Este documento presenta las leyes fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, la ley de proporciones definidas, la ley de proporciones múltiples, y la ley de volúmenes de combinación. También introduce conceptos como mol, masa atómica, masa molecular, y la teoría atómica de Dalton.
Este documento presenta las leyes fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, y la ley de proporciones recíprocas. También explica la teoría atómica de Dalton, la hipótesis de Avogadro, y conceptos como masa atómica, masa molecular, y mol. El documento proporciona ejemplos para ilustrar cada ley y concepto.
Este documento trata sobre las relaciones de masa en las reacciones químicas. Incluye definiciones de masa atómica, masa molar y unidades de masa atómica. También presenta ejemplos de cálculo de masa atómica promedio para diferentes elementos y ejercicios resueltos sobre cálculo de masa molar, número de Avogadro y conversión entre unidades de masa.
El documento presenta un resumen de las leyes fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, y la teoría atómica de Dalton. Explica conceptos como mol, masa atómica, composición centesimal y fórmula molecular a través de ejemplos.
Este documento trata sobre conceptos fundamentales relacionados con el mol, incluyendo cómo calcular el número de partículas (átomos, moléculas, iones) en una cantidad dada de una sustancia, así como convertir entre moles, masa y número de partículas. También cubre cálculos relacionados con compuestos químicos, incluyendo determinar el número de moles de elementos o iones en un compuesto dado y calcular la masa molar de un compuesto.
El documento presenta información sobre masas moleculares y masas molares. Explica que la masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los átomos en la fórmula química de una sustancia, mientras que la masa molar es numéricamente igual a la masa molecular y se expresa en gramos por mol. También proporciona ejemplos de cálculos de masas moleculares y molares de varios compuestos.
Los átomos tienen masas tan pequeñas, que no existe balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En el laboratorio se manejan muestras macroscópicas que contienen una gran cantidad de átomos. Incluso la muestra más pequeña en el laboratorio contiene una enorme cantidad de átomos, iones o moléculas. Es otras palabras, la pizca más pequeña de materia, tiene un gran número de átomos; por esta razón es conveniente tener una unidad para referirse a grandes cantidades de partículas.
En química, la unidad para manejar el número de átomos, iones o moléculas de una muestra de tamaño común es el mol.
Una hoja de trabajo -handout o worksheet- sobre isótopos y el cálculo de la masa atómica. Los alumnos se informan sobre los contenidos tratados en la hoja de trabajo y practican para chequear sus aprendizajes.
La masa atómica de un átomo depende del número de protones, electrones y neutrones que contiene. Se mide en unidades de masa atómica (uma) en relación a la masa del carbono-12. La masa atómica que aparece en la tabla periódica es un promedio que tiene en cuenta la abundancia natural de los isótopos de cada elemento.
Este documento presenta las leyes fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, y la ley de proporciones recíprocas. También explica la teoría atómica de Dalton, la hipótesis de Avogadro, y conceptos como masa atómica, masa molecular, y mol. El documento proporciona ejemplos para ilustrar cada ley y concepto.
Este documento trata sobre las relaciones de masa en las reacciones químicas. Incluye definiciones de masa atómica, masa molar y unidades de masa atómica. También presenta ejemplos de cálculo de masa atómica promedio para diferentes elementos y ejercicios resueltos sobre cálculo de masa molar, número de Avogadro y conversión entre unidades de masa.
El documento presenta un resumen de las leyes fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, y la teoría atómica de Dalton. Explica conceptos como mol, masa atómica, composición centesimal y fórmula molecular a través de ejemplos.
Este documento trata sobre conceptos fundamentales relacionados con el mol, incluyendo cómo calcular el número de partículas (átomos, moléculas, iones) en una cantidad dada de una sustancia, así como convertir entre moles, masa y número de partículas. También cubre cálculos relacionados con compuestos químicos, incluyendo determinar el número de moles de elementos o iones en un compuesto dado y calcular la masa molar de un compuesto.
El documento presenta información sobre masas moleculares y masas molares. Explica que la masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los átomos en la fórmula química de una sustancia, mientras que la masa molar es numéricamente igual a la masa molecular y se expresa en gramos por mol. También proporciona ejemplos de cálculos de masas moleculares y molares de varios compuestos.
Los átomos tienen masas tan pequeñas, que no existe balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En el laboratorio se manejan muestras macroscópicas que contienen una gran cantidad de átomos. Incluso la muestra más pequeña en el laboratorio contiene una enorme cantidad de átomos, iones o moléculas. Es otras palabras, la pizca más pequeña de materia, tiene un gran número de átomos; por esta razón es conveniente tener una unidad para referirse a grandes cantidades de partículas.
En química, la unidad para manejar el número de átomos, iones o moléculas de una muestra de tamaño común es el mol.
Una hoja de trabajo -handout o worksheet- sobre isótopos y el cálculo de la masa atómica. Los alumnos se informan sobre los contenidos tratados en la hoja de trabajo y practican para chequear sus aprendizajes.
La masa atómica de un átomo depende del número de protones, electrones y neutrones que contiene. Se mide en unidades de masa atómica (uma) en relación a la masa del carbono-12. La masa atómica que aparece en la tabla periódica es un promedio que tiene en cuenta la abundancia natural de los isótopos de cada elemento.
El documento explica el concepto de mol y cómo se usa para describir grandes cantidades de partículas. Un mol representa 6.02 x 1023 átomos o moléculas. El mol se usa para calcular la masa molar de los elementos y para convertir entre la cantidad de sustancia y el número de partículas. También proporciona ejemplos de cálculos utilizando el mol.
La materia y la teoria atomico molecular(cole)profesorR
Este documento describe tres leyes fundamentales de la química: la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones definidas y la ley de las proporciones múltiples. También explica conceptos como masa atómica, masa molecular, número de Avogadro, mol y cómo se usan estas leyes y conceptos para determinar fórmulas empíricas y moleculares.
Este documento presenta conceptos fundamentales de estequiometría, incluyendo el mol, relaciones entre masa atómica y masa molecular, cálculo de moles y átomos a partir de masas dadas, determinación de porcentajes de masa y composición de compuestos, y cálculo de fórmulas empíricas y moleculares. Incluye ejemplos resueltos de problemas estequiométricos utilizando estas herramientas.
El documento explica el concepto de mol y las diferentes formas de definirlo y relacionarlo con la cantidad de sustancia, la masa y el número de partículas. Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6.022x10^23 unidades elementales como átomos, moléculas o fórmulas unitarias. También se explica cómo calcular la masa molar, las relaciones entre moles, masa y número de partículas usando la constante de Avogadro.
Este documento trata sobre conceptos químicos fundamentales como el mol, el número de Avogadro, fórmulas moleculares y reacciones químicas. Explica que el número de Avogadro (6.022x1023) representa la cantidad de unidades fundamentales como átomos o moléculas en 1 mol de sustancia. También describe cómo se pueden deducir fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición porcentual de elementos en una sustancia.
Relaciones de masa en las reacciones químicaslinjohnna
Este documento trata sobre las relaciones de masa en las reacciones químicas. Explica conceptos como masa atómica, masa atómica promedio, número de Avogadro, masa molar, masa molecular, y composición porcentual de compuestos. Incluye ejemplos de cálculos relacionados con estas cantidades y conceptos fundamentales de la química cuantitativa.
Los átomos son extremadamente pequeños, con diámetros entre 1x10-10 m y 5x10-10 m. Los núcleos atómicos son aún más pequeños, del orden de 10-4 Å. Aunque diminutos, los núcleos concentran casi toda la masa del átomo en un volumen muy pequeño. Los electrones ocupan casi todo el volumen del átomo y desempeñan un papel clave en las reacciones químicas.
Este documento describe los diferentes tipos de reacciones químicas, incluyendo reacciones de síntesis, descomposición, sustitución y doble sustitución. También explica las leyes de conservación de la masa y de las proporciones definidas, y cubre conceptos como mol, fórmulas químicas, clasificación de la materia y cálculos relacionados con mol, masa y volumen.
Desempeño d2 leyes fundamentales de la químicaSVENSON ORTIZ
Este documento presenta los contenidos de una lección sobre las leyes fundamentales de la química. Incluye una introducción a la historia de la química y las teorías atómicas antiguas. Luego describe las cuatro leyes fundamentales de la química, los postulados de la teoría atómica de Dalton, y conceptos como masa atómica, molécula, composición centesimal y diferentes tipos de fórmulas químicas. El documento proporciona ejemplos para ilustrar cada uno de estos conceptos.
1. El documento describe las leyes fundamentales de la química, incluyendo la clasificación de la materia, las leyes ponderales, la teoría atómica de Dalton, la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac, y conceptos como masa atómica, masa molecular, y mol.
2. Explica las leyes ponderales como la conservación de la masa, las proporciones definidas y las proporciones múltiples, y cómo la teoría atómica de Dalton proporcionó una explicación de estas
Antoine Lavoisier fue un pionero de la química moderna en el siglo XVIII. Formuló las leyes de conservación de la masa y de las proporciones definidas tras realizar experimentos cuidadosos. Aunque no descubrió nuevos elementos, sus aportes transformaron significativamente el conocimiento científico. Las leyes que estableció son pilares fundamentales de la química como disciplina.
Este documento resume las leyes fundamentales de la química como la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas, múltiples y recíprocas, y la teoría atómica de Dalton. También explica conceptos como masas atómicas, moléculares, la hipótesis de Avogadro y cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares.
El documento explica el concepto de mol y el número de Avogadro. Un mol representa una cantidad fija de entidades (átomos, moléculas o iones) igual al número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de carbono-12, que es aproximadamente 6,023 x 1023 entidades. Esta cantidad se conoce como la constante de Avogadro. Un mol se usa para expresar cantidades grandes de átomos o moléculas, y la masa en gramos de un mol de cualquier sustancia es igual a su masa atómica o molecular.
Relaciones de masa en las reacciones químicasÂngel Noguez
1. Se quema 209 g de metanol según la ecuación balanceada dada.
2. Se calcula que se producen aproximadamente 83 g de agua.
3. La masa de agua producida por la combustión de 209 g de metanol es de aproximadamente 83 g.
Este documento resume las leyes fundamentales de la química, incluyendo la teoría cinético-molecular de los gases, las leyes de los gases, la ecuación de estado de los gases ideales y las presiones parciales. También describe técnicas espectroscópicas como la espectroscopia atómica e infrarroja, y la espectrometría de masas, que se usan para el análisis químico.
Este documento presenta información sobre el concepto de mol. Explica que 1 mol es la cantidad de sustancia que contiene 6.02 x 1023 partículas elementales como átomos, moléculas o iones. También define que 1 mol de cualquier sustancia su masa en gramos es igual a su peso molecular. Finalmente, indica que 1 mol representa el número de Avogadro (6.02 x 1023 partículas), que es constante e independiente de la sustancia.
Este documento presenta conceptos básicos en química, incluyendo átomos, moléculas, fórmulas químicas, reacciones químicas y gases. Explica los componentes del átomo, la tabla periódica, masas atómicas y moleculares, y cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares. También describe las leyes que rigen las reacciones químicas y la ecuación de estado de los gases ideales.
Este documento presenta una guía de aprendizaje sobre estequiometría para estudiantes de 1o medio. Explica términos clave como masa atómica, mol, número de Avogadro y masa molar. También incluye ejemplos de cálculos para determinar la masa de átomos individuales, el número de átomos en una muestra y la masa molar de compuestos químicos. Finaliza con ejercicios prácticos para que los estudiantes apliquen estos conceptos.
El documento explica el concepto de mol, que representa un número determinado de elementos o partículas. Un mol equivale a 602 000 000 000 000 000 000 000 elementos o partículas. Se usa el mol como unidad de medida en química en lugar de contar átomos y moléculas de forma individual. El documento también muestra ejemplos de cálculos químicos usando moles.
El documento describe la masa atómica, masa molecular, mol y volumen molar. Explica que la masa atómica es la masa de un átomo comparada con la unidad de masa atómica y que la masa molecular se calcula sumando las masas atómicas. Define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6.02x1023 partículas y que el volumen molar de cualquier gas es 22.4 litros a condiciones normales.
International Journal of Advances in Biology (IJAB) ijabjournal
International Journal of Advances in Biology (IJAB) is a peer-reviewed, open access journal, addresses the impacts and challenges of Biology. The journal documents practical and theoretical results which make a fundamental contribution for the development of Biological sciences and applications.
El Día Mundial de la Salud Mental se conmemora todos los 10 de octubre, con una campaña que busca concentrar la atención mundial en la identificación, tratamiento y prevención de algún trastorno emocional o de conducta destacado para ese año.
El documento explica el concepto de mol y cómo se usa para describir grandes cantidades de partículas. Un mol representa 6.02 x 1023 átomos o moléculas. El mol se usa para calcular la masa molar de los elementos y para convertir entre la cantidad de sustancia y el número de partículas. También proporciona ejemplos de cálculos utilizando el mol.
La materia y la teoria atomico molecular(cole)profesorR
Este documento describe tres leyes fundamentales de la química: la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones definidas y la ley de las proporciones múltiples. También explica conceptos como masa atómica, masa molecular, número de Avogadro, mol y cómo se usan estas leyes y conceptos para determinar fórmulas empíricas y moleculares.
Este documento presenta conceptos fundamentales de estequiometría, incluyendo el mol, relaciones entre masa atómica y masa molecular, cálculo de moles y átomos a partir de masas dadas, determinación de porcentajes de masa y composición de compuestos, y cálculo de fórmulas empíricas y moleculares. Incluye ejemplos resueltos de problemas estequiométricos utilizando estas herramientas.
El documento explica el concepto de mol y las diferentes formas de definirlo y relacionarlo con la cantidad de sustancia, la masa y el número de partículas. Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6.022x10^23 unidades elementales como átomos, moléculas o fórmulas unitarias. También se explica cómo calcular la masa molar, las relaciones entre moles, masa y número de partículas usando la constante de Avogadro.
Este documento trata sobre conceptos químicos fundamentales como el mol, el número de Avogadro, fórmulas moleculares y reacciones químicas. Explica que el número de Avogadro (6.022x1023) representa la cantidad de unidades fundamentales como átomos o moléculas en 1 mol de sustancia. También describe cómo se pueden deducir fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición porcentual de elementos en una sustancia.
Relaciones de masa en las reacciones químicaslinjohnna
Este documento trata sobre las relaciones de masa en las reacciones químicas. Explica conceptos como masa atómica, masa atómica promedio, número de Avogadro, masa molar, masa molecular, y composición porcentual de compuestos. Incluye ejemplos de cálculos relacionados con estas cantidades y conceptos fundamentales de la química cuantitativa.
Los átomos son extremadamente pequeños, con diámetros entre 1x10-10 m y 5x10-10 m. Los núcleos atómicos son aún más pequeños, del orden de 10-4 Å. Aunque diminutos, los núcleos concentran casi toda la masa del átomo en un volumen muy pequeño. Los electrones ocupan casi todo el volumen del átomo y desempeñan un papel clave en las reacciones químicas.
Este documento describe los diferentes tipos de reacciones químicas, incluyendo reacciones de síntesis, descomposición, sustitución y doble sustitución. También explica las leyes de conservación de la masa y de las proporciones definidas, y cubre conceptos como mol, fórmulas químicas, clasificación de la materia y cálculos relacionados con mol, masa y volumen.
Desempeño d2 leyes fundamentales de la químicaSVENSON ORTIZ
Este documento presenta los contenidos de una lección sobre las leyes fundamentales de la química. Incluye una introducción a la historia de la química y las teorías atómicas antiguas. Luego describe las cuatro leyes fundamentales de la química, los postulados de la teoría atómica de Dalton, y conceptos como masa atómica, molécula, composición centesimal y diferentes tipos de fórmulas químicas. El documento proporciona ejemplos para ilustrar cada uno de estos conceptos.
