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- 1. 1 MODULO 1 ANA MARIAGARCIA GOMEZ MANUELA ALEXANDRA SALGADO SARMIENTO I.E.EXALUMNAS DE LA PRESENTACION QUIMICA 10-2 2017
- 2. 2 MODULO 1 ANA MARIAGARCIA GOMEZ MANUELA ALEXANDRA SALGADO SARMIENTO DIANA JARAMILLO I.E.EXALUMNAS DE LA PRESENTACION QUIMICA 10-2 2017 IBAGUE-TOLIMA
- 3. 3 TABLA DE CONTENIDOpaginas 1) INTRODUCCION 4 2) OBJETIVOS 5 3) MARCO TEORICO 6 4) ISOTOPOS 6 5) MOLE O MOL 7 6) NUMERO DE AVOGADRO 7 7) EJEMPLOS DE ISOTOPOS 8 8) EJEMPLOS DE MOLE O MOL 9 9) EJEMPLOS DE NUMERO DE AVOGADRO 10 10) MOLECULAS Y FORMULAS 11 11) MASA DE UNA MOL O MASA ATOMICA 11 12) EJEMPLOS DE MASA MOLECULAR 12 13) CALCULO DE LA COMPOSICION PORCENTUAL A PARTIR DE FORMULAS 13 14) EJEMPLOS DE COMPOSICION PORCENTUAL 14-15 15) DETERMINACION DE FORMULAS EMPIRICAS 16 16) EJEMPLOS DE FORMULAS EMPIRICAS 17 17) DETERMINACION DE FORMULA MOLECULAR 18 18) EJEMPLOS DE FORMULA MOLECULAR 19 19) NOMENCLATURA 20 20) OXIDOS- NOMENCLATURA STOCK 21 21) NOMENCLATURA SISTEMATICA 22 22) NOMENCLATURA TRADICIONAL 23 23) EJEMPLOS DE LAS TRES NOMENCLATURAS 24 24) HIDROXIDOS 25 25) NOMEMCLATURA STOCK EN LOS HIDROXIDOS 26 26) ACIDOS 27 27) WEB GRAFIA 28
- 4. 4 INTRODUCCION Este módulo, setrata de la química pero basada en los siguientes temas tales como: isotopos, mol, numero de Avogadro, moléculas y formulas. Este trabajo se realiza con el fin de que se pueda dar a entender los temas dispuestos, o al menos de que se tenga un conocimiento previo a ellos; este trabajo tiene como pensamiento tomar una idea y tratar de darle una explicación clara y entendible para quien lo observe, uno de los métodos que serán empleados para la elaboración del trabajo, será realizarlo de forma creativa pero dispuesta a tratar el tema lo mejor posible.
- 5. 5 OBJETIVOS 1. Tratar lostemas lo mejor posible. 2. Que cada tema, será expuesto con su concepto y ejemplos. 3. Dar de forma creativa un conocimiento claro y preciso. 4. Tomar iniciativa y enfoque a la hora de tratar los temas evidenciados. 5. comprender como se lleva a cabo cada proceso tratado. 6. Entender la necesidad de realizar mediciones, para ir mas allá de lo que se plantea. 7. Tener la capacidad de entender cualquier unidad dispuesta. 8. Tratar de que no solo se queden con lo que está expuesto ahí, sino que investiguen más y lo pongan en práctica. 9. Comprender la importancia de la química, en los temas que serán evidenciados.
