LEYES PONDERALES QUIMICA 10 LIC RUBY GUERRERO LEYES

LEYES PONDERALES QUIMICA 10 LIC. RUBY GUERRERO

LEYES PONDERALES. Se refieren a las masas de las sustancias que entran en juego en las reacciones químicas. Son cuatro: LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS 2

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA • Esta ley fue enunciada por Lavoisier en 1. 785, y dice: • “La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma” • Es decir, en un sistema cerrado (no hay intercambio de materia con el exterior), la masa total de las sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas, por tanto: Masa (reactivos) = Masa (productos) • En las reacciones nucleares hay que hablar de conservación del conjunto masa-energía

IK + Pb(NO 3)2 Pb. I 2 + KNO 3

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS • Esta ley fue enunciada por Proust en 1. 801, y dice: • “Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación de masa invariable, es decir en una proporcion fija o definida” 10, 00 g de cloro 10, 00 g de sodio 16, 484 g de sal 3, 516 g de sodio Siempre reaccionan el cloro con el sodio en la proporción de 10 g de cloro con 6, 484 g de sodio

Sabiendo que 10 g de Cu reaccionan exactamente con 5, 06 g de S, ¿cuánto Cu. S se formará cuando se hagan reaccionar 20 g de Cu con 7 g de S? • La proporción en que reaccionan es: • La proporción en que se mezclan es: • SOBRA COBRE. El reactivo limitante es el azufre, el que se gasta por completo y el que marca la cantidad de producto que se va a formar

• Planteamos una proporción entre el S y el Cu. S: También se puede resolver calculando la masa de Cu que reacciona y sumándola a la de S:

LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES • Fue enunciada por Dalton en 1. 803, • y dice: "Las cantidades (masa) de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar compuestos distintos, están en una relación de números enteros sencillos" (como 1: 2; 3: 1 ; 2: 3 ; 4: 3 , etc. ) 16 g 63, 54 g Se cumple que de cobre 63, 54 g 127, 08 g oxígeno 127, 08 g de cobre Es 1: 2

• Ejemplo: • • • Un óxido de hierro (A) contiene 16 g de oxígeno por 55, 6 g de hierro Otro óxido de hierro (B) contiene 48 g de oxígeno por 112 g de hierro ¿Cumplen la ley de las proporciones definidas? • Compuesto A • Compuesto B • No la cumplen. Están en distinta proporción. Son compuestos distintos. • • ¿Cumplen la ley de las proporciones múltiples? Conocemos las masas de hierro, de cada compuesto, que se combinan con la misma de oxígeno, 1 g. A partir de ellas buscamos en que relación están: • Si se cumple la ley de las proporciones múltiples, las masas de hierro que se combinan con una misma cantidad de otro elemento están en la proporción 3 es a 2

LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS • Fue enunciada por Ritcher en 1792, y dice: "Los pesos (masas) de elementos diferentes que se combinan con un mismo peso (masa) de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos", • es decir, que los pesos de diferentes sustancias que se combinan con un mismo peso de otra, dan la relación en que ellos se combinan entre sí (o multiplicada por un número sencillo).

• El H se combina con el O para dar agua y con el Ca para formar hidruro de calcio en la siguiente proporción: • 8 g de O • 1 g de H • 20 g de Ca • Según esta ley cuando se combinen el O y el Ca para dar óxido de calcio lo harán en la proporción 8 g de O por cada 20 g de calcio, o bien, en una proporción múltiple de esta.

• EJEMPLO: • 32 g de azufre + 2 g de hidrógeno dan lugar a 34 g de sulfuro de hidrógeno. • 32 g de azufre + 63, 55 g de cobre dan lugar a 95, 55 g de sulfuro de cobre. • Según esta ley el hidrógeno y el cobre cuando reaccionen entre sí, lo harán en la proporción de 2 g de hidrógeno por 63, 55 g de cobre, o en un múltiplo o submúltiplo de esa proporción.

• El PESO EQUIVALENTE de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina, reemplaza u origina - equivale químicamente- a 8, 000 partes de oxígeno o 1, 008 partes de hidrógeno. Se denomina también EQUIVALENTE QUÍMICO o peso de combinación. EJEMPLO: Si 5, 99 g de fósforo se combinan con 0, 58 g de hidrógeno. Averiguar el peso equivalente del fósforo. 5, 99 g P Peq P = 0, 58 g H Peq P= 10, 41 g 1, 008 g H

• Debido a que un elemento puede combinarse con otro en distintas proporciones para formar compuestos diferentes, determinados elementos muestran más de un peso de combinación o peso equivalente. • Esto ocurre cuando un elemento puede actuar con más de una valencia. • En general Peq =Mat / V siendo V la valencia

