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  • muchas Gracias por este archivo que subio... salvo en el caso de que no hay ejemplos en la ley de richter, con lo cual eso me dificulto para entenderlo, y en el caso de la ley de proust no lo pude comprender con ese ejemplo. pero en general muy bueno y bien explicado!
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  • 1. CAPÍTULO 3 ESTEQUIOMETRÍA
  • 2. ANÁLISIS DIMENSIONAL La palabra dimensión tiene un significado especial en Física, ya que esta suele significar la naturaleza de una cantidad
  • 3. Los símbolos empleados para especificar masa, longitud y tiempo, son: M, L y T, respectivamente. Para indicar ciertas unidades físicas frecuentemente se hace uso de corchetes [ ].
  • 4. Las dimensiones de área y volumen se reseñan a continuación: Área (L 2 ) Volumen (L 3 )
  • 5. Habrá ocasiones que se tendrá que deducir ciertas fórmulas, para lo cual el análisis dimensional es muy útil, ya que se puede utilizar en el proceso de deducción y verificación de la expresión final.
  • 6. El análisis dimensional aprovecha el hecho de que las dimensiones pueden tratarse como cantidades algebraicas. Es decir, las cantidades pueden sumarse o restarse sólo si se tienen las mismas dimensiones, asimismo los términos en ambos lados de una ecuación deben tener las mismas dimensiones.
  • 7. FACTORES DE CONVERSIÓN 1,6093 kilómetros 1 milla 0,6214 millas 1 kilómetro 1,0936 yardas  3,2808 pies  39,370 pulgadas 1 metro 2,54 centímetros 1 pulgada 0,3937 pulgadas 1 centimetro
  • 8. En muchas situaciones en Física, tenemos que realizar operaciones con magnitudes que vienen expresadas en unidades que no son homogéneas. Para que los cálculos que realicemos sean correctos, debemos transformar las unidades de forma que se cumpla el principio de homogeneidad. CONVERSIÓN DE UNIDADES
  • 9. Por ejemplo, si queremos calcular el espacio recorrido por un móvil que se mueve a velocidad constante de 72 Km/h en un trayecto que le lleva 30 segundos, debemos aplicar la sencilla ecuación S = v·t, pero tenemos el problema de que la velocidad viene expresada en kilómetros/hora, mientras que el tiempo viene en segundos.
  • 10. Esto nos obliga a transformar una de las dos unidades, de forma que ambas sean la misma, para no violar el principio de homogeneidad y que el cálculo sea acertado. Para realizar la transformación utilizamos los factores de conversión. Llamamos factor de conversión a la relación de equivalencia entre dos unidades de la misma magnitud, es decir, un cociente que nos indica los valores numéricos de equivalencia entre ambas unidades
  • 11. En nuestro caso, el factor de conversión entre horas y segundos viene dado por las expresiones anteriores: 1 hora = 3600 segundos Para realizar la conversión, simplemente colocamos la unidad de partida y usamos la relación o factor adecuado, de manera que se nos simplifiquen las unidades de partida y obtengamos el valor en las unidades que nos interesa. En nuestro caso, deseamos transformar la velocidad de Km/hora a Km/segundo, por lo cual usaremos la primera de las expresiones, ya que así simplificamos la unidad hora
  • 12.  
  • 13. Sistema Internacional de Unidades <ul><li>En este sistema tenemos 7 magnitudes y sus correspondientes unidades los llamamos fundamentales, mientras que el resto de unidades son derivadas, es decir, se expresan en función de las fundamentales. </li></ul>
  • 14.  
  • 15. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Teoría de Dalton En 1808, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito y publica su teoría atómica; en dicha teoría sugiere:
  • 16. POSTULADOS DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. <ul><li>Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico. </li></ul><ul><li>Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades. </li></ul><ul><li>Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades. </li></ul><ul><li>Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción constante. </li></ul>
  • 17. -De la teoría atómica de Dalton destacamos las siguientes definiciones: Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales. Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.
  • 18. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
  • 19. <ul><li>Ley de conservación de la masa (Lavoisier). </li></ul><ul><li>Ley de proporciones definidas (Proust). </li></ul><ul><li>Ley de proporciones múltiples (Dalton). </li></ul><ul><li>Ley de proporciones recíprocas (Ritcher-Wenzel) </li></ul><ul><li>Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac) </li></ul><ul><li>Hipótesis de Avogadro </li></ul>
  • 20. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER) <ul><li>“ 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”. </li></ul><ul><li>Ejemplo: 2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio. </li></ul>
  • 21. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST) <ul><li>“ Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”. </li></ul><ul><li>Ejemplo : El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro. </li></ul>
  • 22. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST) EJEMPLOS <ul><li>Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro </li></ul><ul><li>4 g 7 g 0 g Inicial </li></ul><ul><li>11 g Final </li></ul><ul><li>4 g 10 g 0 g Inicial </li></ul><ul><li> 3 g 11 g Final </li></ul><ul><li> 8 g 7 g 0 g Inicial </li></ul><ul><li>4 g 11 g Final </li></ul>
  • 23. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST). EJEMPLOS <ul><li>Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro </li></ul><ul><li>12 g 30 g 0 g Inicial </li></ul><ul><li> 9 g 33 g Final </li></ul><ul><li>25 g 35 g 0 g Inicial </li></ul><ul><li>5 g 55 g Final </li></ul><ul><li>13,5 g 24,9 g 0 g Inicial </li></ul><ul><li> 1,275 g 37,125 g Final </li></ul>
  • 24. 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; b) si se descomponen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno se obtendrán? EJEMPLO :
  • 25. <ul><li>a) Azufre + Oxígeno  Trióxido de azufre 8 g 12 g 20 g </li></ul><ul><li>1 g m(O 2 ) m(SO 3 ) </li></ul><ul><li> 1g · 12 g 1 g · 20 g m(O 2 ) = ———— = 1,5 g ; m(SO 2 ) = ———— = 2,5 g 8 g 8 g </li></ul><ul><li>b) m(S) m(O 2 ) 100 g </li></ul><ul><li> 100 g · 8 g 100 g · 12 g m(S) = ———— = 40 g ; m(O 2 ) = ————— = 60 g 20 g 20 g </li></ul>EJEMPLO :
  • 26. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON). <ul><li>“ Cuando en la unión de dos elementos se puede formar más de un compuesto, se cumple que para una cantidad fija de uno de los elementos, la relación en la que se encuentra el otro en los compuestos que se forman es una relación sencilla (2/1, 3/1, 3/2…)”. </li></ul>
  • 27. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON). EJEMPLO. <ul><li>Óxidos de cobre % cobre % oxígeno </li></ul><ul><li>I 88,83 11,17 </li></ul><ul><li>II 79,90 20,10 </li></ul><ul><li> masa cobre masa oxígeno </li></ul><ul><li>I 7,953 masa Cu / masa Ox. </li></ul><ul><li>II 3,975 masa Cu / masa Ox. </li></ul><ul><li>7,953 / 3,975  2 / 1 </li></ul>
  • 28. 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. EJEMPLO :
  • 29. EJEMPLO <ul><li>Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente. </li></ul><ul><li>Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones: </li></ul><ul><li>m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4 ————— = —— = — ; ————— = —— = — m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1 </li></ul><ul><li>m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2 ————— = —— = — ; ————— = —— = — m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1 </li></ul>
  • 30. LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (RITCHER-WENZEL) <ul><li>“ Las masas de elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un elemento dado, nos dan la relación con la que aquellos se combinan entre si, o bien múltiplos o submúltiplos de dichas masas”. </li></ul>
  • 31. LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS (RITCHER). EJEMPLO. <ul><li>Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan también con 16 gramos de oxígeno para dar dióxido de carbono, entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g de carbono al formar metano. </li></ul>
  • 32. LEY DE VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC). <ul><li>“ A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”. </li></ul>
  • 33. EJEMPLO DE LA LEY DE VOLÚMENES DE COMBINACIÓN GAY-LUSSAC
  • 34. <ul><li>2 litros de hidrógeno se combina con 1 litro de oxígeno para dar 2 litros de agua (gas). </li></ul><ul><li>1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno. </li></ul>
  • 35. EXPLICACIÓN VISUAL DE LAS LEYES DE PROUST Y DALTON A PARTIR DE LA TEORÍA ATÓMICA
  • 36. Ley de Dalton Ley de Proust
  • 37. átomo El átomo es la menor fracción en que puede dividirse un elemento simple sin que pierda sus propiedades químicas y pudiendo ser objeto de una reacción química. molécula Partícula formada por una agrupación ordenada y definida de átomos, que constituye la menor porción de un compuesto químico que puede existir en libertad. ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
  • 38. CONCEPTO DE MOL EL MOL ES UNA UNIDAD DE MASA EN QUÍMICA UN MOL DE UNA SUSTANCIA QUÍMICA EQUIVALE A UN NÚMERO DE GRAMOS QUE COINCIDE, SÓLO NUMÉRICAMENTE CON LA MASA MOLECULAR
  • 39. NÚMERO DE AVOGADRO ES EL NÚMERO DE PARTÍCULAS CONTENIDAS EN UN MOL DE UNA SUSTANCIA DADA N A = 6.023*10 23
  • 40. CONCEPTO DE MOL <ul><li>Es un número de Avogadro (N A = 6,022 · 10 23 ) de átomos o moléculas . </li></ul><ul><li>En el caso de que sea N A átomos se le llama también átomo-gramo . </li></ul><ul><li>Corresponde a la masa atómica o molecular expresada en gramos. </li></ul><ul><li>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 ( 12 C). </li></ul>
  • 41. HIPÓTESIS DE AVOGADRO. <ul><li>“ Volumenes iguales, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de gases distintos; contienen el mismo número de moléculas”. </li></ul><ul><li>Un mol de cualquier gas en condiciones normales, es decir ( P = 1 atm; T = 0 ºC); ocupa un Volumen de 22,4 litros y contienen: </li></ul><ul><li>6,022 x 10 23 moléculas, </li></ul>
  • 42. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES <ul><li>La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo. </li></ul><ul><li>La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula. </li></ul><ul><li>Ejemplo : Calcular la masa molecular del H 2 SO 4 </li></ul><ul><li>M (H 2 SO 4 ) = 1,008*2 + 32,06*1 + 16,00*4 = 98,076 es la masa de una molécula. </li></ul><ul><li>Normalmente, suele expresarse como M (H 2 SO 4 ) = 98,076 g/mol </li></ul>
  • 43. CÁLCULO DEL NÚMERO DE MOLES. <ul><li> m (g) n (mol) = ————— M (g/mol) </li></ul><ul><li>Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO 2 habrá en 100 g de dicha sustancia. </li></ul><ul><li> m (g) 100 g n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2 M (g/mol) 44 g/mol </li></ul>
  • 44. ¿ Cuántas moléculas de Cl 2 hay en 12  g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl 2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían? Ejercicio:
  • 45. <ul><li>La masa molecular de Cl 2 es 35,45 · 2 =70,9 . Luego un mol de Cl 2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl 2 hay: </li></ul><ul><li>12 g  = 0,169 moles de Cl 2 70,9 g/mol </li></ul><ul><li>Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 10 23 moléc. 0,169 moles contienen: </li></ul><ul><li>0,169 moles · 6,02 ·10 23 moléculas/mol = </li></ul><ul><li>= 1,017 · 10 23 moléculas Cl 2 </li></ul><ul><li>2 át. Cl 1,017·10 23 moléc. Cl 2 ·  = 2,034·10 23 át. Cl moléc. Cl 2 </li></ul>
  • 46. COMPOSICIÓN EN PESO DE UNA MOLÉCULA
  • 47. <ul><li>A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones. </li></ul><ul><li>La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %. </li></ul>
  • 48. Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno que contiene el nitrato de plata. Ejemplo :
  • 49. <ul><li>M (AgNO 3 ) = 107,9 +14,01 + 16,00 • 3 = 169,91 </li></ul><ul><li>M (AgNO 3 ) = 169,91 g/mol </li></ul><ul><li> 107,9 g (Ag) · 100 % Ag = ———————— = 63,50 % de Ag 169,91 g (AgNO 3 ) </li></ul><ul><li> 14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = 8,25 % de N 169,91 g (AgNO 3 ) </li></ul><ul><li> 48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O 169,91 g (AgNO 3 ) </li></ul>
  • 50. FACTOR GRAVIMÉTRICO Un factor gravimétrico (o factor químico) puede definirse como el peso de una sustancia deseada equivalente al peso unitario de una sustancia dada.
  • 51. Los factores gravimétricos son fundamentales para realizar cálculos, especialmente cuando se hacen análisis repetidos de un determinado constituyente .
  • 52. LA REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras EJEMPLO: El H 2 y el O 2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H 2 O. las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.
  • 53. ECUACIÓN QUÍMICA La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.
  • 54. En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas. HCl +  NaOH-> NaCl +  H2O
  • 55. <ul><li>Indica el estado físico de los reactivos y productos ( (l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) </li></ul><ul><li>2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. </li></ul>CARACTERÍSTICAS DE LA ECUACIÓN:
  • 56. 6CO 2 + 6H 2 O C 6 H 12 O 6    +  6O 2 luz solar
  • 57. 3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de átomos que entran debe ser igual a los que salen EJEMPLO: 2H 2 (g)+ O 2 (g)->2H 2 O (l)   +  13 kcal
  • 58. 5. Si hay una delta sobre la  flecha   indica que se suministra calor a la reacción EJEMPLO: Δ KClO3 KCl   + O2  
  • 59. BALANCEO DE ECUACIONES Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos
  • 60.   1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos. EJEMPLO: N 2 + H 2 -> NH 3 HAY VARIOS MÉTODOS PARA EQUILIBRAR ECUACIONES
  • 61. Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde 2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
  • 62. ECUACIÓN QUÍMICA BALANCEADA EXPRESIÓN DE LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
  • 63. BALANCE DE MATERIA ÁTOMOS, GRAMOS y MOLES
  • 64. EXCESO O DEFICIENCIA DE REACTIVOS Reactivo Limitante Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. 
  • 65. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.
  • 66. Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre el reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada.  
  • 67. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.
  • 68. RENDIMIENTO Rendimiento real Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada.
  • 69. Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Rendimiento teórico
  • 70. Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico. Rendimiento porcentual
  • 71. REACCIONES SIMULTÁNEAS

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