Teoría atómico molecular
•Concepto de mol
•Átomos
•Moléculas
•Ecuación de los
gases ideales
Teoría atómica molecular
Postulados :
1.La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son
indiv...
Masa atómica y molecular
• Según Dalton
Hidrógeno Valor 1
Mismas condiciones de presión y temperatura
Masa atómica relativ...
Masa atómica
Actualmente:
Unidad de masa atómica (u) equivale a 1/12 de
la masa del átomo de carbono 12
Masa atómica: es l...
Masa atómica: uma
• En la tabla periódica figuran las masas atómicas relativas; esto quiere decir
que sus valores fueron d...
Oro(Au) la masa de un átomo de oro calculada
con el espectómetro es 3.27*10-22 g
Luego para hallar la uma del oro se reali...
Ejercicio 3
a) Calcula las masas moleculares de las sustancias siguientes: CO2,
H2SO4, CuO y H2O. Datos: C = 12 u; O = 16 ...
b) El ácido sulfúrico contiene tres elementos: H, S y O. La masa
molecular la hemos calculado y es 98 u. Sabemos que en es...
Mol: Cantidad de sustancia
• El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que
contiene tantas entidades elementales (á...
Ejercicio 4
Calcula la masa en gramos
a) De un átomo de carbono
a) De una unidad de masa atómica
g
Cmol
g
Cdeátomo
Cmol
Cd...
Número de moles:
Número de entidades elementales:
m: masa en g
M: masa molecular g/mol
n: número de moles
NA: número de Av...
Ejercicio 5
Calcula el número de moles que hay en 36 g de las siguientes
sustancias. Dato: C = 12u; H = 1u; Ca = 40u; O = ...
b) Calculamos ahora la masa molar del calcio y el número de
moles que hay en 36 gramos de las sustancias.
M (Ca) = 40 u
Ca...
Ejercicio 6
Indica el número de moles H2SO4 que hay en los siguientes casos:
Datos: H=1u; S=32u; O=16u
a) 49g de H2SO4
b) ...
Continuación
42
42
42
42 5.0
98
1
49) SOHmol
SOHdeg
SOHmol
SOHdega 
42
2442
24
1024.4
98
1
1
1066.1
250) SOHmol
g
SOHmol...
Leyes de los gases ideales
• Ley de Boyle-Mariotte: A temperatura constante, si
se aumenta la presión disminuye el volumen...
¿
¿Qué relación hay entre el buceo y la ley de
Boyle-Mariotte?
1 atm El volumen es 1
2 atm (10 m)El volumen es ½
3atm (2...
Leyes de los gases ideales
• Ley de Charles- Gay-Lussac: si se calienta un
gas manteniendo constante la presión, el gas se...
Ecuación de estado de los gases ideales
cteVp 
cte
T
V
 cte
T
Vp


(Ecuación de estado de los gases)
Según Avogadro 1...
Isobaras
Isobaras marcan líneas de presión contante a una altura determinada.
Borrasca bajas presiones mal tiempo
Antici...
TRnVp 







mol
g
M
gm
n
)(
TR
N
m
Vp 
V
m

V
m
TR
Np



TR
Np



¿Cómo calcular le densidad en ...
Ejercicio 7
En un matraz de 200 ml. Hay hidrógeno (H2) a la presión de 1 atm y
temperatura de 27 0C.
a) Calcula el número ...
Continuación
b) Al aumentar la temperatura y estar el matraz abierto, saldrá
gas. El gas remanente mantiene la presión y e...
Próxima SlideShare
Cargando en…5
×

Teoría atómico molecular

9.913 visualizaciones

Publicado el

Publicado en: Educación
0 comentarios
0 recomendaciones
Estadísticas
Notas
  • Sé el primero en comentar

  • Sé el primero en recomendar esto

Sin descargas
Visualizaciones
Visualizaciones totales
9.913
En SlideShare
0
De insertados
0
Número de insertados
96
Acciones
Compartido
0
Descargas
43
Comentarios
0
Recomendaciones
0
Insertados 0
No insertados

No hay notas en la diapositiva.

Teoría atómico molecular

  1. 1. Teoría atómico molecular •Concepto de mol •Átomos •Moléculas •Ecuación de los gases ideales
  2. 2. Teoría atómica molecular Postulados : 1.La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. 2.Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. 3.Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas. 4.Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. 5.Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. 6.Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
  3. 3. Masa atómica y molecular • Según Dalton Hidrógeno Valor 1 Mismas condiciones de presión y temperatura Masa atómica relativa del oxígeno. 1 16 )( )(  HatómicamasaN OatómicamasaN hidrógenodevolumendelMasa oxígenovolumendelMasa
  4. 4. Masa atómica Actualmente: Unidad de masa atómica (u) equivale a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12 Masa atómica: es la masa de un átomo en unidades atómicas. Masa atómica relativa: es la relación entre la masa de un átomo y la masa de la unidad atómica. (sin unidades físicas) Masa molecular: la suma de las masas atómicas.
  5. 5. Masa atómica: uma • En la tabla periódica figuran las masas atómicas relativas; esto quiere decir que sus valores fueron determinados en relación a la masa absoluta de otro átomo que se toma como referencia. • Se define uma (unidad de masa atómica) como: 12C La masa atómica del 12C es g23 1099265.1   g g 24 23 1066054.1 12 1099265.1     1 uma=1.66054 10-24 g
  6. 6. Oro(Au) la masa de un átomo de oro calculada con el espectómetro es 3.27*10-22 g Luego para hallar la uma del oro se realiza: uma uma AUdeatomo Aug 987.196 10*66054.1 1 * 1 )(1022.3 24 22     uma uma elementoatomo roespetrómetelenMedidoselementoundegramos 24 10*66054.1 1 * )(1 )( ¿Cómo se calcularían los uma de un elemento?
  7. 7. Ejercicio 3 a) Calcula las masas moleculares de las sustancias siguientes: CO2, H2SO4, CuO y H2O. Datos: C = 12 u; O = 16 u; H =1 u; S = 32 U; Cu = 63.5 u b) Halla la composición centesimal de los elementos que tiene el H2SO4 M ( CO2) = (12 + 2 ·16) u = 44 u M (H2SO4) = (2 · 1 + 32 + 4 · 16) u = 98 u M ( CuO) = ( 63.5 + 16) u = 79.5 u M (H2O) = ( 2 · 1 + 16) U = 18 u a) Sabemos de otros cursos, que los subíndices de los símbolos atómicos indican el número de átomos → en la molécula de ac. Sulfúrico tenemos 2 átomos de H, 1 de S y 4 de O
  8. 8. b) El ácido sulfúrico contiene tres elementos: H, S y O. La masa molecular la hemos calculado y es 98 u. Sabemos que en esas 98 u tenemos 2 · 1 u de H, por lo que tendremos que calcular cuantas hay en 100 u Odex z Sdey y Hdex x %31.63 98 10064100 164 98 %65.32 98 10032100 32 98 %04.2 98 1002100 12 98            Continuación
  9. 9. Mol: Cantidad de sustancia • El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas…) como átomos hay en 12 g de C12. 1 mol de átomos de 12C = 6,022x1023 átomos ó moléculas Constante de Avogadro: NA = 6,022x1023 mol-1 • Se corresponde con la cantidad de sustancia, igual a la masa atómica expresada en gramos. átomos g Cátomo CdegCdemol 23 23 12 1212 10023.6 1099265.1 1 121    
  10. 10. Ejercicio 4 Calcula la masa en gramos a) De un átomo de carbono a) De una unidad de masa atómica g Cmol g Cdeátomo Cmol Cdeátomo 23 23 10022.6 1 12 10022.6 1 1    g Cátomo Cdeg uma Cátomo uma 24 23 1066.1 1 1099.1 12 1 1     
  11. 11. Número de moles: Número de entidades elementales: m: masa en g M: masa molecular g/mol n: número de moles NA: número de Avogadro )( )( mol g M gm n  AnNN  ¿Qué no entienden?
  12. 12. Ejercicio 5 Calcula el número de moles que hay en 36 g de las siguientes sustancias. Dato: C = 12u; H = 1u; Ca = 40u; O = 16u; S = 32u a) Metano b) Calcio c) Ácido sulfúrico 44 25.2 16 1 36 CHmoles g mol CHg  a) El nº de moles indica cuántas veces está contenida la masa molar en la masa de la sustancia, por tanto: M (CH4) = (12 + 4 ·1 ) = 16 u
  13. 13. b) Calculamos ahora la masa molar del calcio y el número de moles que hay en 36 gramos de las sustancias. M (Ca) = 40 u Camoles g mol Cag 9.0 40 1 36  c) Calculamos ahora la masa molar del ácido sulfúrico y el nº de moles M (H2SO4) = (2 · 1 + 32 + 4 ·16 ) = 98 u Camoles g mol Cag 9.0 40 1 36  Continuación
  14. 14. Ejercicio 6 Indica el número de moles H2SO4 que hay en los siguientes casos: Datos: H=1u; S=32u; O=16u a) 49g de H2SO4 b) 250u de H2SO4 c) 20·1020 moléculas de H2SO4 Solución: uuuuSOHmolecularMasa 98)164()32(12)( 42  mol g SOHuma SOHg molécula SOHuma mol moléculas 98 1 1066.1 1 98 1 1002.6 42 42 24 42 23     
  15. 15. Continuación 42 42 42 42 5.0 98 1 49) SOHmol SOHdeg SOHmol SOHdega  42 2442 24 1024.4 98 1 1 1066.1 250) SOHmol g SOHmol uma g umab      42 42 23 42 42 20 0033.0 1002.6 1 1020) SOHmol SOHmoléculas SOHmol SOHmoléculasc    
  16. 16. Leyes de los gases ideales • Ley de Boyle-Mariotte: A temperatura constante, si se aumenta la presión disminuye el volumen. Transformación isotérmica. Un gas ocupa un volumen dentro de un recipiente extensible de 2l cuando está sometido a una presión de 4atm. Si la presión disminuye a un tercio de su valor ¿cuál será el volumen ocupado? cteVpcteVpVpVp  221100 lVVatmlatmVpVp 6 3 4 24 111100 
  17. 17. ¿ ¿Qué relación hay entre el buceo y la ley de Boyle-Mariotte? 1 atm El volumen es 1 2 atm (10 m)El volumen es ½ 3atm (20 m) El volumen es 1/3 Si aumenta la presión, el volumen tiene que disminuir para que se mantenga constante el producto cteVp 
  18. 18. Leyes de los gases ideales • Ley de Charles- Gay-Lussac: si se calienta un gas manteniendo constante la presión, el gas se expande modificando su volumen y temperatura. Transformación isobárica. cte T V T V T V  1 1 0 0 V0 = volumen inicial T0 = temperatura inicial V1 = volumen final T1 = temperatura final
  19. 19. Ecuación de estado de los gases ideales cteVp  cte T V  cte T Vp   (Ecuación de estado de los gases) Según Avogadro 1 mol a p = 1atm y T = 273 ocupa 22.4 l por lo que la constante, tiene un valor de 0.082 atm l/K mol A esta constante se la llamo R (constante de los gases ideales) TRnVp  Para n moles
  20. 20. Isobaras Isobaras marcan líneas de presión contante a una altura determinada. Borrasca bajas presiones mal tiempo Anticiclón altas presiones buen tiempo
  21. 21. TRnVp         mol g M gm n )( TR N m Vp  V m  V m TR Np    TR Np    ¿Cómo calcular le densidad en un gas ideal?
  22. 22. Ejercicio 7 En un matraz de 200 ml. Hay hidrógeno (H2) a la presión de 1 atm y temperatura de 27 0C. a) Calcula el número de moles y la masa de hidrógeno. b) Si el matraz se introduce abierto en un baño de agua a 97 0C, no varía el volumen y la presión exterior es 1 atm, ¿cuántos moles y moléculas de hidrógeno habrá en cada mililitro del mismo? g mol g molesmolgHM moles KKmolLatm Latm RT pV nnRTpVa 23 2 3 11 1063.1 1 2 1013.8/2)( 1013.8 300082.0 2.01 )         
  23. 23. Continuación b) Al aumentar la temperatura y estar el matraz abierto, saldrá gas. El gas remanente mantiene la presión y el volumen constantes. Por tanto: mLmoléculas mol moléculas L mol moléculasdenEl Lmol ml moles habrámLcadaEn moles KKmolLatm Latm RT pV nRTnpV /10987.1 1 10022.6 1030.3:º /1030.3 200 1059.6 : 1059.6 370082.0 2.01 ' ''' 9 23 5 5 3 3 11                

×