• • • Ejemplo: El compuesto A tiene: 13, 232 g de S + 0, 832 g de H El compuesto B tiene: 2, 572 g de S + 9, 016 g de Cd ¿Cuál es el peso equivalente del Cd? Tenemos que encontrar una proporción entre las masas del H y del Cd. • Averiguamos que cantidad de H se combina con 1 g de S y que cantidad de Cd se combina también con 1 g de S: • Como ya sabemos los gramos de H y los gramos de Cd que se combinan con la misma cantidad de S, según la ley de las proporciones recíprocas, ellos se combinarán en esa proporción. Proporción que la vamos a utilizar para calcular el peso equivalente del Cd

Con la teoría de Dalton es fácil explicar algunas leyes ponderales: Ley de Proust Ley de Dalton

LEYES VOLUMÉTRICAS • Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos: • Elementos: O 2, Cl 2, H 2 , etc. • Compuestos: NH 3, CO 2, CH 4, etc. • En los gases resulta más fácil medir volúmenes que masas. • Al estudiar las combinaciones entre sólidos y líquidos, no se encontró ninguna relación entre sus volúmenes. • Pero sí cuando se experimentó con sustancias que eran gaseosas.

1º LEYES DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC • 1ª. - En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias gaseosas (medidos en las mismas condiciones de P y T) que intervienen en la misma, están en una relación de números enteros sencillos. • 1 LITRO DE NITRÓGENO + 3 LITROS DE HIDRÓGENO • 1/3, 1/2 , 2 LITROS DE AMONÍACO 3, 2 • 2ª. - En toda reacción química en estado gaseoso, la suma de los volúmenes de los productos es inferior o igual a la suma de los volúmenes de los reactivos. 1 LITRO DE NITRÓGENO + 3 LITROS DE HIDRÓGENO 2 LITROS DE AMONÍACO

Para la reacción: 1 LITRO DE OXÍGENO + 2 LITROS DE HIDRÓGENO 2 LITROS DE AGUA La masa se conserva pero el volumen disminuye

2º LEY DE AVOGADRO • Con la teoría atómica de Daltón, resultaba complicado poder explicar las leyes volumétricas, debido al concepto existente de molécula. • El problema lo solucionó Avogadro • al llegar a las siguientes dos conclusiones: • 1ª Algunos elementos están formados por moléculas diatómicas. Las moléculas de los elementos gaseosos excepto los gases nobles son diatómicas. • El hidrógeno El oxígeno • 2ª Volúmenes iguales de todos los gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. Es decir, un mismo número de moléculas de cualquier gas ocupa siempre el mismo volumen en idénticas condiciones. Este enunciado se conoce con el nombre de Ley de Avogadro.

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MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES • Los átomos son muy pequeños. El de Ca tiene un radio de 2. 10 -8 cm, lo que significa que hacen falta 50 millones de átomos seguidos para tener una distancia de 1 cm. • Sus masas son muy pequeñas, del orden de 10 -23 g, y no se pueden medir en un laboratorio, donde las balanzas más exactas alcanzan los 10 -5 g. • Por eso los químicos se las tuvieron que ingeniar para encontrar las masas de los átomos. • Basándose en la hipótesis de Avogadro, observaron que 1 litro de oxígeno O 2 era 16 veces más pesado que 1 litro de hidrógeno H 2, medidos con iguales P y T. Como sabían que ambos contenían igual número de moléculas, plantearon las siguientes proporciones: • Dedujeron que la masa del átomo de oxígeno es 16 veces mayor que la del átomo de hidrógeno.

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ASI, Dalton estableció la primera escala de masas atómicas relativas, tomando como referencia el átomo de hidrógeno que era el más ligero. Es decir, estas masas atómicas relativas se hallaban como una relación de masa entre un átomo y el átomo patrón. Debido a que son el cociente entre dos masas son números sin dimensiones, y por tanto, no tienen unidades. Así podían decir: el átomo de carbono es 12 veces más pesado que el de hidrógeno y el oxígeno es 16 veces más pesado que el hidrógeno.

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES En 1828 Berzelius estableció la segunda escala de masas atómicas relativas, tomando como patrón el átomo de óxigeno. En 1961, la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), establece la definitiva escala tomando como patrón el isótopo C 12 (isótopo más abundante de C), al que se le asigna un valor exacto de 12. Con este cambio de patrón la masa atómica relativa de un elemento, “Ar”, se define como el número de veces que la masa de uno de sus átomos contiene la doceava parte de la masa de un átomo de C 12. Así, si un elemento tiene una masa atómica relativa de 40 (Ar=40), quiere decir que sus átomos tienen una masa cuarenta veces mayor que la doceava parte del átomo de C 12. Ar Na = 23.

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES Para establecer una escala de masas atómicas absolutas se creó una unidad de masa que coincidía con la doceava parte de la masa del átomo de C -12 , y que se denominó u ( o uma , iniciales de unidad de masa atómica). 1 u = 1/12 m (C-12) con lo que se pudo establecer: masa de 1 átomo de carbono-12 = 12 u. masa de 1 átomo de hidrógeno = 1 u. masa de 1 átomo de oxígeno = 16 u. Para que esta unidad de masa sea útil es necesario relacionarla con otras unidades más manejables en el laboratorio (Kg, g, etc. ); esto es, encontrar una equivalencia entre gramos y u. 1 gramo = 6, 023. 1023 u de donde se deduce que 1 u = 1, 66. 10 -24 gramos

MASA ATÓMICA MEDIA • Dado que los elementos se presentan en la naturaleza como mezclas de sus isótopos, la masa de un determinado número de átomos de un elemento depende de la abundancia relativa de los isótopos en la muestra. La masa atómica de un elemento se calcula asÍ:

EJEMPLO • La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: • 107 Ag =56% y 109 Ag =44%. • Deducir el masa atómica media de la plata. •

EJEMPLO • ¿Cuál es la masa en gramos de 1 átomo de sodio? • Datos: Ar(Na) = 23. 1 u = 1, 66. 10 -24 gramos La masa de un átomo es 23 U: Hacemos la transformación:

EJEMPLO • ¿Cuántos átomos de cobre hay en 20 g de metal? • Datos: Ar(Cu) = 63, 55. 1 u = 1, 66. 10 -24 gramos • Calculamos la masa en g de un átomo de Cu • Y ahora calculamos los átomos que hay en 20 g

Masa molecular (M) • En un compuesto, la masa molecular es la suma de las masas de los átomos que forman su molécula. Al igual que estas se mide en u. • La masa molecular relativa de un compuesto Mr, representa el número de veces que dicha masa es mayor que la unidad de masa atómica. Para calcularla debemos saber la Ar de los elementos que forman la molécula y la fórmula del compuesto. • Si la Ar del H es 1 y la Ar del O es 16, • la Mr (H 2 O) = 18 y • la M (H 2 O) = 18 u.

Átomo-gramo • Se llama átomo-gramo de un elemento químico a la masa, expresada en gramos, de dicho elemento cuyo valor coincide con su masa atómica relativa. • Ar (Na) = 23. • A (Na) =23 u. • Átomo-gramo (Na)= 23 g

Molécula-gramo • Se llama molécula-gramo de un compuesto a la masa de compuesto, expresada en gramos, cuyo valor coincide con su masa molecular relativa. • Mr (CO 2) =44 • M (CO 2) =44 u • Molécula-gramo (CO 2)=44 g.

La masa de partícula azul es tres veces la masa de la partícula amarilla Si conocemos la relación que existe entre las masas de dos átomos diferentes y tomamos dos muestras de esos elementos, de manera que estén en la misma relación que las masas de los átomos: Muestra de bolas azules 15 g Muestra de bolas amarillas 5 g podemos asegurar, que en ambas muestras existe el mismo número de partículas. Luego, como la Ar(Na)=23 y la Ar(K)=39, si tenemos una cantidad de 23 g de Na y otra cantidad de 39 g de K, podemos afirmar que en ambas masas hay el mismo número de átomos.

• El número de átomos que contiene un átomogramo de un elemento o el número de moléculas que contiene una molécula- gramo de un compuesto de llama NÚMERO DE AVOGADRO NA • su valor es 6, 023. 1023 • Se define MOL, para una sustancia cualquiera, como la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas, ya sean átomos, moléculas o iones.

¿Cómo es de grande el número de Avogadro? El número de Avogadro, 6, 023. 1023 es el número aproximado de mililitros de agua que hay en el Océano Pacífico que tiene 7. 108 km 3 ó 7. 1023 ml ¿Por qué sólo se usa para átomos, iones y moléculas? No hay en la Tierra objetos que se tengan que contar utilizando el número de Avogadro, excepto átomos, moléculas, etc.

Para que te hagas una idea • El profesor que veis se ha decidido a contar los átomos que hay en la cabeza de un alfiler de hierro (50 mg). Cuenta muy deprisa, 1. 000 átomos cada segundo. ¿Cuanto tiempo tardará? Ar(Fe)=56. • 1 átomo-gramo de Fe = 1 mol de Fe = 56 g

¿Cuántos átomos de cobre hay en 20 g de metal? Datos: Ar(Cu) = 63, 55. NA= 6, 023. 1023 El mismo ejercicio que el de la ficha 35

Ejemplo con el ácido sulfúrico • • • Si Ar (H)=1; Ar(O)=16; Ar(S)=32. La masa molecular del H 2 SO 4 será Mr(H 2 SO 4)=2 x 1+1 x 32+4 x 16=98. La masa de 1 molécula de H 2 SO 4 es de 98 u. La molécula-gramo de ácido sulfúrico son 98 g La masa de 1 mol de moléculas es de 98 g. • • De 49 g de ácido sulfúrico diremos: A) Son • B) Contiene

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Volumen molar • Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia, ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera condiciones de presión y temperatura. • En sólidos y líquidos depende de la densidad.

