I. ORGANIZACIÓN DE LA MATERIAII. ANTOINE LAVOISIER

III. LEY DE PROUST.IV. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES O

LEY DE DALTON.V. CONCEPTO DE MOL

VI. MASA MOLARVII. VOLUMEN MOLAR

VIII. EJERCICIOS.

UNIDAD 4: MATERIA Y SUS TRANSFORMACIONESESTEQUIOMETRIA

I. Organización de la materia

II. Antoine Lavoisier

Antoine-Laurent de Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743 — 8 de mayo de 1794), químico francés, considerado el creador de la química moderna, junto a su esposa, la científica Marie-Anne Pierrette Paulze, por sus estudios sobre la oxidación de los cuerpos, el fenómeno de la respiración animal, el análisis del aire, la Ley de conservación de la masa

Ley de conservación de la masa

Se puede enunciar como «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»

"En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos"

III. Ley de Proust

Al final del siglo XVII Lavoisier, Joseph Proust y Richter determinaron mediante un análisis cuidadoso que: “Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.”

III. Ley de Proust. Ejemplo

Para ver cómo se cumple la Ley de Proust, considere el compuesto agua. El agua contiene dos átomos de hidrógeno (H) por cada átomo de oxígeno (O), un hecho que puede representarse simbólicamente por una fórmula química, la conocida fórmula H2O. Las dos muestras descritas a continuación tienen las mismas proporciones de los dos elementos, expresadas como porcentajes en masa.

2H2 + O2 2H2O4g H2+ 32g O2 36 g H2O

La relación corresponde a la simplificación de 32/4; por lo tanto es = 8:1

III. Ley de Proust. Ejercicio

Tengo 16 g. de H2. ¿Cuánto O2 necesito para que reaccione completamente?

H2 + O2 2H2O

¿Cuánta H2O resulta?

IV. Ley de proporciones múltiples o ley de Dalton.

La ley de Dalton se puede referir a 2 resultados importantes en química, formulados por John Dalton:

Ley de las presiones parciales, el cálculo de las presiones parciales de una mezcla de gases aplicando la ley de los gases ideales a cada componente.

Ley de las proporciones múltiples, utilizada en estequiometria.

Nosotros analizaremos la ley de proporciones múltiples:

IV. Ley de proporciones múltiples o ley de Dalton.

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1802 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas.

«Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro, tienen como relación números enteros y sencillos».

IV. Ley de proporciones múltiples o ley de Dalton. Ejemplo.

Por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos

V. Concepto de mol

La mayor parte de la masa del átomo viene de los nucleones, los protones y neutrones del núcleo. También contribuyen en una pequeña parte la masa de los electrones.

La unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la unidad de masa atómica (uma).

En química se utiliza también el mol como unidad de masa. Un mol de átomos de cualquier elemento equivale siempre al mismo número de estos (6,022 · 1023 )

V. Concepto de mol. Ejercicios.

¿Cuántos moles de He hay en 4 gr. de He?R:

¿Cuántos moles de H hay en 2 g de H?R:

¿Cuántos moles Cu hay en 317.5 g?R:

VI. Masa molar

Masa molar = masa/ N° de moles.

Ejemplo: Masa o peso atómico Cu = 63,5 uma. Masa molar Cu = 63.5 g/mol.

Masa o peso molecular CuSO4 = 159,5 uma. Masa molar CuSO4 = 159,5 g/mol.

Otra forma usual de referirse a la masa molar es: PESO, PARTICULA, GRAMO.

EJERCICIOS

¿Cuántos moles de átomo tiene el átomo de C?

R:¿Cuántos átomos tiene el átomo de C?R:¿Cuántos moles de moléculas tiene un mol de

H2?R:• ¿Cuántos moles de átomos tiene un mol de

H2?R:

EJERCICIOS

¿Cuántas moléculas tienen un mol de H2?R:¿Cuántas átomos tiene un mol de H2?R:Cuántos moles de moléculas tiene 142g de

Cl2?R:• ¿Cuántos moles de átomos tiene 142g de Cl2?R:

EJERCICIOS

¿Cuántas moléculas tienen 142g de Cl2?R:¿Cuántos átomos tienen 142g de Cl2?R:• ¿Cuántos moles de átomos tienen 115g de

Na?R:¿Cuántos átomos tienen 115g de Na?R:

VII. Volumen molar

Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 1023 partículas. En el caso de sustancias gaseosas moléculares un mol contiene NA moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).

Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 °C) es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.

VII. Volumen molar

Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:

Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L.Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L.Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.

VII. Volumen molar. Ejercicios

N° de moles de moléculas

N° de moles de átomos

N° de moléculas

N° de átomos

11,2 L de Ne

33,6 L de HCl

Ejercicios