1. El documento describe las leyes fundamentales de la química, incluyendo la clasificación de la materia, las leyes ponderales, la teoría atómica de Dalton, la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac, y conceptos como masa atómica, masa molecular, y mol.
2. Explica las leyes ponderales como la conservación de la masa, las proporciones definidas y las proporciones múltiples, y cómo la teoría atómica de Dalton proporcionó una explicación de estas
Antoine Lavoisier fue un pionero de la química moderna en el siglo XVIII. Formuló las leyes de conservación de la masa y de las proporciones definidas tras realizar experimentos cuidadosos. Aunque no descubrió nuevos elementos, sus aportes transformaron significativamente el conocimiento científico. Las leyes que estableció son pilares fundamentales de la química como disciplina.
Este documento resume las leyes fundamentales de la química como la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas, múltiples y recíprocas, y la teoría atómica de Dalton. También explica conceptos como masas atómicas, moléculares, la hipótesis de Avogadro y cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares.
El documento explica el concepto de mol y el número de Avogadro. Un mol representa una cantidad fija de entidades (átomos, moléculas o iones) igual al número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de carbono-12, que es aproximadamente 6,023 x 1023 entidades. Esta cantidad se conoce como la constante de Avogadro. Un mol se usa para expresar cantidades grandes de átomos o moléculas, y la masa en gramos de un mol de cualquier sustancia es igual a su masa atómica o molecular.
Relaciones de masa en las reacciones químicasÂngel Noguez
1. Se quema 209 g de metanol según la ecuación balanceada dada.
2. Se calcula que se producen aproximadamente 83 g de agua.
3. La masa de agua producida por la combustión de 209 g de metanol es de aproximadamente 83 g.
Este documento resume las leyes fundamentales de la química, incluyendo la teoría cinético-molecular de los gases, las leyes de los gases, la ecuación de estado de los gases ideales y las presiones parciales. También describe técnicas espectroscópicas como la espectroscopia atómica e infrarroja, y la espectrometría de masas, que se usan para el análisis químico.
Este documento presenta información sobre el concepto de mol. Explica que 1 mol es la cantidad de sustancia que contiene 6.02 x 1023 partículas elementales como átomos, moléculas o iones. También define que 1 mol de cualquier sustancia su masa en gramos es igual a su peso molecular. Finalmente, indica que 1 mol representa el número de Avogadro (6.02 x 1023 partículas), que es constante e independiente de la sustancia.
Este documento presenta conceptos básicos en química, incluyendo átomos, moléculas, fórmulas químicas, reacciones químicas y gases. Explica los componentes del átomo, la tabla periódica, masas atómicas y moleculares, y cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares. También describe las leyes que rigen las reacciones químicas y la ecuación de estado de los gases ideales.
Este documento presenta una guía de aprendizaje sobre estequiometría para estudiantes de 1o medio. Explica términos clave como masa atómica, mol, número de Avogadro y masa molar. También incluye ejemplos de cálculos para determinar la masa de átomos individuales, el número de átomos en una muestra y la masa molar de compuestos químicos. Finaliza con ejercicios prácticos para que los estudiantes apliquen estos conceptos.
El documento explica el concepto de mol, que representa un número determinado de elementos o partículas. Un mol equivale a 602 000 000 000 000 000 000 000 elementos o partículas. Se usa el mol como unidad de medida en química en lugar de contar átomos y moléculas de forma individual. El documento también muestra ejemplos de cálculos químicos usando moles.
El documento describe la masa atómica, masa molecular, mol y volumen molar. Explica que la masa atómica es la masa de un átomo comparada con la unidad de masa atómica y que la masa molecular se calcula sumando las masas atómicas. Define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6.02x1023 partículas y que el volumen molar de cualquier gas es 22.4 litros a condiciones normales.
International Journal of Advances in Biology (IJAB) ijabjournal
International Journal of Advances in Biology (IJAB) is a peer-reviewed, open access journal, addresses the impacts and challenges of Biology. The journal documents practical and theoretical results which make a fundamental contribution for the development of Biological sciences and applications.
El Día Mundial de la Salud Mental se conmemora todos los 10 de octubre, con una campaña que busca concentrar la atención mundial en la identificación, tratamiento y prevención de algún trastorno emocional o de conducta destacado para ese año.
This document discusses portfolio stress testing as a tool to help trustees address concerns about the impact of extreme market events on portfolios. It defines portfolio stress testing as quantifying potential adverse outcomes under stressful market conditions to identify weaknesses. The summary describes the key aspects of implementing stress testing, including:
1) Involving trustees and managers to define plausible stressed scenarios reflecting concerns.
2) Executing the stress test scenarios to derive portfolio values.
3) Analyzing results and using outcomes to potentially restructure portfolios to limit downside risks from extreme events.
El documento proporciona información sobre la antigua Roma. Resume los principales períodos históricos de Roma, incluida su fundación, la monarquía, la república e imperio. También describe algunas de las instituciones romanas como la familia y la sociedad dividida en clases. Finalmente, destaca algunas de las contribuciones de los romanos como el latín, la arquitectura, el derecho romano y más.