Volumen molar • Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa (igual número de moléculas) ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas.

Volumen molar Este volumen resulta ser de 22, 4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o c. n. ) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas Volumen molar normal de un gas = 22, 4 l

Si es gas y está en c. n. ocupa 22, 4 l Contiene 6, 023. 1023 1 mol Es la masa atómica o molecular expresada en gramos, según sea un elemento o un compuesto partículas

Composición centesimal • A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones. • Sea el compuesto Aa. Bb. M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B) • M (Aa. Bb) a·Mat(A) b·Mat(B) ———— = ———— 100 % (A) % (B) • La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.

Calcular la composición centesimal nitrato de plata • M (Ag. NO 3) = 107, 9 u +14, 01 u + 16, 00 u • 3 = 169, 91 u ; • M (Ag. NO 3) = 169, 91 g/mol • 107, 9 g (Ag) · 100 % Ag = ———— = 63, 50 % de Ag 169, 91 g (Ag. NO 3) • 14, 01 g (N) · 100 % N = ———— = 8, 25 % de N 169, 91 g (Ag. NO 3) • 48, 0 g (O) · 100 % O = ———— = 28, 25 % de O 169, 91 g (Ag. NO 3)

Tipos de fórmulas • Molecular – Indica el nº de átomos existentes en cada molécula. • Empírica. – Indica la proporción de átomos existentes en una sustancia. – Está siempre reducida al máximo. • Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por moléculas con dos átomos de H y dos de O. – Su fórmula molecular es H 2 O 2. – Su fórmula empírica es HO.

Calcular la fórmula empírica de un compuesto orgánico cuya composición centesimal es la siguiente: 34’ 8 % de O, 13 % de H y 52’ 2 % de C. • 34, 8 g ———— = 2, 175 mol O; 16 g/mol 13 g ———— = 13 mol H 1 g/mol 52, 2 g ———— = 4, 35 mol C 12 g/mol • Dividiendo todos por el menor (2, 175) obtenemos • 1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una fórmula empírica: C 2 H 6 O

Ejercicio: La Mr del propano ( C 3 H 8) = 44. Completa la siguiente tabla: Moles Moléculas Gramos Átomos de carbono 0, 12 5. 1022 28 2. 1024

DEFINICIÓN Todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. LA MATERIA PROPIEDADES: Comunes y características CLASIFICACIÓN SUSTANCIAS PURAS Cada sustancia reúne un conjunto de propiedades que permite distinguirlas de todas las demás. Elemento: Sustancia que no puede descomponerse en otras sustancias más sencillas por medio de una reacción química. þMetales: Tienen brillo y conducen bien el calor y la electricidad. Mg, Fe, Pb, etc. þNo metales: No tienen brillo y no conducen bien el calor ni la electricidad. S 8, O 2, P 4, etc. Compuesto: Sustancia formada por dos o más elementos diferentes en una proporción constante o fija. þOrgánicos: Forman parte de los seres vivos o son elaborados por ellos, aunque pueden obtenerse artificialmente. þInorgánicos: No forman, en general, parte de la constitución de los seres vivos, aunque algunos como el agua y ciertas sales se encuentran de forma abundante en el interior de estos seres. -Evaporación -Destilación -Licuación -Solidificación -Cristalización -Cromatografía -Electrólisis MEZCLAS Materiales formados por dos o más sustancias puras. Su composición puede variar. þHomogéneas: Tienen la misma composición y propiedades en cualquier punto, son uniformes. No se puede observar a simple vista ni con microscopio las sustancias que la forman. También se llaman disoluciones. Ej: agua del mar y acero inoxidable. þHeterogéneas: Mezclas en las que se pueden distinguir muchos de sus componentes a simple vista. No son uniformes, es decir, la composición y propiedades físicas difieren entre sus puntos. Ej: aceite en agua, una roca. MÉTODOS DE SEPARACIÓN TRANSFORMACIONES FÍSICAS Modifican algunas propiedades de la sustancia pero no su composición química. -Disolución -Sedimentación -Filtración -Separación magnética -Decantación -Flotación QUÍMICAS Tiene lugar una modificación profunda de todas las propiedades de las sustancias, formándose por lo tanto otras nuevas.