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2. leyes ponderales principal para clase (estequiometria)

Presentación que muestra las definiciones y ejemplos de la leyes ponderales y los científicos que las postularon

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2. leyes ponderales principal para clase (estequiometria)

  1. 1. 1 ESTEQUIOMETRIA (LEYES PONDERALES)
  2. 2. 2 Concepto de Estequiometria Es aquella parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas, ya sea con respecto a la masa, volumen, moles etc, de los componentes de una reacción química. Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser ponderales y / o volumétricas. La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas. Jeremias Benjamin Richter.
  3. 3. 3 Leyes Ponderales Las 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 químicas. Por lo tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son: 1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Fue planteada en 1789 por el químico frances Antoine Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de la química moderna; nos indica que en toda reacción química completa y balanceada la masa total de las sustancias reactantes es igual a la masa total de las sustancias de los productos. A. Lavoisier
  4. 4. 4 Ejemplo: Se cumple:  masas (react.) masas produc.   2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS Fue enunciada en 1801 por el químico francés Joseph Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo proceso químico los reactantes y productos participan manteniendo sus masas o sus moles en proporción fija, constante y definida; cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reacción. J.L Proust Síntesis del agua
  5. 5. 5 Ejemplo: 10,0 g Cu 5,06 g S + 15,06 g CuS 10,0 g Cu 7,06 g S + 15,06 g CuS 2,00 g S + 20,0 g Cu 5,06 g S ++ 15,06 g CuS 10,0 g Cu Cu + S CuS Observación:  De la ecuación: 10 g de Cu se requieren para reaccionar con 5,06g y producir 15,06 g de CuS .  Si se combina 10 g de Cu con 7,06 g de S se observa que las masas de los elementos no intervienen en la misma relación de Proust o relación estequiométrica.
  6. 6. 6 Conceptos Importantes  Reactivo Limitante (R.L.): Es aquel reactante que interviene en menor proporción estequiométrica por lo tanto se agota o se consume totalmente y limita la cantidad de producto(s) formado(s).  El reactivo en exceso (R.E.): Es aquel reactante que interviene en mayor proporción estequiométrica, por lo tanto sobra (exceso) al finalizar la reacción. 3. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES Fue enunciada en 1803 por el químico Ingles John Dalton (1766 – 1844); establece si dos sustancias simples reaccionan para generar dos o más sustancias de una misma función química, se observará que mientras que la masa de uno de ellos es constante, la masa del otro varía en relación de números enteros y sencillos. J. Dalton
  7. 7. 7 4. LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS Fue enunciada en 1792 por Wenzel – Richter, establece si las masas de las sustancias A y B pueden reaccionar separadamente con la misma masa de una tercera sustancia “C” , entonces si A y B reaccionan juntos, lo harán con la misma masa con que reaccionan con “C” o con masas, múltiplos o submúltiplos, a la mencionada. Ejemplo:
  8. 8. 8 Reacción (1) 1 H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) 2g 71g Reacción (2) 2 Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) 46g 71g Conclusión 1 H2(g) + 2Na(s) 2NaH(s) 2g 46g Leyes Volumétricas Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay – Lussac (1778 – 1850), quién investigando las reacciones de los gases determino: “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en relación de números enteros sencillos”. J.L Gay - Lussac
  9. 9. 9 Ejemplo: Ecuación química 1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Relación molar 1 mol 3 mol 2 mol 1 vol 3 vol 2 vol Relación volumétrica 5L 15L 10L 20mL 231 322 NHHN VVV  Para la reacción se cumple: PORCENTAJE DE PUREZA DE UN MUESTRA QUÍMICA Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la muestra química.
  10. 10. 10 Cantidad de sustancia pura % Pureza x100 Cantidad de muestra impura  PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN (%R)  Rendimiento teórico.- Es el máximo rendimiento que puede obtenerse cuando los reactantes dan solamente producto; la cantidad real del reactivo limitante se usa para los cálculos estequiométricos de rendimientos teóricos.  Rendimiento Real.- Es la cantidad obtenida de un producto en la practica cuando se ha consumido totalmente el reactivo limitante; es decir que teóricamente debemos obtener el 100% de una determinada sustancia, pero por diversos factores como presencia de impurezas, fugas, malos equipos, etc; este porcentaje se reduce. El porcentaje de rendimiento es la medida de la eficiencia de la reacción y se define como: Cantidad real % R x 100 Cantidad teórica 

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