LEYES PONDERALES
Leyes ponderales y volumétricas
Toda reacción química establece una relación cualitativa entre reactivos y productos, pues expresa la naturaleza de los segundos en función de la de los primeros. Pero, además, fija las proporciones o cantidades medibles en las que unos y otros intervienen. Los fundamentos de estas relaciones cuantitativas entre las diferentes sustancias que participan en unareacción dada fueron establecidos en la última mitad del siglo XVIII. Se expresan en forma de leyes, que se conocen como leyes ponderales (de masa) y volumétricas (de volúmenes), y son: 1. Ley de conservación de la masa. 2. Ley de las proporciones definidas. 3. Ley de las proporciones múltiples. 4. Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes. 5. Hipótesis de Avogadro. 6. Ley de los volúmenes de combinación. Las leyes ponderales pueden interpretarse de una forma sencilla recurriendo a las fórmulas químicas, al concepto de masa atómica y al modelo atómico de Dalton que se esconde detrás de estos conceptos. Al estudiarlas las relacionaremos con otros los conceptos químicos que hemos estudiado. Ley de conservación de la masa.La ley de Lavoisier puede enunciarse de dos formas. “La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma.” “La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.” Se puede expresar en forma matemática como: Ejemplo: El cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) reacciona con el hidróxido de sodio para dar cloruro de sodio y agua. Si partimos de 73 g de cloruro de hidrógeno y 80 g del hidróxido y obtenemos 117 g de cloruro sódico, ¿cuántos gramos de agua hemos obtenido? La teoría atómica de Dalton dio una sencilla interpretación a esta ley de conservación. Si los átomos no son alterados en las reacciones químicas, sino únicamente las moléculas, el número de átomos de cada elemento que constituye los reactivos ha de coincidir con el de los productos, por lo que la masa total en juego se mantendrá constante en la reacción. La ley de conservación de la masa de Lavoisier constituyó una pieza fundamental en el desarrollo y consolidación de la química como ciencia. Para que se cumpla esta ley debemos ajustar las ecuaciones químicas con los coeficientes estequiométricos. Ley de las proporciones definidas o de la composición constante.La ley de Proust dice: “Cuando dos o más elementos (o compuestos) se unen para formar un compuesto lo hacen en una proporción en masa constante.” En la formación de agua, las masas de oxígeno e hidrógeno están siempre en la relación de 8 g de oxígeno por 1 g de hidrógeno, esto es: De esta ley se deduce que un compuesto químico puede representarse por una fórmula química invariable. Y también que la composición centesimal (4.1-Masa fórmula. Composición centesimal) de un compuesto dado es siempre la misma. Ejemplo: El dióxido de carbono y el agua reaccionan para formar el ácido trioxocarbónico(IV). Halla la proporción en masa que debe mantenerse constante entre los reactivos de esta reacción. Así mismo, halla también la cantidad del dióxido que habría que poner en contacto con 2 g de agua para que ésta se transformase totalmente en el ácido. La ley de Proust es consecuencia de que la composición en cuanto al tipo de átomos y a su número en una fórmula dada sea siempre la misma. Ley de las proporciones múltiples.La ley de Dalton o de las proporciones múltiples dice: "Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos." El cobre forma los óxidos Cu2O y CuO; las proporciones en ellos son: respectivamente. Las cantidades de cobre que se combinan con 16 gramos de oxígeno están en la proporción de 2:1. Ejemplo: Al efectuar un análisis a tres óxidos de fósforo se obtuvieron los siguientes porcentajes: 81'45 %, 68'78 % y 52'36 % de fósforo. Demostrar que estos tres óxidos cumplen la ley de las proporciones múltiples. La ley de Dalton refleja la existencia de las diferentes valencias químicas de un elemento que se traducen en subíndices definidos en las fórmulas de sus combinaciones con otro elemento dado. Esta ley confirma que las fórmulas químicas de los compuestos son únicas. Si bien, con los compuestos que presentan el fenómeno de isomería no la obedecen. Ejercicio Cuál de los siguientes pares de compuestos es un buen ejemplo de la ley de las proporciones múltiples de Dalton? Nota: D representa al deuterio. Ley de las proporciones recíprocas.La ley de Richter o de las proporciones recíprocas: “Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí”. Considerando los compuestos Cl2O y H2O las cantidades de cloro e hidrógeno que se combinan con 16,0 g de oxígeno son 72,0 y 2,0 g respectivamente. Lo que indica la ley de Richter es que cuando Cl y H se combinan para formar HCl lo hacen en la proporción de 72,0/2,0. La ley de Richter puede considerarse como una consecuencia de la de Proust y de las propiedades aritméticas de las proporciones. La ley de Richter nos permite establecer un concepto nuevo, el de equivalente químico (o simplemente equivalente) : “Cuando se combinan dos elementos entre sí lo hacen siempre según sus equivalentes o múltiplos de ellos.” Por ello, se denominó masa equivalente (Meq) de un elemento a la cantidad en masa (gramos) de dicho elemento que puede combinarse con 8'00 gramos de oxígeno o con 1'008 g de hidrógeno. En un compuesto, es la masa (en gramos) de las masas equivalentes de sus átomos constituyentes.
