LEYES

PONDERALES

Leyes ponderalesLas leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen

como objetivo el estudio de las masas de las sustancias,

en una reacción química, entre dos o más sustancias.

Se divide en cuatro leyes:

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).

Ley de conservación de la masa

(Lavoisier)

“En toda transformación química la masa se

conserva, es decir, la masa total de los reactantes

es igual a la masa total de los productos de la

reacción”.

Ley de proporciones definidas

(Proust)

“Los elementos se combinan para formarcompuestos en una proporción de masa fija ydefinida”.

Ejemplo: El azufre y el cobre se combinan paraformar sulfuro de cobre en la siguienteproporción: 5 gramos de azufre por cada 10gramos de cobre, para dar como producto15g de sulfuro de cobre.

Ley de proporciones definidas Ejemplos:

Cobre + azufre Sulfuro de Cobre queda a) 10 g 5 g 15 g 0

b) 10 g 7g 15 g 2g S

c) 23g 10 g 30g 3g Cu

d) 40g 28g 68 g X

Conceptos destacados:

Reactivo limitante: Es aquel reactante que interviene en

menor proporción estequiometrica, por lo tanto se agota o

se consume totalmente y limita la cantidad de producto(s)

formado(s).

El reactivo en exceso: Es aquel reactante que interviene

en mayor proporción estequiometrica, por tanto sobra (exceso)

al finalizar la reacción.

Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con 12 g de

oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre:

a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de

azufre y qué cantidad de trióxido de azufre se obtendrá;

a) Azufre + Oxígeno Trióxido de azufre8 g 12 g 20 g

1 g m(O2) m(SO3)

1g · 12 g 1 g · 20 gm(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g

8 g 8 g

b) Si se descomponen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos

gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán?

m(S) m(O2)

100 g

100 g · 8 g 100 g · 12 g

m(S) = ———— = 60 g ; m(O2) = ————— =40 g20 g 20 g

LEY DE LAVOISIERACTIVIDAD PROPUESTA•De acuerdo a las ecuaciones químicas entregadas, balancee las ecuaciones químicas y determine si se cumple la ley de conservación de la masa.

a) 2Al + Cr2O3 Al2O3 + 2Cr

b) C3H8 +5O2 3CO2 + 4H2O

c) H2SO4 + BaCl2 BaSO4 + HCl

d)NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O

1. El hierro y el oxigeno se combinan en la proporción de

7:2. Si se tiene 15 g de hierro y 12 g de oxigeno.

Encontrar:

a) Cantidad de óxido de hierro formado

b) Cantidad de elemento que sobra.

2. En un compuesto formado por cloro y oxigeno se da

proporción de 2:3. Si se tiene 6 g de cloro y 7 g de oxigeno.

Encontrar:

a)Cantidad de elemento que sobra.

b)Cantidad de óxido se formará

Ley de Proust

3. Al reaccionar 42 g de hierro con 30 g de azufre, sobraron 6 g

de azufre. Determina:

a) Cantidad de sulfuro de hierro formado

b) La relación definida en que se combinan ambos elementos

Ejercicio1:

Ejercicio 2:

Ejercicio3:

Ley de proporciones múltiples

(Dalton)

Si dos elemento químicos se combinan para formar

distintos compuestos y la cantidad de uno de ellos

permanece fija, las cantidades del otro que se

combinan con él están en una relación de números

enteros y generalmente pequeños”.

Ejemplo:

H2 + ½ O2 H2O

H2+ O2 H2O2

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”.

EJEMPLOCOMPUESTO Relación entre las

masas

CH4 12g C: 4 g H

CCl4 12 g C: 142g Cl

La relación carbono-carbono es 1:1

¿Cuál es la relación entre el hidrogeno y el cloro?

Problema propuesto

Si 7 g de hierro se combinan con 4 g de

azufre y 7g de hierro también se

combinan con 2g de oxigeno.

¿Cuántos gramos de oxigeno se combinan

con 12 g azufre ?

Ley de proporciones

recíprocas (Ritcher).

Ejercicio:

Si 4g de hidrógeno se combinan con 32 g

de oxígeno para dar agua, y 12 g de

carbono se combinan también con 32

gramos de oxígeno para dar dióxido de

carbono, entonces 4g de hidrógeno se

combinarán con 12g de carbono al formar

metano.

Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de

nitrógeno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40 g de

oxígeno para dar cinco óxidos diferentes. Comprobar que se

cumple la ley de Dalton.

Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente.

Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija

de N (14 g) guardan las relaciones:

m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g ?————— = —— = — ; ————— = —— = m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g

m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g ————— = —— = — ; ————— = —— = ?m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g

1. En una experiencia de laboratorio se realizaron dos ensayos:

Ensayo 1: se hicieron reaccionar 7,3 g de cloro con 3,68g de

sodio. Quedando un exceso de cloro y originándose 9,35 g de

cloruro de sodio.

Ensayo2: se separo mediante procedimiento químico, 2,97 g

de cloruro de sodio, produciéndose 1,8 g de cloro y 1,17 g de sodio.

Con estos datos ¿Queda demostrado la ley de Proust?

2. Se hacen reaccionar 13,86 g de magnesio(Mg) con un exceso de oxigeno,

produciéndose 22,98 g de oxido de Magnesio ¿Cuánta masa de magnesio

y de oxigeno se requiere para obtener 250g de oxido de magnesio?

Problemas propuestos:

Problemas propuestos:3. Se combina 1g de oxígeno con 2,5g de calcio para producir

óxido de calcio. Esta misma masa de calcio se combina con 4,43g

de cloro para formar cloruro de Calcio. A su vez 1 g de oxígeno

reacciona con 4,43g de cloro. En esta reacción ¿se cumple la ley

de las Proporciones múltiples?

4. Sabiendo que el hidrogeno se combina con el nitrógeno en

Proporción 1:4,55¿ cuanto amoniaco se formara a partir de la

Reacción de 28g de nitrógeno con 17g de hidrogeno?

2 2

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.