- 6. 6 MARCO TEORICO ISOTOPOS Son atamosde un mismo elemento pero de distinta masa. Las masas atómicas para cada elemento Corresponden al promedio de las masas de sus isotopos en la proporción en que estos se hallan en La naturaleza. EJEMPLO: El cloro presenta dos isotopos, el de masa 35 con una abundancia de un 75,3%; y el de masa 37 del 24,12% ¿cuál es la masa atómica promedio del cloro? Cl35 = 35 u.m.a (75,8% / 100%) = 26.53 u.m.a Cl37 = 37 u.m.a (24,12% / 100%) = 8.92 u.m.a EJEMPLO: El sodio presenta dos isotopos el de masa 25 con una abundancia de 82,3% y el de masa 28 del 31,15% ¿Cuál es la masa promedio del sodio? Na25 = 25 u.m.a (82,3% / 100%) = 20.57 u.m.a Na 28 = 28 u.m.a (31,15% / 100%) = 8,722 u.m.a
- 7. 7 MOLE O MOL Esla masa de un elemento en gramos molecularmente igual a su masa atómica. EJEMPLO: ¿Cuánto PESA 3,5 X 10-4 átomos de hierro? X pesan g 3,5 x 10-4 mol/átomo Fe 3,5 x 10-4 mol/átomo Fe x 55.84g Fe / 1mol/átomo = 0,0195g Fe NUMERO DE AVOGADRO Para medir el número de átomos en una mol, se utiliza el número de Avogadro, cuyo símbolos es no y su valor es 6,023 x 1023 átomos por mol. Esto significa que una mol de cualquier elemento y una mol átomo tiene una masa numérica igual a la masa atómica en gramos del elemento. EJEMPLO: ¿cuantos átomos de sodio se encuentran en un trozo del mismo elemento que contiene 2,6 x 10-5 mol/átomo Na. 2,6 x 10-5 mol/átomo Na x 6,023 x 1023 átomos Na/ 1 mol/átomos Na = 1,56 x 1019 átomos Na. El valor del número Avogadro se halla a partir de la definición del número de átomos de carbono contenidos en 12 gramos de carbono – 1223 . La equivalencia del número de Avogadro es enorme, más o menos equivale al volumen de la luna dividido en bolas de 1 milímetro de radio.
- 8. 8 EJEMPLOS DE ISOTOPOS Lamasa atómica del neón la constituyen tres isotopos Ne20 Ne21 Ne22 , cuya abundancia es 90,9% 0,27%; 8,83% .Hallar su masa atómica promedio Ne20 20 u.m.a (90, 9% / 100%) = 18, 18 u.m.a Ne21 21 u.m.a (0, 27% / 100%) = 0, 0567 u.m.a Ne22 22 u.m.a (8, 83% / 100%) = 1, 9426 u.m.a 20, 1793 u.m.a El elemento silicio se encuentra en la naturaleza en una mezcla constituida por 92,2% de isotopo de masa 28,0 4,7% de isotopo de masa 29,0 y 3.09 de isotopo de masa 30,0 ¿cuál es el valor de la masa atómica del silicio? Si 28,0 u.m.a (92,2% / 100%) = 25,816 u.m.a Si 29,0 u.m.a (4,7% / 100%) = 1,363 u.m.a Si 30,0 u.m.a (3.09% / 100%) = 0,927 u.m.a 28,106 u.m.a
- 9. 9 EJEMPLOS DE MOLEO MOL ¿Cuál es la masa de 1,42 mol/átomo de Na? X g – mol/átomo Na 1,42 mol/átomo Na x 23g Na / 1 mol/átomo Na = 32,60g Na ¿Cuál es la masa de 0,055 mol/átomo de fosforo y de 1,42 mol/átomo de Na? 0,055 mol/átomo P x 31g P / 1mol/átomo P = 1,085g P 1,42 mol/átomo Na x 23g Na / 1 mol/átomo Na = 32,60g Na Hallar el número de moles por átomo contenidos en 0,4 gramos de oxígeno y en 48 gramos de carbono = 0,0125 mol/átomo de oxigeno = 3,99 mol/átomo de carbono 0,4g O2 x 1mol O2 / 32g O2 = 0,0125 mol O2 3,99g C x 1mol C / 12g C = 3,99 mol C
- 10. 10 EJEMPLOS DE AVOGADRO ¿Unrecipiente contiene 200g de dióxido de carbona? 200g CO2 x - moléculas C = 1 x 12 = 12 O = 2 x 16 = 32 44g 200g CO2 X 6,023 X 1023 moleculas CO2 / 44g CO2 = 2, 73 x 1023 moleculas CO2 ¿Cuantos átomos de fosforo hay en una muestra de este elemento que pesa 7 gramos? 7g P x 1mol P / 31g P x 6,023 x 1023 átomos P / 1 mol = 7g x 6,023 x 1023 átomos P / 31g P = 1,36 átomos P
- 11. 11 MOLECULAS Y FORMULAS Lamolécula resulta de la unión de 2 o más átomos, en una relación fija e invariable, el compuesto agua por ejemplo está formada por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxigeno dándonos cuenta que la formula. Es la representación por medio de símbolos de los átomos de cada uno de los elementos que forman la molécula. Las moléculas según el número de átomos que la forman se clasifican en: 1. Monoatómicas: formadas por un solo átomo como en los metales Na, K, Mg. 2. Biatómicas: constituidas por 2 átomos como, Cl2, Br2, I2, O2. 3. Triatómicas: formadas por 3 átomos como, HCl, NaOH. MASA DE UNA MOL O MASA MOLECULAR La masa molecular es la masa de una molécula de un compuesto. Se calcula sumando las masas atómicas relativas de todos los átomos que forman dicha molécula. Se mide en unidades de masa atómica, representadas como u, también llamadas unidades Dalton, representada como Da. Esta última unidad es la indicada en el Sistema Internacional de Magnitudes. El número de abogadro mide el número de moléculas que contiene una mol por molécula en un compuesto este número hallado por abogadro es igual a 6,023x1023 moléculas por mol EJEMPLO HNO3 H = 1 X 1 = 1 N = 1 X 14 = 14 O =3 X 16 = 48 63 u.m.a g g/mol
- 12. 12 EJEMPLOS DE MASAMOLECULAR ¿Un recipiente contiene 200g de dióxido de carbona? 200g CO2 x - moléculas C = 1 x 12 = 12 O = 2 x 16 = 32 44g 200g CO2 X 6,023 X 1023 moleculas CO2 / 44g CO2 = 2, 73 x 1023 moleculas CO2 ¿Calcular las moles por molécula en 50 gramos de ácido sulfúrico? 50g H2SO4 - mol/molecula H = 2 X 1 = 2 S = 1 X 32 = 32 O = 4 X 16 = 64 98g 50g H2SO4 x 1mol/molecula H2SO4 / 98g H2SO4 = 0,51 mol/molecula H2SO4
- 13. 13 CALCULO DE LACOMPOSICION PORCENTUAL A PARTIR DE FORMULAS La Composición porcentual es una medida de la cantidad de masa que ocupa un elemento en un compuesto. Se mide en porcentaje de masa. Significa la cantidad o numero de 100 unidades totales EJEMPLO ¿Calcular la composición porcentual de CO2 es decir el porcentaje en masa de cada elemento? CO2 C = 1 X 12 = 12 O = 2 X 16 = 32 44g X % C = 12g / 44g CO2 = 27, 27 X % O = 32g O / 44g CO2 = 72, 72 99, 99
- 14. 14 EJEMPLOS DEL CÁLCULODE LA COMPOSICION PORCENTUAL Hallar la composición porcentual para Ca 3 (PO 4)2 Ca 3 (PO 4)2 Ca = 3 X 40 = 120 P = 6 X 31 = 186 O = 6 X 16 = 96 402g % Ca = 120g Ca / 402g = 29.85% Ca % P = 186g P / 402g = 46.26% P % O = 96g O / 402g = 23,88% O 100%