Según esto podemos asignar a cada elemento un número que represente su peso de combinación relativo a los demás elementos, y que denominamos equivalente. Por ejemplo, las cantidades 12'15 g de magnesio y 20'15 g de óxido de magnesio serán masas equivalentes de estas sustancias, al combinarse con 8'00 g de oxígeno o equivaler químicamente a 8'00 g de oxígeno. Un elemento puede tener varias masas equivalentes, por ejemplo: el Cl forma distintos compuestos con el oxígeno y, por lo tanto, en cada uno de ellos sus masas equivalentes serán distintas. 3. Se sabe que 1'3750 g de sodio se combinan con 2'1208 g de cloro; que 1'0000 g de oxígeno reacciona con 2'8738 g de sodio para dar óxido de sodio y que 1'0000 g de cloro reacciona con 0'2256 g de oxígeno para formar un óxido de cloro. Comprobar que se cumple la ley de las proporciones recíprocas. Hipótesis de Avogadro.Como se ha visto, dice que: “Volúmenes iguales de gases distintos contienen el mismo número de moléculas”. Ley volumétrica de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación. La importancia de la medida en el desarrollo de la química alcanzó también a los volúmenes de las sustancias gaseosas en las reacciones químicas. El químico francés Gay-Lussac estudió con detalle algunas reacciones químicas entre gases tales como la síntesis del vapor de agua y del amoníaco a partir de sus elementos correspondientes. En todos los casos las proporciones de los volúmenes de las sustancias guardaban una cierta regularidad que la expresó en forma de ley. “En cualquier reacción química los volúmenes, medidos en las mismas condiciones, de todas las sustancias que intervienen en la misma, están en una relación de números enteros sencillos.” Un volumen de cloro se combina con otro de hidrógeno para dar dos de cloruro de hidrógeno. Dos volúmenes de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar uno de vapor de agua. Un volumen de nitrógeno se combina con tres de hidrógeno para dar dos de amoníaco. Si tomamos como unidad de volumen el litro, tendríamos que un litro de nitrógeno se combina con tres litros de hidrógeno para dar dos litros de amoníaco. Los experimentos de Gay-Lussac indicaban que el volumen de la combinación gaseosa resultante era igual o menor que la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas reaccionantes; por lo tanto, los volúmenes de combinación no podían, en general, sumarse. La ley de Gay-Lussac enunciada en 1808 se limitaba a describir los resultados de los experimentos de un modo resumido, pero no los explicaba. La explicación a dicha ley sería efectuada tres años más tarde por el físico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856), como ya hemos visto en el apartado de los gases ideales. 4. ¿Qué volúmenes mínimos de H2 y de O2 se precisan para obtener 16'8 litros de agua? ¿Qué ley se aplicaría para calcularlos? 5. Elegir los enunciados verdaderos: En una reacción química: a) El color de los reactivos es igual al de los productos resultantes. b) Los átomos de los reactivos son iguales (en número y cualidad) a los de los productos resultantes (aunque combinados de forma distinta). c) La energía de los reactivos es igual a la de los productos. d) La masa total de los reactivos es igual a la de los productos. e) El estado (sólido, líquido, gaseoso) de los reactivos es igual al de los productos. f) La densidad de los reactivos es igual a la de los productos. g) El precio (en euros) de los reactivos es igual al de los productos. Señala algún ejemplo de cada apartado que clarifique la elección. 