The document discusses the benefits of exercise for mental health. Regular physical activity can help reduce anxiety and depression and improve mood and cognitive functioning. Exercise causes chemical changes in the brain that may help boost feelings of calmness, happiness and focus.
Joshua Hall of Mobile, AL holds a current Personal Trainer Certification from the American Council on Exercise that is valid through January 31, 2018. His certification number is T191242. Like all ACE Certified Professionals, he is required to complete continuing education requirements and maintain CPR/AED certification for renewal every two years, and must follow the ACE Code of Ethics.
The document discusses managing and implementing change and innovation. It provides definitions of change management and different types of change. Several change management models are described, including Lewin's 3-stage model, Bridges' transition model, and Kotter's 8-step model. The document also discusses analyzing stakeholders and the environment, communicating change, and creating a change management plan.
Lesson 4 comics and graphic novel production characterhwells2101
This document discusses character archetypes that are commonly found in comic books and graphic novels. It defines archetypes as typical or standard character types. Some of the typical archetypes mentioned include the hero, enemy, fool, anima/animus, mentor, and trickster. The document instructs students to think of examples for each archetype and analyze the character traits, flaws, costumes, conflicts and what makes the character both archetypal and unique. It also discusses how to consider a character's desires, both external desires to accomplish something in the story and internal motivations. Finally, it provides a task for students to read part of the graphic novel "The Killing Joke" and take notes to review it discussing genre
Este documento resume las leyes fundamentales de la química propuestas por Lavoisier, Proust, Dalton, Gay-Lussac y Avogadro, incluyendo la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, la ley de volúmenes de combinación, y la hipótesis de Avogadro. También explica conceptos como la fórmula molecular, la masa atómica, el mol y la composición centesimal de los compuestos.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la teoría atómico-molecular de la materia, incluyendo las leyes básicas de la química, los estados de agregación, las leyes de los gases, las disoluciones y los cambios químicos. Explica conceptos como la teoría atómica de Dalton, la hipótesis de Avogadro, las fórmulas químicas y las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac.
Este documento presenta las leyes fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, la hipótesis de Avogadro y la teoría atómica de Dalton. También explica conceptos como masas atómicas y moleculares, mol, composición centesimal, fórmulas empíricas y moleculares.
Desempeño d2 leyes fundamentales de la químicaSVENSON ORTIZ
Este documento presenta los contenidos de una lección sobre las leyes fundamentales de la química. Explica las diferentes teorías sobre los átomos y moléculas, incluyendo los modelos atómicos de Dalton y Avogadro. También describe las leyes de conservación de masa, proporciones definidas, proporciones múltiples y proporciones recíprocas, así como conceptos como mol, masa atómica y molecular. Incluye ejemplos para ilustrar estas leyes y conceptos.
Este documento presenta los contenidos fundamentales de la unidad 1 sobre las leyes fundamentales de la química. Incluye una breve historia de la química desde la antigüedad hasta el desarrollo de la teoría atómica, las leyes fundamentales como la conservación de la masa y las proporciones definidas y múltiples, y conceptos clave como mol, masa atómica y molecular, y fórmulas empíricas y moleculares. El documento proporciona una introducción concisa a los principios básicos de
Leyes fundamentales de química por patricio barragán patobarragan
Este documento presenta los contenidos de la unidad 1 del curso "Leyes Fundamentales de la Química". Se introducen las leyes fundamentales de la química como la ley de conservación de la masa y las leyes de proporciones. También se explica la teoría atómica de Dalton y conceptos como mol, masa atómica y composición centesimal. El documento proporciona ejemplos para ilustrar estas leyes y conceptos fundamentales de la química.
Este documento presenta un plan de estudios para el tema de Cantidad de Sustancia y Reacciones Químicas. Incluye conceptos como mol, masa molar, peso atómico, ley de conservación de la materia, ecuaciones químicas y balances de reacciones. También cubre temas como estequiometría, unidades de concentración, y equilibrios químicos. El plan está dividido en varias secciones con fechas específicas para cada tema.
El documento describe la escala de masas atómicas y algunos conceptos relacionados. Explica que la masa del isótopo 12C se define como 12 unidades de masa atómica (u). A partir de esto se construye una escala relativa de masas atómicas que aparece en la tabla periódica. También describe que cuando existen varios isótopos de un elemento, la masa atómica promedio del elemento se calcula como la media ponderada de las masas de los isótopos según su abundancia natural.
1) La escala de masa atómica se define en función de la masa del isótopo 12C. 2) La masa atómica promedio de un elemento se calcula a partir de las masas y abundancias de sus isótopos. 3) Un mol contiene el número de Avogadro (6,022x1023) de entidades elementales y su masa en gramos es igual a su masa molecular.
factores de conversión, sistema internacional de unidades, teoría atómica de ...ricardow111
El documento resume las leyes fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, y la ley de volúmenes de combinación. También explica conceptos clave como el mol, las masas atómicas y moleculares, y la hipótesis de Avogadro.
En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.1 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:
«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».
También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.
Este documento describe los fundamentos de la estequiometría, incluyendo las leyes de conservación de masa y proporciones definidas de Lavoisier y Proust. Explica conceptos como mol, masa molar, coeficientes estequiométricos y conversión entre moles y gramos. La estequiometría permite determinar las cantidades relativas de sustancias que participan en reacciones químicas.
Este documento describe los fundamentos de la estequiometría, incluyendo las leyes de conservación de masa y proporciones definidas de Lavoisier y Proust. Explica conceptos como mol, masa molar, coeficientes estequiométricos y conversión entre moles y gramos. La estequiometría permite determinar las cantidades relativas de sustancias que participan en reacciones químicas.
Este documento describe los fundamentos de la estequiometría, incluyendo las leyes de conservación de masa y proporciones definidas. Explica conceptos como mol, masa molar, coeficientes estequiométricos y ecuaciones químicas. También muestra ejemplos de cálculos estequiométricos como conversiones entre moles y gramos.
Este documento presenta conceptos básicos de química, incluyendo definiciones de átomo, molécula, número atómico, masa atómica, fórmulas químicas, reacciones químicas, y leyes de los gases. También introduce la tabla periódica y explica cómo se usa para identificar elementos químicos.
Este documento presenta conceptos básicos de química, incluyendo átomos, moléculas, fórmulas químicas, reacciones químicas, gases y disoluciones. Explica la estructura del átomo, la tabla periódica, y cómo calcular masas atómicas y moleculares. También describe cómo escribir y balancear ecuaciones químicas, y las leyes que rigen el comportamiento de los gases.
Este documento presenta conceptos básicos en química, incluyendo definiciones de átomo, mol, fórmulas químicas, reacciones químicas y gases. Explica los números atómicos y masas, así como cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares. También describe la tabla periódica y la ley de los gases ideales.
Este documento presenta conceptos básicos en química, incluyendo definiciones de átomo, mol, fórmulas químicas, reacciones químicas y gases. Explica los números atómicos y masas, así como cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares. También describe la tabla periódica y la ley de los gases ideales.
Este documento presenta conceptos básicos en química, incluyendo definiciones de átomo, mol, fórmulas químicas, reacciones químicas y gases. Explica los números atómicos y masas, así como cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares. También describe la tabla periódica y la ley de los gases ideales.
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Examen de Selectividad. Geografía junio 2024 (Convocatoria Ordinaria). UCLMJuan Martín Martín
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Este documento presenta un examen de geografía para el Acceso a la universidad (EVAU). Consta de cuatro secciones. La primera sección ofrece tres ejercicios prácticos sobre paisajes, mapas o hábitats. La segunda sección contiene preguntas teóricas sobre unidades de relieve, transporte o demografía. La tercera sección pide definir conceptos geográficos. La cuarta sección implica identificar elementos geográficos en un mapa. El examen evalúa conocimientos fundamentales de geografía.
LA PEDAGOGIA AUTOGESTONARIA EN EL PROCESO DE ENSEÑANZA APRENDIZAJEjecgjv
La Pedagogía Autogestionaria es un enfoque educativo que busca transformar la educación mediante la participación directa de estudiantes, profesores y padres en la gestión de todas las esferas de la vida escolar.
6. Un cambio químico altera la estructura o la identidad de las
sustancias involucradas.
Ejemplo:
• El hidrógeno arde
en el aire para formar
agua
¿Cambios físicos o químicos?
Ej: La fusión del hielo ó Azúcar disuelta en agua
Un cambio físico no altera la estructura o la identidad de
una sustancia
7. Una reacción química es un proceso en el que una o más
sustancias se transforman en una o más nuevas sustancias
8. Leyes fundamentales de la
Química
Ley de conservación de la masa (Lavoisier)
Ley de proporciones definidas (Proust)
Ley de proporciones múltiples (Dalton)
Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac)
Hipótesis de Avogadro
TEORÍAATÓMICA DE DALTON
9. Ley de conservación de la
masa (Lavoisier)
“En toda transformación química la masa
se conserva, lo que implica que la suma
de las masas de los reactivos es igual a la
suma de las masas de los productos de la
reacción”.
Ejemplo: 35,5 gramos de cloro y 23,0
gramos de sodio producen 58,5 gramos
de cloruro de sodio.
10. Al pasar de reaccionantes a productos los átomos se
reordenan, no se crean ni se destruyen…
13. Ley de proporciones
definidas (Proust)
“Los elementos se combinan para formar
compuestos en una proporción de masa
fija y definida”.
Ejemplo: El azufre y el hierro se
combinan para formar sulfuro de hierro
(II) en la siguiente proporción: 3,20
gramos de azufre con 5,59 gramos de
hierro.
Azufre + hierro sulfuro de hierro (II)
3,20 g + 5,59 g 8,79 g
14.
15. Ejemplos de Ley de proporciones
definidas (Proust) :
Azufre + Hierro Sulfuro de hierro
masa inicial 3,20 g 5,59 g 0 g
masa final 0 0 8,79 g
masa inicial 3,20 g 10,0 g 0 g
masa final 0 4,41 g 8,79 g
masa inicial 8,00 g 7,00 g 0 g
masa final 4,00 g 0 11,00 g
16. Ejemplos de Ley de proporciones
definidas (Proust)
Azufre + Hierro Sulfuro de hierro
masa inicial 12,0 g 30,0 g 0 g
masa final 0 g 9,0 g 33,0 g
masa inicial 25,0 g 35,0 g 0 g
masa final 5,0 g 0 g 55,0 g
masa inicial 13,5 g 24,9 g 0 g
masa final 0 g 1,28 g 37,12 g
19. Ejemplo:
Si 8,0 g de azufre reaccionan con 12,0 g de
oxígeno para dar 20,0 g de trióxido de azufre:
a) ¿Qué masa de oxígeno reaccionarán con 1,0 g
de azufre y qué masa de trióxido de azufre se
obtendrá?
a) Azufre + Oxígeno Trióxido de azufre
8,0 g 12,0 g 20,0 g (proporción
definida)
8,0 g S 1,0 g S
———— = ———— x = 1,5 g O2
12,0 g O2 x g O2
8,0 g S 1,0 g S
—————— = ———— x = 2,5 g SO3
20,0 g SO3 x g SO3
20. b) Si se descomponen 100 g de trióxido de
azufre ¿Qué masa de azufre y de oxígeno se
obtendrá?
