Átomos, moléculas y moles Departamento de Física y Química

Presentación del tema: "Átomos, moléculas y moles Departamento de Física y Química"— Transcripción de la presentación:

1 Átomos, moléculas y moles Departamento de Física y Química
I.E.S. Isidra de Guzmán Átomos, moléculas y moles Departamento de Física y Química

2 LOS ÁTOMOS ¿Cómo se mide la masa de los átomos?
La materia está formada por pequeñísimas partículas denominadas átomos. La masa de los átomos es muy pequeña, incluso en los más pesados es menor que kg. Para expresar estas masas tan pequeñas resulta más cómodo establecer una unidad que se pueda manejar con mayor facilidad. ¿Cómo se mide la masa de los átomos? La masa de los átomos se calcula comparándola con la masa de un átomo que se toma como unidad. Las masas así calculadas son, por tanto, masas relativas. En la actualidad, la unidad de masa atómica, uma (u), se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono de número másico 12 (12C). El valor que se le asigna a la masa atómica de un elemento es la media ponderada de las masas atómicas de todos sus isótopos teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno.

3 Una molécula de cloro está formada por dos átomos de cloro.
LAS MOLÉCULAS La molécula es la parte más pequeña de una sustancia que conserva sus propiedades físicas específicas. Las moléculas se forman por la unión de dos o más átomos que pueden ser iguales o diferentes. Se representan mediante fórmulas. Masa molecular La masa de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la forman. En los cristales, con un número indefinido de átomos, se calcula la masa de una unidad de las que forman la red cristalina y se le llama también masa molecular. Una molécula de cloro está formada por dos átomos de cloro. Su masa molecular es: M = 2 . M (Cl) = ,5 = 71 u Cl2

4 NÚMERO DE AVOGADRO: MOL
Para medir las masas de los átomos y de las moléculas se utiliza la unidad de masa atómica (u), pero esta unidad no sirve para trabajar en el laboratorio. La unidad que utilizan los químicos para expresar la cantidad de sustancia es el mol. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6, partículas (átomos, moléculas, iones, etc.), este número se conoce como número de Avogadro (NA). La masa en gramos de un mol de sustancia es numéricamente igual a la masa de una partícula individual de esa sustancia en unidades de masa atómica. Una molécula de N2 tiene una masa de 28 u 1 mol de N2 tiene una masa de 28 g Para hallar el número de moles se puede utilizar la expresión:

5 LAS MOLÉCULAS DE LOS GASES
En 1811, Amadeo Avogadro, propuso que las partículas de los diferentes gases, tanto si están formados por átomos individuales como por una combinación de átomos iguales o diferentes, ocupan exactamente lo mismo, siempre y cuando se encuentren a la misma presión y a la misma temperatura. Hipótesis de Avogadro En 1858, Cannizaro retomó las propuestas de Avogadro y enunció lo que hoy se conoce como hipótesis de Avogadro: Volúmenes iguales de distintos gases contienen el mismo número de moléculas, siempre que se encuentren en las mismas condiciones de presión y temperatura. Los elementos gaseosos están constituidos por agregados de dos átomos. Sólo los gases nobles son monoatómicos. N2 Cl2 NH3

6 MÁS SOBRE LOS GASES P . V = constante P1 . V1 = P2 . V2 = P3 . V3
Ley de Boyle y Mariotte (1662) Si se mantiene la temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una cierta masa de un gas permanece constante. P . V = constante Al disminuir la presión el volumen aumenta y viceversa, al aumentar la presión el volumen disminuye. P1 . V1 = P2 . V2 = P3 . V3

7 Ley de Charles (1798) A presión constante, el cociente entre el volumen y la temperatura de una cierta masa de un gas permanece constante. Al aumentar la temperatura, aumenta el volumen. Al disminuir la temperatura, también lo hace el volumen.

8 Ley de Gay-Lussac (1802) A volumen constante, el cociente entre el presión y la temperatura de una cierta masa de un gas permanece constante. Al aumentar la temperatura, aumenta la presión, debido a que las moléculas de gas se mueven más deprisa y hay más choques entre ellas y con las paredes del recipiente. Al disminuir la temperatura, también lo hace la presión.

9 Ecuación de los gases ideales
Las tres leyes anteriores son tres casos especiales de una única ley, la de los gases perfectos o ideales. Experimentalmente se puede obtener el valor de esa constante para un mol de cualquier gas, que es: 0,082 , a esta constante se le llama R o constante de los gases ideales. P . V = R . T Para n moles: P . V = n . R . T Ésta es la ecuación que se conoce como ecuación de Clapeyron o ecuación de los gases ideales.