6. Al calentar un trozo de estaño, éste se oxida. Si pesamos el estaño antes y después de la oxidación comprobaremos que se ha producido un aumento de peso. ¿Contradice esto la ley de conservación de la masa? 7. Un litro de nitrógeno reacciona con 3 litros de hidrógeno para dar dos litros de amoníaco. Asimismo, un litro de hidrógeno reacciona con otro litro de cloro para dar dos litros de cloruro de hidrógeno. ¿Contradice alguna de estas dos reacciones el principio de conservación de la masa de Lavoisier? | ||||||||||||
Ley Nº 1: ley de Lavoisier o de la conservación de masa
En la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular (O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), la reacción como se presenta no es correcta porque no cumple con la ley de conservación de la materia para que cumpla la ley balancear la ecuación:
Respuesta.-
Para que se cumpla la ley de conservación de masa la cantidad de átomos de un elemento en los reactivos debe ser igual a la cantidad de átomos de un elemento en los productos
Se procede a hacer el cálculo para balancear esta reacción mediante el método algebraico:
Para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se puede plantear una condición de igualdad para el hidrógeno:
Hidrógeno: 
Y procediendo de la misma forma para el resto de los elementos participantes se obtiene un sistema de ecuaciones:
Hidrógeno:
Oxígeno: 
Carbono: 
Con lo que tenemos un sistema lineal de tres ecuaciones con cuatro incógnitas homogéneo:
Simplificamos:
Si, la tercera ecuación, la cambiamos de signo, la multiplicamos por dos y le sumamos la primera tendremos:
Pasando d al segundo miembro, tenemos:
Con lo que tenemos el sistema resuelto en función de d:
Se trata en encontrar el menor valor de d que garantice que todos los coeficientes sean números enteros, en este caso haciendo d = 2, tendremos:
Sustituyendo los coeficientes estequiométricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción:
Verificar si la siguiente ecuación química cumple con la ley de conservación de la materia:
Respuesta.-
Se verifica que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, de la tabla periódica
se obtiene la masa de cada elemento y se calcula el peso molecular de cada compuesto:
del Fósforo 
30.97 
del Oxígeno 
16.0
del Hidrógeno
1.0
Dónde: = Peso atómico.
Entonces el peso molecular es:
de 
de 
de 
Comparamos el peso total de los reactivos al peso total del producto:
Por medio del balance de materia se comprueba que en esta reacción química se cumple la ley de conservación de la materia.
¿Qué cantidad de CuO (óxido de cobre) se formaran cuando reaccionan completamente 9.90 g de
Cu con O2? Suponer que se tiene suficiente Oxigeno.
Respuesta.-
Se verifica que la ecuación esté correctamente balanceada para:
El elemento Cu
Cantidad de moles en reactivos = Cantidad de moles en productos = 2 moles de Cu.
El elemento O
Cantidad de moles en reactivos = Cantidad de moles en productos = 2 moles de O.
Una vez que se verifica que la reacción está correctamente balanceada se procede a calcular la cantidad
de CuO formado:
De la ecuación estequiométrica 2 moles de Cu en reacción con O2 producen 2 moles de CuO :
Mg y O2 reaccionan para producir 14.0 g de MgO. ¿Qué cantidad de O2 se une al Mg?
Respuesta.-
Se verifica que la ecuación esté correctamente balanceada para:
El elemento Mg
Cantidad de moles en reactivos = Cantidad de moles en productos = 2 moles de Mg.
El elemento O
Cantidad de moles en reactivos = Cantidad de moles en productos = 2 moles de O.
