1 / 42

ÁTOMOS, IONES, MOLÉCULAS, Y MOLES

ÁTOMOS, IONES, MOLÉCULAS, Y MOLES. Prof. Sandra González CHEM 203. ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES. Teoría Atómica de Dalton. Toda la materia está formada por átomos. Los átomos son partículas muy pequeñas que mantienen su identidad durante las reacciones químicas.

otto
Télécharger la présentation

ÁTOMOS, IONES, MOLÉCULAS, Y MOLES

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. ÁTOMOS, IONES, MOLÉCULAS, Y MOLES Prof. Sandra González CHEM 203

  2. ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES

  3. Teoría Atómica de Dalton • Toda la materia está formada por átomos. Los átomos son partículas muy pequeñas que mantienen su identidad durante las reacciones químicas. • Los átomos de un mismo elemento tienen igual propiedades físicas y químicas. Los elementos son sustancias puras formadas por un mismo tipo de átomo. • Los compuestos están formados por la combinación química de dos o más elementos en proporciones fijas. • Una reacción química implica el reordenamiento, separación o combinación de átomos en los reactantes para producir combinaciones nuevas.

  4. Leyes • Ley de proporcionesdefinidas – los compuestosestánformadosporátomos de elementoscombinadosquímicamente en proporcionesdefinidasy con masasdefinidas. • Ley de proporcionesmúltiples- Dos o máselementospuedencombinarse en más de unaproporciónparaformarcompuestosdiferentes. Los elementoscombinados en cadacasoestánrelacionadospornúmerosenterospequeños. • Ley de conservación de la masa – la masa total permanececonstante, por lo que la masa no se creani se destruye.

  5. Ejemplo de Ley de proporciones múltiples

  6. Descubrimientos sobre el átomo • A principios del siglo XX se descubre: • Tres partículas subatómicas principales forman todos los átomos • Los protones y neutrones tienen masas similares y se encuentran en el núcleo • Masa del protón: 1.672622 x 10 -24 g • Masa del neutrón: 1.674927 x 10-24 g • Los electrones tienen masa mucho menor que los protones y neutrones. • Masa del electrón: 9.109382 x 10 -28 g

  7. Descubrimientos sobre el átomo • Los electrones se encuentran rodeando al núcleo y ocupan prácticamente todo el volumen del átomo. • Los protones tienen carga positiva, los electrones tienen carga negativa y los neutrones no tienen carga. • - Carga del protón = carga electrón = -1.602176 x 10 -19 C

  8. ESTRUCTURA ATÓMICA • En 1897, el físico británico JJ Thompson llevó a cabo una serie de experimentos que demostraron que los átomos no eran partículas indivisibles • A partir de sus experimentos, Thompson calculó el cociente de la masa del electrón, yo, a su carga eléctrica, e.

  9. J.J. Thomson, midió la razón masa/carga de un electrón (1906 Nobel Prize in Physics)

  10. ESTRUCTURA ATÓMICA • En 1909, el físico de EE.UU., Robert Millikan había obtenido la carga del electrón • Estos dos hallazgos combinados nos ha proporcionado la masa del electrón de 9,109 x 10-31 kg, que es más de 1800 veces menor que la masa del átomo más ligero (hidrógeno).

  11. Experimento de la gota de aceite de Millikan

  12. ESTRUCTURA ATÓMICA • Los experimentos de Ernest Rutherford en 1910 demostraron que el átomo era sobre todo el "espacio vacío". • Estos experimentos mostraron que el átomo se compone de dos tipos de partículas: un núcleo, el núcleo central del átomo, que es de carga positiva y contiene la mayor parte de la masa del átomo y los electrones de uno o más Los electrones son muy ligeros, partículas con carga negativa que existe en la región alrededor del núcleo de carga positiva del átomo.

  13. Experimento de Rutherford

  14. Elementos y Tabla Periódica • Los elementos están organizados en líneas horizontales por el número de protones en el núcleo: número atómico (Z) En 1869, Dmitri Mendeleev descubrió que si los elementos conocidos se dispusieron en orden de masa atómica (A), ellos podrían ser colocados en filas horizontales tales que los elementos en las columnas verticales tenían propiedades similares. • Están clasificados por: • Metales ( tienen brillo, por lo general buenos conductores de calor y electricidad. Son maleables y dúctiles y en su mayoría sólidos a temperatura ambiente.) • No-metales (La mayoría son gases o sólidos. Son por lo general duros y quebradizos. Bromo es el único líquido.) • Metaloides (Tienen propiedades metálicas y no metálicas. Son buenos semiconductores.)