- 15. 15 CH2O C = 1X 12 = 12 H = 2 X 1 = 2 O = 1 X 16 = 16 30g % C = 12g C / 30g x 100 = 40 % H = 2g H / 30g x 100 = 6, 66 % O = 16g O / 30g x 100 = 53, 33 99, 99 Cl2O Cl = 2 X 35 = 70 O = 1 X 16 = 16 86g % Cl = 70g Cl / 86g x 100 = 81, 19 % O = 16g O / 86g x 100 = 18, 66 99, 99
- 16. 16 DETERMINACION DE FORMULASEMPIRICAS Una formula empírica es aquella que indica cuales elementos están presentes en un compuesto y su proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos. Es importante señalar que NO necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada. EJEMPLO ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene el 705 de hierro y el 30% de oxigeno? Fe x mol/átomo 70g Fe x 1mol/átomo Fe / 55,84 Fe = 1,25 / 1,25 = 1x2 = 2 O x mol/átomo 30g O x 1mol/átomo O / 16g O = 1,87/ 1,25 = 1,5x2 = 3 Fe2O3
- 17. 17 EJEMPLOS DE FORMULASEMPIRICAS Determinar la formula empírica para un compuesto cuya síntesis se gastaron 26,97g de Ag y 8,86g de Cl Ag x mol/átomo 26,97g Ag x 1mol/átomo / 107,86g Al = 0,25/ 0,25 = 1 Cl x mol/átomo 8,86 g Cl x 1mol/átomo / 35,45g Cl = 0,25/ 0,25 = 1 Ag1Cl1
- 18. 18 DETERMINACION DE FORMULAMOLECULAR Para calcular la formula molecular es aquella que expresa por medio de signos de los elementos y números en subíndice el número real de átomos de cada elemento, presentes en una molécula. Para determinar la formula molecular es necesario conocer: Formula Empírica. Masa Molar aproximada. Es importante decir que la Masa Molar del compuesto SIEMPRE será múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica. EJEMPLO El análisis de un compuesto puro constituido por carbono y hidrogeno dio como resultado la siguiente composición Carbono 92,3%, hidrogeno 7,7%. En un experimento se encontró que su masa molecular es 78g. Hallar la formula molecular C = 92,3% x mol/átomo C 92,3g C X 1 mol/átomo C / 12g C = 7.7/ 7.7 = 1 H = 7,7% X mol/átomo H 7,7g H X 1 mol/átomo H / 1g H = 7.7/ 7,7 = 1
- 19. 19 EJEMPLOS DE FORMULAMOLECULAR Hallar la formula molecular de un compuesto cuya fórmula empírica es CH2O y su masa molecular aproximada es 180g CH2O n = 180g mol / 30g mol C = 1 X 12 = 12 n = 6 H = 2 X 1 = 2 (CH2O) 6 O = 1 X 16 = 16 C6H12O6 30g Un mol de un compuesto para 76 g. En su síntesis se gastaron 14g N y 24g O hallar la formula molecular X mol/átomo N= 14g N x 1mol/átomo N / 14g N = 1/1 = 1 x 2 = 2 X mol/átomo O = 24g O x 1mol/átomo O / 16g O = 1,5/1 = 1,5 x 2 = 3 N = 14 x 2 = 28 O = 16 x 3 = 48 76g N2O3 n = masa molecular/ formula empírica n = 76g/ 76g N2O3 (1) n = 1 = N2O3
- 20. 20 NOMENCLATURA Es un conjuntode reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos. Actualmente la es la máxima autoridad en materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes. Como punto inicial para su estudio es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazado con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.