Una vez que se verifica que la reacción está correctamente balanceada se procede a calcular la cantidad de O2 necesario:
De la ecuación estequiométrica 1 mol de O2 en reacción con el Mg producen 2 moles de MgO :
El nitrobenceno, C6H5NO2
2 se obtiene por reacción entre el benceno, C6H6 
y el ácido nítrico, HNO3 
Otro producto de la reacción es H2O 
Si una muestra de 50 g de benceno reacciona con 50 g de ácido nítrico, ¿Cuántos g de nitrobenceno se producen? y ¿Qué reactivo está en exceso? Se tiene la siguiente reacción balanceada:
Respuesta.-
Como se puede observar en la reacción la relación de moles de reactivos y productos es:
Se tienen los datos de los pesos moleculares de cada reactivo y producto, entonces al ser la relación Moles de producto/ Moles de reactivo = 1, entonces para 50 g de C6H6:
Y para 90 g de HNO3:
El reactivo que da la menor cantidad de producto es el reactivo limitante en este caso es el C6H6:
La cantidad de C6H6 en exceso es igual a 50 g de C6H6 presente en el inicio de la reacción menos la cantidad que se consume al reaccionar con el reactivo limitante que es:
Entonces la cantidad del HNO3 en exceso es:
Ley Nº 2: ley de Proust o de las proporciones constantes
Determinar el % en peso de Cloro (Cl) presente en los siguientes compuestos:
a. Cloruro de Sodio (NaCl)
b. Cloruro de Magnesio (MgCl2)
Respuesta.-
a. Se obtiene el peso atómico de los elementos mediante tablas:
Entonces al unirse 1 mol de sodio y 1 mol de cloro el peso molecular del cloruro de sodio es:
Entonces el % de Cloro en el compuesto es:
b. Se obtiene el peso atómico de los elementos mediante tablas:
Entonces al unirse 1 mol de magnesio y 2 moles de cloro el peso molecular del cloruro de magnesio es:
Entonces el % de Cloro en el compuesto es:
Hallar la proporción en peso entre los átomos que se combinan de cloro (Cl) y sodio (Na) para formar cloruro sódico (NaCl)
Respuesta.-
Se obtiene el peso atómico de los elementos mediante tablas:
Se sabe que se obtiene 1 mol de NaCl a partir de la reacción de 1 mol de Na más 1 mol de Cl, se calcula la proporción de peso de sodio sobre peso de cloro para formar cloruro de sodio:
Según el resultado se puede deducir que para el compuesto cloruro de sodio siempre se tendrá la siguiente relación en peso de sus elementos:
Si se quiere obtener cloruro de sodio (NaCl) y se tiene una cantidad de 10.0 g de Cl ¿Qué cantidad de sodio deberá intervenir en dicha reacción?
Respuesta.-
Se sabe que la relación de Cloro a Sodio es:
Si se tiene 10 g de Cl entonces la cantidad de sodio necesaria será:
En una laboratorio se quiere obtener óxido de calcio (CaO) y se tienen las siguientes mezclas de calcio (Ca) y oxigeno (O):
Muestra #1: 1.004 g Ca y 0.400 g de O.
Muestra #2: 2.209 g Ca y 0.880 g de O.
Se requiere:
a. Determinar la proporción de Ca/O para obtener CaO según la ley de proporciones constantes.
b. Verificar si las dos muestras cumplen con la relación Ca/O para obtener CaO según la ley de proporciones constantes.
Respuesta.-
a. La reacción estequiométrica a partir de calcio y oxígeno para obtener óxido de calcio es:
Esto quiere decir que 2 moles de Ca se unen con 1 mol de O2 premisa de la que se obtiene la siguiente relación en peso Ca/O:
b. Se sabe que la proporción Ca/O en CaO es:
Para la muestra #1: 1.004 g Ca y 0.400 g de O:
Por lo tanto la muestra # 1 cumple con la ley de proporciones constantes.
Para la muestra #2: 2.432 g Ca y 0.880 g de O:
Por lo tanto la muestra # 2 no cumple con la ley de proporciones constantes, por lo tanto el Ca está en exceso.
Un compuesto está formado por 40% de carbono (C), 6.71% de hidrogeno (H) y 53.28% de oxígeno (O) y tiene un peso molecular de 180 g/mol. Determinar la fórmula mínima y la fórmula molecular.
