Teoría atómico molecular

1. Teoría atómico molecular Concepto de mol Átomos Moléculas Ecuación de los gases ideales

2. Teoría atómica molecular Postulados : 1.La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. 2.Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. 3.Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas. 4.Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. 5.Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. 6.Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

3. Masa atómica y molecular Según Dalton Hidrógeno Valor 1 Mismas condiciones de presión y temperatura Masa atómica relativa del oxígeno.

4. Masa atómica Actualmente: Unidad de masa atómica (u) equivale a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12 Masa atómica : es la masa de un átomo en unidades atómicas. Masa atómica relativa : es la relación entre la masa de un átomo y la masa de la unidad atómica. (sin unidades físicas) Masa molecular : la suma de las masas atómicas.

5. Masa atómica: uma En la tabla periódica figuran las masas atómicas relativas; esto quiere decir que sus valores fueron determinados en relación a la masa absoluta de otro átomo que se toma como referencia. Se define uma (unidad de masa atómica) como: 12 C La masa atómica del 12 C es 1 uma =1.66054 10 -24 g

6. Oro(Au) la masa de un átomo de oro calculada con el espectómetro es 3.27*10 -22 g Luego para hallar la uma del oro se realiza: ¿Cómo se calcularían los uma de un elemento?

7. Ejercicio 3 Calcula las masas moleculares de las sustancias siguientes: CO 2 , H 2 SO 4 , CuO y H 2 O. Datos: C = 12 u; O = 16 u; H =1 u; S = 32 U; Cu = 63.5 u Halla la composición centesimal de los elementos que tiene el H 2 SO 4 M ( CO 2 ) = (12 + 2 ·16) u = 44 u M ( H 2 SO 4 ) = (2 · 1 + 32 + 4 · 16) u = 98 u M ( CuO) = ( 63.5 + 16) u = 79.5 u M (H 2 O) = ( 2 · 1 + 16) U = 18 u a) Sabemos de otros cursos, que los subíndices de los símbolos atómicos indican el número de átomos → en la molécula de ac. Sulfúrico tenemos 2 átomos de H, 1 de S y 4 de O

8. b) El ácido sulfúrico contiene tres elementos: H, S y O. La masa molecular la hemos calculado y es 98 u. Sabemos que en esas 98 u tenemos 2 · 1 u de H, por lo que tendremos que calcular cuantas hay en 100 u Continuación

9. Mol: Cantidad de sustancia El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas…) como átomos hay en 12 g de C 12 . 1 mol de átomos de 12 C = 6,022x10 23 átomos ó moléculas Constante de Avogadro : N A = 6,022x10 23 mol -1 Se corresponde con la cantidad de sustancia, igual a la masa atómica expresada en gramos.

10. Ejercicio 4 Calcula la masa en gramos De un átomo de carbono De una unidad de masa atómica

11. Número de moles: Número de entidades elementales: m: masa en g M: masa molecular g/mol n: número de moles N A : número de Avogadro ¿Qué no entienden?

12. Ejercicio 5 Calcula el número de moles que hay en 36 g de las siguientes sustancias. Dato: C = 12u; H = 1u; Ca = 40u; O = 16u; S = 32u Metano Calcio Ácido sulfúrico a) El nº de moles indica cuántas veces está contenida la masa molar en la masa de la sustancia, por tanto: M (CH 4 ) = (12 + 4 ·1 ) = 16 u

13. b) Calculamos ahora la masa molar del calcio y el número de moles que hay en 36 gramos de las sustancias. M (Ca) = 40 u c) Calculamos ahora la masa molar del ácido sulfúrico y el nº de moles M (H 2 SO 4 ) = (2 · 1 + 32 + 4 ·16 ) = 98 u Continuación

14. Ejercicio 6 Indica el número de moles H 2 SO 4 que hay en los siguientes casos: Datos: H=1u; S=32u; O=16u 49g de H 2 SO 4 250u de H 2 SO 4 20·10 20 moléculas de H 2 SO 4 Solución:

15. Continuación

16. Leyes de los gases ideales Ley de Boyle-Mariotte : A temperatura constante, si se aumenta la presión disminuye el volumen. Transformación isotérmica. Un gas ocupa un volumen dentro de un recipiente extensible de 2l cuando está sometido a una presión de 4atm. Si la presión disminuye a un tercio de su valor ¿cuál será el volumen ocupado?

17. ¿ ¿Qué relación hay entre el buceo y la ley de Boyle-Mariotte ? 1 atm El volumen es 1 2 atm (10 m)El volumen es ½ 3atm (20 m) El volumen es 1/3 Si aumenta la presión, el volumen tiene que disminuir para que se mantenga constante el producto

18. Leyes de los gases ideales Ley de Charles- Gay-Lussac : si se calienta un gas manteniendo constante la presión, el gas se expande modificando su volumen y temperatura. Transformación isobárica. V = volumen inicial T = temperatura inicial V 1 = volumen final T 1 = temperatura final

19. Ecuación de estado de los gases ideales (Ecuación de estado de los gases) Según Avogadro 1 mol a p = 1atm y T = 273 ocupa 22.4 l por lo que la constante, tiene un valor de 0.082 atm l/K mol A esta constante se la llamo R (constante de los gases ideales) Para n moles

20. Isobaras Isobaras marcan líneas de presión contante a una altura determinada . Borrasca  bajas presiones mal tiempo Anticiclón  altas presiones buen tiempo

21. ¿Cómo calcular le densidad en un gas ideal?

22. Ejercicio 7 En un matraz de 200 ml. Hay hidrógeno (H 2 ) a la presión de 1 atm y temperatura de 27 C. a) Calcula el número de moles y la masa de hidrógeno. b) Si el matraz se introduce abierto en un baño de agua a 97 C, no varía el volumen y la presión exterior es 1 atm, ¿cuántos moles y moléculas de hidrógeno habrá en cada mililitro del mismo?

23. Continuación b) Al aumentar la temperatura y estar el matraz abierto, saldrá gas. El gas remanente mantiene la presión y el volumen constantes. Por tanto: