relaciones proporcionales. Los volúmenes de dos o más gases que reaccionan con

el mismo volumen de un tercer gas, son los mismos volúmenes a sus múltiplos los que reaccionan entre sí, en caso de reaccionar.

CONTRACCIÓN VOLUMETRICA (CV) Es la disminución que sufre el volumen al reaccionar dos gases. Hay contracción siempre que los gases componentes de la reacción no sean todos cuerpos simples y que entre en volúmenes desiguales.

 =

    −        

Ejemplo: Encontrar la contracción volumétrica en la síntesis del agua. 2H2O 2V

+

O2



1V

2H2O 2V

EJERCICIOS DE APLICACIÓN 1.

¿Qué cantidad de clorato de potasio será necesario para obtener 100 g de O 2?

2.

¿Cuántos gramos de aluminio deben ser oxidados para dar 60 g de Al 2O3?

3.

Cuando el óxido férrico se reduce con hidrógeno, se obtiene hierro metálico y agua; si se reducen 798 g de óxido férrico, ¿Cuántos gramos de agua se producen?

4.

Calcular el volumen de oxígeno a C.N. que se desprende al calentar 100 g de nitrato de potasio, el cual se reduce al estado de nitrito de potasio.

5.

Determinar el volumen de hidrógeno en condiciones normales que se obtiene cuando reaccionan 100g de aluminio con suficiente ácido clorhídrico.

6.

10 g de aluminio son convertidos a cloruro de aluminio por acción de un exceso de ácido clorhídrico. ¿cuántos gramos de cloruro de aluminio se obtendrán?

7. 8.

¿Cuánto pesará 224 litros de oxígeno, medidos en condiciones normales? ¿Cuántos g de óxido de calcio se obtendrán de la oxidación total de 10 g de calcio?

9.

¿Qué volumen de oxígeno se necesitan para quemar 5 litros de metano a C.N.?

10. ¿Cuántos litros de hidrógeno y cuántos de nitrógeno se necesitan para obtener 7 litros de amoniaco? 11. Hacemos reaccionar 4 litros de oxí geno con 10 litros de hidrógeno. ¿cuántos litros de agua se formaran? 12. Juntamos 3 litros de nitrógeno con 12 litros de hidrógeno para que se formen 6 litros de amoniaco. ¿Cuántos litros de hidrógeno quedarán sin combinarse? 13. ¿Qué volumen a C.N. se podrá obtener de gas amoniaco, cuando reaccionan al máximo 100 litros de nitrógeno con 100 litros de hidrógeno a C.N.? 14. ¿Qué volumen ocuparán 10 moles de hidrógeno a C.N.? 15. Para preparar una pequeña cantidad de hidrógeno se desarrolla el siguiente proceso químico: Al + HCl  AlCl + H2 Para obtener 1,2 g de H2, determine la masa en gramos de aluminio consumido. PA (Al=27, H=1)