Respuesta.-
Se tiene los siguientes elementos que forman parte del compuesto y su porcentaje en masa:
Los pesos atómicos de cada elemento son:
Para obtener una referencia de la cantidad de átomos tomando como base 100 g de compuesto:
A partir de aquí dividiendo la cantidad de átomos de cada elemento sobre la menor cantidad de átomos que se obtuvo, se observa la relación atómica:
Se simplifica en los siguientes subíndices para cada elemento:
Para la fórmula mínima se toman los subíndices resultantes:
Para obtener la fórmula molecular:
El factor obtenido multiplica a la fórmula mínima para obtener la fórmula moleclar:
Ley Nº 3: ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Demostrar que se cumple la ley de Dalton para los siguientes compuestos que pueden resultar de una reacción entre el carbono y el oxígeno:
Compuesto #1: CO
Compuesto #2: CO2
Respuesta.-
La masa en gramos del átomo de C en proporción constante es = 12.0 
Se verifica la masa del elemento que varía que es el oxígeno:
Compuesto #1 SO:
Compuesto #2 SO2:
Se relaciona la cantidad de los elementos sobre la cantidad más pequeña del elemento variable:
Compuesto CO en relación a CO:
Compuesto CO2 en relación a CO:
Por lo tanto si cumple con la ley de Dalton ya que los pesos relacionados expresan una proporción mediante un cociente de número enteros.
Demostrar que se cumple la ley de Dalton para los siguientes compuestos que pueden resultar de una reacción entre el nitrógeno y el oxígeno:
Compuesto #1: N2O2
Compuesto #2: N2O5
Compuesto #3: N2O
Respuesta.-
La masa en gramos del átomo de N2 en proporción constante es = 28.0
Se verifica la masa del elemento que varía que es el oxígeno:
Compuesto #1 N2O2:
Compuesto #2 N2O5:
Compuesto #3 N2O:
Se relaciona la cantidad de los elementos sobre la cantidad más pequeña del elemento variable:
Compuesto N2O2 en relación a N2O:
Compuesto N2O5 en relación a N2O:
Compuesto N2O en relación a N2O:
Verificamos la relación de N2O5 con N2O2
Compuesto N2O5 sobre N2O2:
Por lo tanto si cumple con la ley de Dalton ya que los pesos relacionados expresan una proporción mediante un cociente de número enteros.
Demostrar que se cumple la ley de Dalton para los siguientes compuestos que pueden resultar de una reacción entre el azufre y el oxígeno:
Compuesto #1: SO
Compuesto #2: SO2
Compuesto #3: SO3
Respuesta.-
La masa en gramos del átomo de S en proporción constante es = 32.0
Se verifica la masa del elemento que varía que es el oxígeno:
Compuesto #1 SO:
Compuesto #2 SO2:
Compuesto #3 SO3:
Se relaciona la cantidad de los elementos sobre la cantidad más pequeña del elemento variable:
Compuesto SO en relación a SO:
Compuesto SO2 en relación a SO:
Compuesto SO3 en relación a SO:
Verificamos la relación de SO3 con SO2:
Por lo tanto si cumple con la ley de Dalton ya que los pesos relacionados expresan una proporción mediante un cociente de número enteros.
El carbono y el oxígeno se combinan para formar dos compuestos. Una muestra del compuesto # 1 contiene 1 g de C y 2.66 g de O; una muestra del compuesto # 2 contiene 1 g de C y 1.33 g de O.
Indique si se cumple la ley de las proporciones múltiples y si son dos compuestos diferentes o no.
Respuesta.-
Relacionamos el peso del O con el peso del C en el compuesto #1 :
Sacamos la relación: 
…(a)
Relacionamos el peso del O con el peso del C en el compuesto B:
Sacamos la relación: 
…(b)
Como tenemos 1 g de C en #1 y #2 entonces:
Para el compuesto #1:
Para el compuesto #2:
Relacionamos el peso del O en el compuesto A con el peso de O en el compuesto B:
Por lo tanto si cumple con la ley de Dalton ya que los pesos relacionados expresan una proporción mediante un cociente de número enteros y se trata de 2 compuestos diferentes puesto que la razón en el compuesto#1 es igual a 2.66 y la razón en el compuesto #2 es igual a 1.33.