- 21. 21 OXIDOS NOMENCLATURA STOCK OINTERNACIONAL El sistema stock consiste en indicar la palabra oxido, seguida de la preposición de, más el nombre del elemento no metal, indicando entre paréntesis con nueros romanos el grado de oxidación del elemento EJEMPLOS Cl2O Oxido de cloro (I) SO Óxido de azufre (v) N2O3 Óxido de nitrógeno (III) P2O5 Oxido de fosforo (v) As2O3 Oxido de arsénico (III) P2O4 Oxido de plomo (IV) Hg2O Oxido de mercurio (II) NOMENCLATURA SISTEMATICA Esta es el primer tipo de nomenclatura que se basa en nombrar los compuestos usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La atomicidad tiene como objetivo indicar el número de átomos de un mismo elemento en una molécula. En la nomenclatura química se considera a la atomicidad como el número de
- 22. 22 átomos de unelemento en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico. Prefijos griego – número de átomos mono- 1 di- 2 tri- 3 tetra- 4 penta- 5 hexa- 6 hepta- 7 oct- 8 non- nona- eneá- 9 deca- 10 EJEMPLOS Cl2O Dióxido de cloro SO Monóxido de azufre I2O3 Trióxido de yodo P2O5 Pentaoxido de fosforo As2O3 Trióxido de arsénico P2O4 Tetra oxido de plomo NOMENCLATURA COMUN O TRADICIONAL El último tipo de nomenclatura que encontramos en el sistema de la IUPAC se denomina nomenclatura tradicional, el cual consiste en indicar la valencia del elemento de nombre específicos con una serie de sufijos y prefijos, las cuales se indican de la siguiente forma:
- 23. 23 Elemento 2N° OxidaciónOSO ICO < > Elemento 3N° Oxidación HIPO OSO + < OSO < ICO > Elemento 4N° Oxidación HIPO OSO + < OSO < ICO > PERICO + > EJEMPLOS Cl2O3 Oxido cloroso S2O Oxido sulfúrico Na2O Oxido de sodio P2O5 Oxido fosfórico As2O3 Oxido sulfuroso P2O4 Oxido fosforoso Hg2O Oxido mercúrico EJEMPLOS DE LOS TRES TIPOS DE NOMENCLATURAS
- 24. 24 HIDROXIDOS Los hidróxidos soncompuestos iónicos formados por un metal (catión) y un elemento del grupo hidróxido (OH- ) (anión). Se trata de compuestos ternarios aunque tanto su formulación y nomenclatura son idénticas a las de los compuestos binarios.
- 25. 25 FORMULACION La fórmula generalde los hidróxidos es del tipo X(OH)n, siendo el número de iones igual que el número de oxidación del catión metálico, para que la suma total de las cargas sea cero. NOMENCLATURA Los hidróxidos son nombrados utilizando la nomenclatura tradicional, nomenclatura de stock así como la nomenclatura sistemática. NOMENCLATURA TRADICIONAL: la nomenclatura tradicional comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento teniendo en cuenta la valencia con la que actúa: Fe2 (OH)2 -1 = Hidróxido ferroso Fe3 (OH)3 -1 = Hidróxido férrico NOMENCLATURA DE STOCK: en la nomenclatura de stock comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento metálico con la valencia del mismo en números romanos entre paréntesis. Cu1 (OH)-1 = Hidróxido de cobre (I)
- 26. 26 Cu2 (OH)2 -1 = Hidróxido decobre (II) Nomenclatura sistemática: en la nomenclatura sistemática se anteponen los prefijos numéricos a la palabra hidróxido. Hg1 (OH)2 -1 = Di hidróxido de mercurio Hg2 (OH)2 -1 = Trihidroxido de mercurio ÁCIDOS Los ácidos provienen de la reacción química que se produce entre un oxido ácido y el agua. Cuando se los nombra conservan el nombre del óxido que los origina colocando
- 27. 27 delante la palabraacido. Para escribir la fórmula de un ácido se puede usar una simple regla que consiste en tomar la fórmula del óxido ácido qu7e corresponda y sumarle directamente una molécula de agua. Finalmente se debe simplificar en caso de que se pueda. Otro detalle importante es que el hidrogeno se debe escribir en primer término. Se denomina ácidos a las sustancias que se caracterizan por: a) Ceder protones o iones hidrogeno(H+ ) en medio acuoso b) Enrojecer el papel tornasol azul c) Presentar sabor agrio, picante(los ácidos no se deben saborear por ser muchos de ello toxicas) Las sustancias acidas pueden agriparse en dos clases: hidrácidos y oxácidos EJEPLOS DE ACIDOS N+1 O-2 + H2O - H2N2O2 - HNO ácido hipo nitroso N2 3 O3 -2 + H2O - H2N2O4 - HNO2 ácido nitroso N2 5 O5 -2 + H2O - H2N2O6 - HNO3 ácido nítrico WEB GRAFIA http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/masa-molecular http://www.quimicas.net/2015/10/calculo-de-composicion-porcentual.html http://www.quimicas.net/2015/10/solucion-ejercicio-composicion.html
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