Clase 9 Estequiometr A I Leyes Y Conceptos De La Estequiometr A

Páginas: 6 (1417 palabras) Publicado: 9 de septiembre de 2015
PPTCES006CB33-A

Clase

Estequiometría I: leyes y conceptos
de la estequiometría

Resumen de la clase anterior
El átomo

Modelos atómicos
Representado por

Divisible en

Protón

Neutrón

Grupos
Electrón

Períodos

Propiedades periódicas

Caracterizados por

Números cuánticos
Tipos de átomos

Enlace químico

• Neutros

• Isótopos

• Positivos

• Isótonos

• Negativos

• Isóbaros

Enlacecovalente
Enlace iónico

Aprendizajes esperados


Conocer las leyes que rigen la estequiometría de las reacciones.



Comprender el concepto de mol.



Reconocer la constante de Avogadro.



Calcular masas molares.

Pregunta oficial PSU
Si el CO2 tiene una masa molar de 44 g/mol, se puede afirmar que
I) la masa de una molécula de CO2 es de 44 g.
II) un mol de CO2, a 1 atm y 0 °C, ocupa un volumen de22,4 L.
III) la masa de 1 mol de CO2 es de 44 g.
Es (son) correcta(s)
A)solo I.
B)solo II.
C)solo III.
D)solo I y II.
E)solo II y III.

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2010.

1. Estequiometría
2. Concepto de mol
3. Masa atómica y masa molar

1. Estequiometría
Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción
química.
Mide las proporciones cuantitativas orelaciones de masa de los elementos
químicos que están implicados (en una reacción química).

1. Estequiometría
1.1 Ley de conservación de la masa


En toda reacción química la masa de los
reactantes será igual a la masa de productos.
masa reactantes = masa productos



Esta ley reafirma que en la naturaleza nada se
crea ni se destruye, solo se transforma.

Reacción de formación de moléculas deagua.

Antoine Lavoisier
Químico francés
(1743-1794)

1. Estequiometría
1.2 Ley de las proporciones definidas
• Diferentes muestras de una sustancia pura siempre contienen la
misma proporción de elementos.


En cuanto a la ecuación química, esta ley implica que siempre se van
a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto.

Louis Proust
Químico francés
(1754-1826)

Reacción de formación de PbS(galena).

En cualquier muestra de agua pura, siempre habrá dos átomos
de hidrógeno por cada átomo de oxígeno, y la proporción de
masa entre ambos siempre será 88,81% de O y 11,20% de H.

1. Estequiometría
1.3 Ley de las proporciones múltiples


Los elementos se pueden combinar en diferentes
proporciones para formar distintas moléculas.



Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y elCu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre,
respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre
por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de
cobre por gramo de oxígeno en el segundo.

Reacciones de formación de NOx

John Dalton
(1766-1844)
Químico y físico
británico

2. Concepto de mol
Las unidades de masa atómica (uma) constituyen una escala relativa de
la masa de loselementos. Pero, debido a que los átomos tienen masas
tan pequeñas, es conveniente tener una unidad especial para describir
una gran cantidad de átomos.

Mol

Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades
elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos
hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.

Al igual que una docena de naranjas
contiene 12 naranjas, 1 mol deátomos de hidrógeno contiene 6,022
x 1023 átomos de H.
Moles de distintas sustancias.

2. Concepto de mol
El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina
experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA).
1 Mol

NA= 6,022 x 1023 átomos, moléculas o iones.

En condiciones normales de
presión y temperatura (CNPT), 1
mol de gas ocupa un volumen de
22,4 L.

3. Masa atómica ymasa molar
3.1 Masa atómica
Masa atómica es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica.
Una unidad de masa atómica (uma) se define como una masa
exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12.

La masa atómica de un elemento también se conoce como peso atómico.
H = 1,008 uma

1

16

O = 16,00 uma

1 uma = 1,661 x 10-24 g
1 g = 6,022 x 1023 uma

3. Masa atómica y masa...
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