  15. Elementos y Tabla Periódica • También se clasifican por: • Familias principales • Elementos de transición • Tierras raras

  16. Masa Atómica del Elemento • Puesto que Dalton no podía determinar la masa de los átomos individuales, diseñó experimentos para medir sus masas en relación con el átomo de hidrógeno, ya que pensaba que Hidrógeno era el elemento más liviano. • Dalton asigno una masa a hidrógeno de 1. • Según sus cómputos, carbono pesaba 12 veces más que el hidrógeno, por lo que le asignó una masa de 12 uma. • Una unidad de masa atómica (uma) es, por lo tanto, una unidad de masa igual a exactamente 1/12 la masa de un átomo de carbono-12. • No todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de neutrones, por lo que la masa de cada átomo puede variar dentro de un elemento.

  17. 1 2 3 H (D) H (T) H 1 1 1 Isótopos • Se le llaman isótopos a átomos de un mismo elemento que tienen igual número de protones en el núcleo pero distinto número de neutrones. • Por ejemplo: • Hidrógeno H: 1 protón, 0 neutrones Deuterio 2H: 1 protón, 1 neutrón Tritio 3H: 1 protón, 2 neutrones

  18. Masa atómica promedio • Como en el universo existen los tres tipos de hidrógeno se calcula la masa atómica promedio: MAP= (masa isótopo #1)( abundancia fraccional en el universo) + (masa isótopo #2)(abundancia fraccional en el universo) + (masa isótopo #3)(abundancia fraccional en el universo) + … ¡Este es el valor que aparece en la tabla periódica!

  19. H 1 1.0079 En la Tabla Periódica… Número atómico Símbolo Químico Masa atómica

  20. Masas Atómicas promedio • Calcule la masa atómica promedio de potasio, K, si se tiene la siguiente información:

  21. Moléculas e iones • Molécula – es la combinación química de dos o más átomos. • Pueden ser de un mismo elemento : molécula de elemento • Pueden ser átomos de distintos elementos – molécula de compuesto • Ión: es un átomo o grupo de átomos que han ganado o perdido electrones • Si ha ganado electrones tendrá carga negativa (anión) • Si ha perdido electrones tendrá carga positiva (catión)

  22. Práctica con iones:

  23. FÓRMULA QUÍMICA • Expresión escrita de un compuesto. • Incluye: • Los símbolos químicos de los elementos que forman el compuesto • Las proporciones entre los elementos, tal y como existen en la naturaleza • Ejemplos: KMnO4 : En una “molécula” hay un átomo de K, un átomo de Mn y 4 átomos de O.

  24. FÓRMULA QUÍMICA • Ejemplos: Ca(OH)2 1 átomo de Ca 2 átomos de O 2 átomos de H Cu(NH3)4 2+ 1 átomo de Cu 4 átomos de N , 12 átomos de H Na2SO4 . 10 H2O 2 átomos de Na 1 átomo de S 20 átomos de H 14 átomos de O ,

  25. MOL • En 1961 el Sistema Internacional de Unidades incorpora al mol como magnitud de cantidad de sustancia. • Se utiliza para cuantificar el número de partículas o entidades elementales (átomos, moléculas, unidad fórmula) que contiene una muestra de sustancia. • Mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12.0 g de 12C. • Determinar el valor de este número no fue fácil, pero hoy se conoce que en 12 gramos del isótopo C-12 hay aproximadamente 6.022 X 1023átomos de carbono. • Se le da el nombre de número de Avogadro en honor al físico italiano Amadeo Avogadro.

  26. MOL • En un mol del elemento plata (Ag) hay 6.022 X 1023átomos de plata • En un mol de agua (H2O) hay6.022 X 1023moléculas de agua. • En un mol de cloruro de sodio (NaCl) hay 6.022 X 1023unidades fórmula de NaCl.