8,0 g S x g S
—————— = ————— x = 40,0 g S
20,0 g SO3 100 g SO3
ó
12,0 g O2 x g O2
—————— = ————— x = 60,0 g O2
20,0 g SO3 100 g SO3
Azufre + Oxígeno Trióxido de azufre
8,0 g 12,0 g 20,0 g
21. Ley de proporciones
múltiples (Dalton)
“Cuando dos elementos se combinan para
formar más de un compuesto, las
diferentes masas de un elemento que se
combinan con una masa fija del otro,
guardan entre sí una relación de números
sencillos”.
22. Ejemplo: Ley de proporciones
múltiples (Dalton).
Óxidos de cobre % cobre % oxígeno
I 88,83 11,17
II 79,90 20,10
masa cobre
masa oxígeno
I 7,953 (masa de cobre
que II 3,975 se
combina con 1g de
oxígeno)
7,953 / 3,975 2 / 1
23. Ejemplo:
Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g
de nitrógeno pueden reaccionar con 8,0 g, 16 g, 24
g, 32 g y 40g de oxígeno para dar cinco óxidos
diferentes. Comprobar que estos compuesto
cumplen la ley de Dalton.
Sean los óxidos I, II, III, IV y V
respectivamente.
Las distintas masas de O que se combinan con
una masa fija de N (14 g) guardan las
relaciones:
m Ox. (V) 40 g 5 m Ox. (IV) 32 g 4
————— = —— = — ; ————— = —— = —
m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1
m Ox. (III) 24 g 3 m (II) Ox. 16 g 2
————— = —— = — ; ————— = —— = —
m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1
24. Hipótesis de Avogadro.
“A una presión y a una temperatura
determinados, volúmenes iguales de
diferentes gases contienen el mismo
número de moléculas”.
Ejemplo: Un mol de gas, que
corresponde a 6,022 · 1023 moléculas,
ocupa, en condiciones normales (P = 1
atm; T = 0ºC), un volumen de 22,4 litros.
25.
26.
27.
28. Ley de volúmenes de
combinación: (Gay-Lussac)
“A temperatura y presión constantes,
los volúmenes de los gases que
participan en una reacción química
tienen entre sí relaciones de números
sencillos”.
30. Ejemplo de la ley de volúmenes de
combinación (Gay-Lussac).
1 L de hidrógeno se
combina con 1 L de
cloro para dar 2 L de
cloruro de hidrógeno.
1 L de nitrógeno se
combina con 3 L de
hidrógeno para dar 2
L de amoniaco.
1 L de oxígeno se
combina con 2 L de
hidrógeno para dar 2
L de agua (gas).
31. Postulados de la teoría atómica de
Dalton
Los elementos químicos están constituidos
por partículas llamadas átomos, que son
indivisibles e inalterables en cualquier
proceso físico o químico.
Los átomos de un elemento son todos
idénticos en masa y en propiedades.
Los átomos de diferentes elementos son
diferentes en masa y en propiedades.
Los compuestos se originan por la unión de
átomos de distintos elementos en una
proporción constante.
32.
33. Masas atómicas y moleculares
La masa atómica de un átomo se calcula hallando
el promedio ponderado de la masa de todos los
isótopos del mismo.
La masa molecular se obtiene sumando la masas
atómicas de todos los átomos que componen la
molécula.
Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4
= 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 =
98,076 u
que es la masa de una molécula.
Si se trata de 6,02 · 1023 moléculas, corresponden
a un mol y su masa molar es: M (H2SO4) =
98,076 g/mol
34. SO2
1S 32,07 u
2O + 2 x 16,00 u
SO2 64,07 u
1 g = 6,02 · 1023 u
1 molécula SO2 = 64,07 u
1 mol SO2 = 64,07 g SO2
Masa molecular es la suma de masas atómicas (en u)
de los elementos de una molécula.
Molécula de SO2
35. La masa fórmula es la suma de las masas atómicas (en u)
en una fórmula unitaria de un compuesto iónico.
1 fórmula unitaria NaCl = 58,44 u
1 mol NaCl = 58,44 g NaCl
NaCl
1Na 22,99 u
1Cl + 35,45 u
NaCl 58,44 u
38. Masas atómicas y abundancia isotópica
• El isótopo 12C tiene una masa de 12 u, pero el carbono presenta
tres isótopos en la Naturaleza: 12C, 13C y 14C.
• La existencia de dos o más isótopos de un mismo elemento se
puede demostrar utilizando un espectrómetro de masas.
• Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa
atómica del elemento es el promedio ponderado de las masas
de los isótopos que lo componen:
Masa
atómica (u)
Abundancia
(%)
35Cl 34,97 75,53
37Cl 36,97 24,47
Luego la masa atómica del cloro es:
34,97 x + 36,97 x =
75,53
100
24,47
100
35,46 u
39. EL MOL
Mediante diversos experimentos científicos se ha
determinado que el número de átomos que hay en
12 g de 12C es 6,0221367 ·1023
Este número recibe el
nombre de
número de Avogadro
40. Concepto de mol
Es un número de Avogadro (NA= 6,022 ·
1023) de átomos o moléculas.
Corresponde a la masa atómica o
molecular expresada en gramos.
El mol es la cantidad de sustancia que
contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas, iones...) como
átomos hay en 0,012 kg de carbono-12
(12C).
41. El número de Avogadro: 6,022 · 1023
es el número aproximado de mililitros de
agua en el Océano Pacífico:
7·108 km3 ó 7·1023 mL
42. El agua fluye en las
Cataratas del Niágara
a razón de 650.000
toneladas de agua por
minuto.
A esta velocidad, “un
mol” de gotas de agua
(6,022 · 1023 gotas)
tardaría 134.000 años
en fluir en las
Cataratas del Niágara.
45. Ejemplo de relación de n
con m, V y N
Una cantidad dada de una sustancia puede expresarse
de diferentes maneras:
“masa (agua)” m (H2O) = 1 kg
“volumen (agua)” V (H2O) = 1 dm3 = 1 L
“cantidad de sustancia (agua)“ n (H2O) = 55,6 mol
“número de partículas (agua)” N(H2O)=33,5·1024
moléculas
46. Cálculo de la cantidad de
sustancia.
Si en M (masa molar) (g) hay 1 mol, en
m (g) habrá n moles.
m (g)
n (mol) = —————
M (g/mol)
Ejemplo: Calcular la cantidad de CO2 que
habrá en 100 g de dicha sustancia.
m (g) 100 g
n = ————— = ———— = 2,27 mol CO2
M (g/mol) 44 g/mol
47. ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12g de cloro
molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se
disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos
átomos de cloro atómico se obtendrían?
La masa molecular de Cl2 es:
35,45 u/átomo · 2 átomos/molécula =70,9 u.
Por lo tanto, un mol de Cl2 corresponde a 70,9 g.
En los 12 g de Cl2 hay:
12 g
= 0,169 mol de Cl2
70,9 g/mol
0,169 mol · 6,02 ·1023 moléculas/mol = 1,017 · 1023
moléculas Cl2
2 átomos Cl
1,017·1023 moléculas Cl2 · = 2,034·1023 átomos Cl
molécula Cl2
48. Composición centesimal
A partir de la fórmula de un compuesto
podemos deducir la composición centesimal
de cada elemento que contiene, aplicando
simples proporciones.
Sea el compuesto AaBb.
M (masa molar) = a·M (A) + b·M(B)
M (AaBb) a·M (A) b·M(B)
———— = ———— = ————
100 % (A) % (B)
49. Ejemplo:
Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno
que contiene el nitrato de plata.
AgNO3 = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u
M (AgNO3) = 169,91 g/mol
169,91 g AgNO3 100
———————— = ——— % Ag = 63,50 % de Ag
107,9 g Ag % Ag
169,91 g AgNO3 100
———————— = ——— % N = 8,25 % de N
14,01 g N % N
169,91 g AgNO3 100
———————— = ——— % O = 28,25 % de O
48,0 g O % O
50. Tipos de fórmulas
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 de hidrógeno está
formado por moléculas con dos átomos de H y
dos de O.
◦ Su fórmula molecular es H2O2.
◦ Su fórmula empírica es HO.
51. TIPOS DE FORMULAS
Expresan la clase de
átomos en la
molécula y su
número relativo
Expresan la clase de
átomos en la molécula y su
número absoluto de
relación entre ellas
C H
C6H6
Empíricas
Estructurales
Moleculares
Expresan la distribución de
los átomos en la molécula
y los enlaces que los unen
52.
53. Ejercicio: Escribir las fórmulas empíricas de:
a) Glucosa, cuya fórmula molecular es
C6H12O6;
b) Óxido de nitrógeno (I), gas usado como
anestésico, de fórmula molecular N2O.
a) Los subíndices de la fórmula empírica son los
números enteros más pequeños que expresan la
relación correcta de átomos. Dichos números se
obtendrán dividiendo los subíndices de la fórmula
molecular por su máximo común divisor, que en
este caso es 6. La fórmula empírica resultante es
CH2O.
b) Los subíndices en N2O son ya los enteros más
bajos posibles. Por lo tanto, la fórmula empírica
coincide con la molecular.
54. Cálculo de la fórmula empírica
Supongamos que partimos de 100 g de
sustancia.
Si dividimos el % de cada átomo por su masa
molar, obtendremos el nº de moles 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 número
con el objeto de que queden números
enteros.
55. Ejemplo:
Calcular la fórmula empírica de un compuesto
orgánico cuya composición centesimal es la
siguiente: 34,8 % de O, 13 % de H y 52,2 % de
C.
34,8 g O
———— = 2,175 mol O / 2,175 = 1 mol O
16 g/mol
13 g H
———— = 13 mol H / 2,175 = 6 mol H
1 g/mol
52,2 g C
———— = 4,35 mol C / 2,175= 2 mol C
12 g/mol
lo que da una fórmula empírica: C2H6O