Al analizar dos compuestos se comprueba que ambos contienen oxígeno y nitrógeno en las proporciones que se indican:
Compuesto A | Compuesto B | ||
Masa de oxígeno (g) | 1.39 | 2.24 | |
Masa de nitrógeno (g) | 1.22 | 3.92 | |
Demostrar que cumple la ley de Dalton de las proporciones múltiples.
Respuesta.-
Relacionamos el peso del O con el peso del N en el compuesto A:
Sacamos la relación: 
…(a)
Relacionamos el peso del O con el peso del N en el compuesto B:
Sacamos la relación: 
…(b)
Si tenemos 1 g de N en a y b entonces:
Para el compuesto A:
Para el compuesto B:
Relacionamos el peso del O en el compuesto A con el peso de O en el compuesto B:
Por lo tanto si cumple con la ley de Dalton ya que los pesos relacionados expresan una proporción mediante un cociente de número enteros.
Ley Nº 4: ley de Richter o de las proporciones equivalentes o recíprocas
Si se combina calcio (Ca) con oxígeno (O) estequiométricamente y Ca con azufre (S) estequiométricamente. De acuerdo con la ley de las proporciones equivalentes ¿Qué cantidad estequiométrica de S se combina con O?
Respuesta.-
De las reacciones balanceadas que plantea el problema:
…(a)
…(b)
Se verifica en (a):
Se verifica en (B):
De ambas reacciones se calcula la relación del S2 entre el O2:
Si la combinación de azufre con oxígeno cumple con la ley de proporciones múltiples entonces:
Si la reacción es estequiométrica para 1 mol de O2:
La ecuación química es:
Se combinan 7 g de hierro (Fe) con 4 g de azufre (S) y luego la misma cantidad de Fe con 2 g de oxígeno (O2). De acuerdo con la ley de las proporciones equivalentes ¿Cuántos gramos de O2 se combinarán con 12 g de S2?
Respuesta.-
De las reacciones balanceadas que plantea el problema:
…(a)
…(b)
El Fe tiene una cantidad de 7 g constante en ambas reacciones, por lo tanto la relación S2 sobre O2:
Se obtiene la siguiente relación:
Se reemplaza el valor del peso de S2 en la relación:
Según la ley de proporciones equivalentes con 12.0 g de S2 se combinan 6.0 g de O2.
Si 4.2 g de nitrógeno (N2) se combinan con 0.9 g de hidrógeno (H2); posteriormente 4.2 g de N2 lo hacen con 4.8 g de O2 De acuerdo con la ley de las proporciones equivalentes ¿Cuántos gramos de O2 se combinaran con 12 g de H2?
Respuesta.-
De las reacciones balanceadas que plantea el problema:
…(a)
…(b)
El N2 tiene una cantidad de 4.20 g constante en ambas reacciones, por lo tanto la relación O2 sobre H2:
Se obtiene la siguiente relación:
Se reemplaza el valor del peso de H2 en la relación:
Según la ley de proporciones equivalentes con 12.0 g de H2 se combinan 64.0 g de O2.
Si 12 g de carbono (C) se combinan con 4 g de hidrógeno (H2) según la ley de proporciones múltiples ¿Qué cantidad de C se combinara con 32 g de O2? Y ¿Cuál será la relación H2 con O2?
Respuesta.-
Del enunciado del problema se deduce la reacción de C en combinación con el H2 (reacción #1):
Donde 12 g de C se combinan con 4 g de H2, entonces los pesos de los reactivos son estequiométricos.
Al tratarse de reacciones con factores estequiométricos exactos la reacción del C con el O2 será (reacción #2):
Entonces con 32 g de O2 se combinará 12 g de C para obtener CO2.
En las reacciones #1 y #2 el reactivo de peso constante es el C con 12 g, de acuerdo con la ley de las proporciones equivalentes se determina la relación del O2 con el H2:
Se tiene la siguiente relación:
Entonces si se tienen 2 g de H2 el peso del O2 es:
De esto se deduce que el peso de la combinación del H2 y O2 es 18 gr, que es el peso de una mol de H2O.
