MOVIMIENTO ARMONICO Ondas | Peso Atómico | Peso Molecular | Volumen molar.

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1 MOVIMIENTO ARMONICO Ondas | Peso Atómico | Peso Molecular | Volumen molar

2 Palabra que deriva del griego stoicheion Que significa “elemento” metron Que significa “medida” ¿QUÉ ES ESTEQUIOMETRÍA?

3  Es el cálculo de las relaciones cuantitativas (cantidad) entre reactantes (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica.  La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados. ¿QUÉ ES ESTEQUIOMETRÍA?

4 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA O DE LAVOISIER “La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma” Si A + B  C + D entonces la suma de A + B = C + D Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 SO 4  Ca SO 4 + H 3 PO 4 332 REACTANTES  Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca : 40 x 3 = 120 P : 31 x 2 = 62 O : 16 x 8 = 128 310  H 2 SO 4 H: 1 x 2 =2 S: 32 x 1 = 32 O: 16 x 4 = 64 98 x 3 = 294  Ca SO 4 Ca : 40 x 1 =40 S : 31 x 2 = 62 O : 16 x 4 = 64 136 x 4 = 408  H 3 PO 4 H: 1 x 3 =3 P: 31 x 1 = 31 O: 16 x 4 = 64 98 x 2 = 196 PRODUCTO Ahora, sumamos: A + B = C + D 310 + 294 = 408 + 196 604 = 604 Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total.

5 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DE PROUST “Los elementos que forman un compuesto se combinan siempre en la misma proporción” Ejemplo 1. El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro en la siguiente proporción: Azufre + Hierro  Sulfuro de hierro (II) 3, 20 g + 5,59 g  8,79 g 2HgO  2 Hg + O 2 Ejemplo 3: O 2 + 2H 2  2H 2 0 1 mol2 moles  2 moles 32 g4g  36 g Ejemplo 2: La relación en masa en que se encuentran estos elementos para formar el compuesto H 2 O, es la siguiente: La relación de moles es de 1:2

6 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O DE DALTON “Dos elementos se pueden combinar en proporciones diferentes formando compuestos distintos” Ejemplo: O 2 + 1H 2  H 2 O 2 1 mol1 moles  1 mol 32 g2g  34 g “Al combinarse un elemento con otro para formar un compuesto, puede hacerlo en diferentes proporciones, dando origen a varios compuestos que guardan una relación sencilla en números enteros, generalmente múltiplos el uno del otro” Representación gráfica de una reacción química en una molécula de agua, donde se observa la distribución proporcional de los elementos, según la ley de las proporciones múltiples. En este caso la relación en masa de los reactivos es la siguiente: La relación de moles es de 1:1

7 LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O DE RICHTER Esta Ley permitió establecer el peso de combinación o peso equivalente gramo de un elemento que es el número de gramos del mismo que se combinan o se desplazarán con 8 g de oxígeno o 1.008 g de hidrógeno. “Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí”

8 EL MOL  Mol proviene del latín “moles” que puede traducirse como masa. ¿ Qué es el mol?  El mol es la unidad para expresar la cantidad de sustancias en el Sistema internacional de medidas, se trata de la unidad que emplean los químicos para dar a conocer el peso de cada átomo, una cifra que equivale a un numero muy grade partículas

9 EL MOL  El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) como existen en 12 g del isótopo de carbono 12.  Un mol de cualquier compuesto contiene siempre una cantidad de moléculas igual al número de Avogadro, en honor al científico italiano Amedeo Avogadro (1776 - 1856)  En general, un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 x 10 23.

10 PESO ATÓMICO El peso atómico (también llamado masa atómica relativa) es el numero correspondiente a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos.

11 PESO ATÓMICO  Se mide en u.m.a. (unidad de masa atómica) y su valor se corresponde a 1/12 del isótopo 12 del átomo de carbono siendo su masa muy próxima a la de un protón.  Masa atómica del H = 1,00797 u.m.a.  Masa atómica del Cu = 63,54 u.m.a.

12 ¿Cómo calculamos el peso atómico del SI?: Si= 27,977 x 92,23 + 28,976 x 4,67 + 29,974 x 3,10 100 Aquí se escribe 100 por que esa es a suma de las abundancias (92,23 + 4,67 + 3,10) Aquí se escribe 100 por que esa es a suma de las abundancias (92,23 + 4,67 + 3,10) =28,086 PESO ATÓMICO

13 PESO FORMULA Definición:  Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos en una fórmula química.  El término generalmente se aplica a una sustancia constituida más bien por iones que por moléculas individuales. Masa atómica= 22,989769 u (1) Masa atómica=35,453 u (1) 22,9898 (1) x 35,5 (1) = 58,4898 Ejemplo: NaCl (Sal de mesa)

14 PESO MOLECULAR El peso molecular de un compuesto es igual a una suma de números, cada uno de los cuales es el producto del peso atómico de uno de los elementos que forman el compuesto por el número de átomos de dicho elemento indicado en la fórmula. El peso molecular también llamado peso fórmula puede expresarse en gramos/mol.

15 PESO MOLECULAR EJEMPLOS: Ca (HO) 2 Hidróxido de Calcio ATOMO NUMEROS DE ATOMOS EN LA MOLECULA PESO ATÓMICOPESO Ca140 O216 32 H21 2 74

16 PESO MOLECULAR EJEMPLOS: CaO Óxido de Calcio ATOMO NUMEROS DE ATOMOS EN LA MOLECULA PESO ATÓMICOPESO Ca140 O116 56

17 VOLUMEN MOLAR

18 Fórmula para obtener el volumen molar si se tiene el valor de la presión y la temperatura.  Cuando tenemos 1 MOL:  Donde: R : Constante universal de gases. P : Presión absoluta del gas. T : Temperatura del gas

19 VOLUMEN MOLAR Ejemplo: Hallar el volumen molar de helio (PA=4) a 8,2 atm y 127 °C