  27. Mol • Cuando se pesan exactamente 12.011 gramos de Carbono (12 C) se tienen: 6.022 x 1023 átomos de Carbono Se define a 1.0 mol como 6.022 x 1023

  28. MOL

  29. Masa Molar • Es la masa contenida en un mol de sustancia pura. • Para un elemento, la masa atómica, en gramos, es la masa contenida en un mol del elemento (6.022 x 123 átomos del elemento) . • Para un compuesto, la masa molar es la masa contenida en 1 mol del compuesto (6.022 x 123 moléculas del compuesto).

  30. Cálculo de la masa molar de un compuesto • Ejemplo: • Na2SO4 • De la tablaperiódica se obtienenlasmasa de Na, S, y O • Na: 22.99 g/mol • S: 32.07 g/mol • O: 16.00 g/mol

  31. Cálculo de la masa molar de un compuesto • Se multiplica cada masa por el número de átomos de ese elemento contenido en el compuesto: • Na: (22.99 g/mol) x ( 2 mol) = 45.98 g • S: (32.07 g/mol) x ( 1 mol) = 32.07 g • O: (16.00 g/mol) x ( 4 mol) = 64.00 g • Se suman los gramos de cada elemento: (45.98 g + 32.07 g + 64.00 g ) = 142.05 g/mol

  32. PRÁCTICA • Calcule la masa molar de : 1) K2Cr2O7 2) Ca(OH)2 3) CuSO4. 6 H2O

  33. CÓMO CONVERTIR DE MOLES A GRAMOS Y VICEVERSA

  34. Diagrama Átomos o Moléculas Divide por 6.02 X 1023 Multiplica por 6.02 X 1023 Moles Multiplica por masa atómica/molar de la tabla periódica Divide por masa atómica/molar de la tabla periódica Masa (gramos)

  35. EJEMPLOS • Calcule los gramos contenidos en 2.00 moles de K2Cr2O7 . • Calcule los moles en 0.400 g de Ca(OH)2

  36. Composiciónporcentual de un elemento en un compuesto • Comp. porcentual = n x masa molar del elemento x 100 masa molar del compuesto Ejemplo: Calcule el % de K en K2Cr2O7: % K = 2 x 39.10 g de K x 100 294.2 g de K2Cr2O7 % K = 26.58 %

  37. FÓRMULA EMPÍRICA • Expresión escrita mínima de un compuesto – está escrita con los subíndices enteros más pequeños . Convertir los porcentajes de cada elemento en gramos Convertir los gramos de cada elemento a moles de elementos Dividir los moles de cada elemento por los moles del elemento que aporta la menor cantidad de moles

  38. FÓRMULA EMPÍRICA ¿Los resultados de las divisiones dieron valores enteros? Sí No Estos valores serán la proporción mínima de cada elemento en el compuesto. Multiplica todos los resultados por un entero tal que obtengas enteros por resultado final.

  39. Hagamos ejercicios… • Ejemplo 3.10 • Obtenga la fórmula empírica de un compuesto que contiene 26.58% de K, 35.35% de Cr y 38.07% de O. Si la masa molar de compuesto, tal y como existe en la naturaleza es 294.2g/mol, determine la fórmula química del compuesto.

  40. Ejercicios de práctica ¿Cuántos átomos de O hay en una molécula de Mg3(PO4)2?¿Cuántos de Mg y P? ¿Cuántos átomos de H hay en 300 moléculas de Mg3(PO4)2? ¿Cuántos de Mg y P? ¿Cuántos átomos de O hay en un mol de moléculas de Mg3(PO4)2? ¿Cuántos de Mg y P? ¿Cuántos moles de O hay en un mol de moléculas de Mg3(PO4)2? ¿Cuántos de moles Mg y P? ¿Cuántos átomos hay de O en 0.400 moles de Mg3(PO4)2? ¿Cuántos átomos de Mg y P?

  41. 6. ¿Cuántos gramos de Mg3(PO4)2 hay en un mol del compuesto? 7. ¿Cuántos gramos de P hay en un mol del compuesto? 8. ¿Cuántos gramos de Mg3(PO4)2 hay en 0.0456 mol del compuesto? 9. ¿Cuántos moles hay en 3.55 gramos de Mg3(PO4)2?

More Related