Se tiene las siguientes reacciones:
…(a)
…(b)
Si las cantidades de los reactivos se mezclan estequiométricamente en cada reacción, para la reacción:
¿Se cumple la ley las proporciones recíprocas?
Respuesta.-
En la reacción "a" los reactivos se combinan en las siguientes cantidades:
En la reacción "b" los reactivos se combinan en las siguientes cantidades:
En las dos reacciones no se observa que el hidrógeno tenga peso constante pero si se puede determinar una razón de proporcionalidad aplicando la ley de Dalton:
Entonces multiplicamos por 2 a los reactivos en la reacción "a":
Y multiplicamos por 3 a los reactivos en la reacción "b":
Con este artificio se ha obtenido el peso constante del H en las dos reacciones.
Por lo tanto la relación del N2 con el O2:
En la reacción:
Se tiene:
La relación del N2 con el O2 para esta reacción:
Para verificar si cumple con la ley de Ritcher, dividimos la cantidad mayor sobre la cantidad menor obtenida de las relaciones N2 y O2:
Por lo tanto se determinar que la reacción para obtener NO cumple con la ley de proporciones recíprocas.
Ley Nº 5: ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación
Se tienen la siguiente reacció de gases en cantidades estequiométricas:
Determinar los volúmenes necesarios de cada reactivo para obtener 100 L de producto si los gases están a la misma temperatura y presión.
Respuesta.-
Se determina el volumen del Cl2 de la obtención de 100 l de HCl:
Se determina el volumen del H2 de la obtención de 100 l de HCl:
¿Qué volumen de O2 se necesita para reaccionar con 100 L de NH3 para obtener óxido de nitrógeno (NO2) y agua (H2O)? Los gases están a la misma temperatura y presión.
Respuesta.-
Del enunciado se deduce la reacción balanceada:
Se determina el volumen del O2 que reacciona con 100 l de NH3, según la ley de Gay-Lussac:
Por lo tanto el volumen de O2 es:
¿Cuántos litros de O2 serán necesarios para producir 200 L de CO2 a partir de la combustión del metano (CH4)? Los gases están a la misma temperatura y presión.
Respuesta.-
De la ecuación balanceada:
Según la ley de Gay-Lussac se calcula el volumen de O2:
Por lo tanto el volumen de O2 es:
Si en un recipiente cerrado se dejan reaccionar 60 l de CO con 80 l de H2, calcule:
a. La cantidad de litros de CH3OH (g) que se producirán.
b. La cantidad de litros de CO y H2 que quedarán.
Todos los volúmenes se consideran a la misma temperatura y presión suponiendo que la reacción sea completa.
Respuesta.-
De la ecuación balanceada:
a. Se tienen dos cantidades de reactivos entonces se debe determinar el reactivo limitante, se calcula la cantidad de CH3OH producido con 60 l de CO:
Luego se calcula la cantidad de CH3OH producido con 80 l de H2:
Como se puede observar el reactivo limitante es el que produce la menor cantidad de producto por lo tanto el H2 es el reactivo limitante y produce 40 l de CH3OH.
c. Como el reactivo limitante es el H2 entonces lo que queda de H2 es 0.0 litros.
Calculamos lo que ha reaccionado del reactante que está en exceso que es el CO:
Entonces:
Consideremos la siguiente ecuación balanceada:
a. Calcule la cantidad en litros, de gas dióxido de carbono que se puede producir cuando se hacen reaccionar 6 L de gas monóxido de carbono con 5 L de gas oxígeno. Todos los gases se miden a la misma temperatura y presión.
b. Calcule la cantidad en L de reactivo en exceso que queda al término de la reacción.
Respuesta.-
a. Se tienen dos cantidades de reactivos entonces se debe determinar el reactivo limitante, se calcula la cantidad de CO2 producido con 6.0 l de CO:
Luego se calcula la cantidad de CO2 producido con 5.0 l de O2:
Como se puede observar el reactivo limitante es el que produce la menor cantidad de producto por lo tanto el CO es el reactivo limitante y produce 6.0 l de CO2.
b. Como el reactivo limitante es el CO entonces lo que queda de CO es 0.0 litros.
Calculamos lo que ha reaccionado del reactante que está en exceso que es el O2:
Entonces:
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