▪ Ley de conservación de la materia

▪ Ley de las proporciones definidas

▪ Ley de las proporciones múltiples.

▪ Relaciones cuantitativas en diversas reacciones

▪ Químicas: cálculos estequiométricos

▪ Reactivo limitante

▪ Reactivo en exceso

▪ Porcentaje de rendimiento

▪ Análisis porcentual de compuestos químicos.

▪ “En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”.

▪ Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

▪ “Los elementos se combinan para formarcompuestos en una proporción de masafija y definida”.

▪ Ejemplo: El azufre y el hierro se combinanpara formar sulfuro de hierro (II) en lasiguiente proporción: 4 gramos de azufrepor cada 7 gramos de hierro.

▪Azufre + Hierro → Sulfuro de hierro4 g 7 g 0 g Inicial

11 g Final

4 g 10 g 0 g Inicial

3 g 11 g Final

8 g 7 g 0 g Inicial

4 g 11 g Final

Ejemplo:a)

b)

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) m(S) m(O2) 100 g

100 g · 8 g 100 g · 12 gm(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g

20 g 20 g

▪ “Cuando dos elementos secombinan entre sí para darcompuestos diferentes, lasdiferentes masas de uno de ellosque se combinan con una masafija de otro, guardan entre sí unarelación de números sencillos”.

Ejemplo:

▪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 4————— = —— = — ; ————— = —— = —m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1

▪ m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2————— = —— = — ; ————— = —— = —m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1

▪ “Las masas de dos elementos que secombinan con una masa de untercero, guardan la misma relaciónque las masas de los dos cuando secombinan entre sí”.

▪Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígenopara dar agua (H2O)

▪6 g de carbono se combinan también con 16 gramos deoxígeno para dar dióxido de carbono (CO2)

▪Entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g decarbono al formar metano.(CH4)

▪ “A una presión y a una temperaturadeterminados en un volumenconcreto habrá el mismo númerode moléculas de cualquier gas”.

▪Ejemplo: Un mol de cualquier gas,es decir, 6,022 x 1023 moléculas,ocupa en condiciones normales (p =1 atm; T = 0 ºC) un volumen de 22’4litros.

▪ “A temperatura y presiónconstantes, los volúmenesde los gases que participanen una reacción químicaguardan entre sí relacionesde números sencillos”.

▪1 litro de hidrógeno secombina con 1 litro decloro para dar 2 litros decloruro de hidrógeno.

▪1 litro de nitrógeno secombina con 3 litros dehidrógeno para dar 2litros de amoniaco.

▪1 litro de oxígeno secombina con 2 litros dehidrógeno para dar 2litros de agua (gas).

▪Los elementos químicos están constituidos porpartículas llamadas átomos, que son indivisibles einalterables en cualquier proceso físico o químico.

▪Los átomos de un elemento son todos idénticos enmasa y en propiedades.

▪Los átomos de diferentes elementos son diferentes enmasa y en propiedades.

▪Los compuestos se originan por la unión de átomos dedistintos elementos en una proporción constante.

Ley de

Dalton

Ley de

Proust

▪La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo.

▪La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula.

▪Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4

▪M (H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 = 98,076 uque es la masa de una molécula.

▪Normalmente, suele expresarse como

M (H2SO4) = 98,076 g/mol

▪Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023) de átomos o moléculas.

▪En el caso de un NA de átomos también suele llamarse átomo-gramo.

▪Es, por tanto, la masa atómica o molecular expresada en gramos.

▪Definición actual: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12C).

▪Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol en m (g) habrá n moles.

m (g)n (mol) = —————

M (g/mol)

▪Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en 100 g de dicha sustancia.2,27 moles CO2

Ejercicio:

▪ A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones.

Ejemplo:

▪M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ;

▪M (AgNO3) = 169,91 g/mol

▪ 107,9 g (Ag) · 100 % Ag = ———————— = 63,50 % de Ag

169,91 g (AgNO3)

▪ 14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = 8,25 % de N

169,91 g (AgNO3)

▪ 48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O

169,91 g (AgNO3)

▪ 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 dehidrógeno está formado pormoléculas con dos átomos de Hy dos de O.▪ Su fórmula molecular es H2O2.▪ Su fórmula empírica es HO.

Ejercicio: a)

▪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.

Ejemplo: