Estequimetria

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ESTEQUIOMETRIA
3.1. LEYES DEL CAMBIO QUÍMICO

3.1.1. Ley de La Conservación de La Masa (Lavoisier)

En 1774, Lavoisier observó que cuando el estaño se combina con el oxígeno en un sistema cerrado, el peso de los reactivos antes de la reacción es igual al peso de los productos terminada la reacción.
Estaño + Oxígeno  Óxido de estaño
(Peso de reactivos) = (Peso de productos)
Laanterior fue la primera observación cuantitativa importante relacionada con las reacciones químicas y vino a respaldar la Ley de Conservación de la Masa que establece: “En una reacción química no se crea ni se destruye la masa”.
En las reacciones químicas la masa se conserva.

Ejemplo 1.10.
Establezca la Ley de Lavoisier o Ley de Conservación de la Masa en la siguiente reacción:
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)
Solución:
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)
2(2µ) + (32µ)  2 (18µ)
4µ + 32µ  36µ

3.1.2. “Ley de las Proporciones Definidas o de la Composición Constante”

Llamada también “Ley de Proust. En 1799, Proust observó que la cantidad de un elemento que se combina con una masa determinada de otros es siempre la misma”. Como los elementos se combinan en proporcionesdefinidas, entonces, los compuestos tienen composición constante.

Ejemplo 3.1.2.
Establezca la composición porcentual de cada elemento en el dióxido de carbono, CO2.
Solución:
Peso del CO2 = 12 g + (16 x 2) g = 12 g + 32 g = 44 g


Ejemplo 3.1.2.2.
El Hierro y el Oxígeno se combinan para formar un compuesto que tiene 69,9 % de Fe y 30,1 % de Oxígeno. Si reaccionan 50,0 g de Hierro con40 g de Oxígeno. ¿Cuántos gramos se forman del compuesto?
Solución:
Partiendo del Oxígeno:

Partiendo del Hierro:

Lo anterior nos indica: Para que los 40 g de Oxígeno reaccionaran totalmente debemos disponer de 93 g de Hierro y solo contamos con 50 g, es decir, el Oxígeno no es el reactivo límitante. La reacción termina cuando se nos agote el Hierro, pues es el reactivo límitante.
Masadel compuesto formado = 50 g + 22 g = 72 g
Exceso de Oxígeno = 40 g  22 g = 18 g

3.1.3. Ley de las Proporciones Múltiples
Fue establecida por Berzelius en 1812, la cual se enuncia así: “Cuando dos elementos A y B pueden unirse para dar origen a más de un compuesto, si la masa de A permanece fija, las de B guardan entre sí relaciones de números enteros y sencillos”.
Esta Ley se puedeilustrar de la siguiente forma:
2 g de Hidrógeno + 16 g de Oxígeno  18 g de agua
2 g de Hidrógeno + 32 g de Oxígeno  34 g de Peróxido de Hidrógeno
En la formación de los dos compuestos, las masas de Oxígeno que se combinan con 2 gramos de Hidrógeno guardan la relación de
Ejemplo 3.1.3.
Demuestre la Ley de la Proporciones Múltiples para el CO y CO2
Solución:
Peso molecular CO = 12g + 16 g = 28 g
Peso molecular CO2 = 12 g + (16 x 2) g = 44 g
% C en
% C en
% O en
% O en
Dividiendo por el menor valor de los porcentajes obtenidos en las relaciones de CO y CO2 se tiene:


Las masas de Oxígeno que se combinan con 12 g de Carbono guardan la relación de 2:1.

ESTEQUIOMETRIA es el estudio de las relaciones cuantitativas de las especies químicas queintervienen en la reacción química.
Las especies químicas las podemos representar por fórmulas químicas.
Una fórmula química es la representación por medio de símbolos de cada uno de los elementos que forman un compuesto.
El subíndice nos indica el número relativo de átomos presentes en la molécula.

FÓRMULAS QUÍMICAS
Fórmula empírica: indica la razón (relación) en que se encuentran losátomos en la molécula.
Fórmula Molecular: indica el número exacto de átomos en la molécula.
Fórmula Estructural: indica como están unidos los átomos en la molécula.

DEFINICIÓN DE MOL
Se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas partículas (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.) como el número de átomos que hay en 12,011 g de 12C.
En esta masa de 12C hay...
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