Relaciones Quimicas
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Relaciones Quimicas Relaciones Quimicas Presentation Transcript

  •  
    • Alumna: Ureña Orozco Leticia Itzel
    • 5206
    • QUIMICA III
    • “ RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS”
  • LEYES PONDERALES
    • Las leyes ponderales son la base fundamental de la estequiometria, mediante las cuales podemos determinar las cantidades entre pesos y volúmenes de las sustancias que participan en una reacción.
  • UNIDADES QUÍMICAS
  • ÁTOMO-GRAMO
    • Se define como el proceso atómico o masa atómica de un elemento, expresado en gramos.
    • Ejemplo: un átomo de sodio (Na) pesa 23g y contiene 6.023X10 a la 23 átomos de sodio. Un átomo gramo de carbono (C) PESA 12G Y CONTIENE 6.023x10 a la 23 átomos de carbono.
  • MOLÉCULA-GRAMO
    • Se define como el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto), expresado en gramos.
    • Ejemplo: un mol de azufre (S) pesa 32 g y contiene 6.023X10 a la 23 átomos del mismo
  • MOL Y VOLUMEN MOLECULAR GRAMO
    • Mol: es el peso molecular de una sustancia, expresado en gramos.
    • Volumen molecular gramo: se define como el volumen que ocupa un mol de cualquier gas a 0 grados centígrados y 1 atmosfera; que es igual a 22.4 litros.
  • RELACIONES ESTEQUIOMETRIAS
  • MASA-MASA
    • Los cálculos que se realizan para buscar las masas de las sustancias que toman parte en una reacción.
    • Pasos a seguir para su resolucion.
    • 1.- Balancear la ecuacion quimica.
    • 2.- Se calculan los pesos moleculares de las sustancias involucradas en el problema.
    • 3.- Se convierten los gramos del compuesto en las unidades que no las piden.
    • 4.- Se relaciona con las unidades que tenemos en nuestro problema.
  • MOL A MOL
    • Conocido el número de moles de una especie, hallar el número de moles correspondientes de otras especies.
    • Ejemplo: ¿Cuántos moles de hidrogeno se combinan con 0.276 moles de oxigeno mediante la siguiente reacción?
    • 2H2 + O2 ----- 2H2O
    • 2 moles H2 X 0.276 mol O2/ 1 mol O2= 0.552 moles H2
  • MASA A MOL
    • Dada la masa de una especie, dete4rminar el número de moles correspondiente de otras especies.
    • Ejemplo: ¿Cuántos moles de hidrogeno se combinan con 16 g de oxigeno mediante la siguiente reaccion?
    • 2H2 + O2 ------ 2H2O
    • 16g X 1mol O2/32g X 2 moles H2/1 mol O2= 1mol H2
  • VOLUMEN A VOLUMEN
    • conocido el volumen de una especie gaseosa en condicione determinadas, encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones.
    • Ejemplo: ¿Cuántos litros de O a condiciones normales de temperatura y presión se combinan con 30I de hidrogeno a las mismas condiciones, mediante la siguiente reacción?
    • 2H2 + O2 ---- 2H2O
    • 30I H2 X 1IO2/2IH2= 15IO2
  • MASA A VOLUMEN
    • dada la más de una especie, hallar el volumen de otras especies gaseosas en condiciones específicas.
    • Pasos a seguir:
    • 1.- Se balancea la ecuación
    • 2.- Se sacan los gramos de tanto del producto como del compuesto.
    • 3.- Para pasarlos a volumen; se multiplican los moles de la ecuación X 22.4 litros.
  • MOL A VOLUMEN
    • conocido el número de moles de una especie gaseosa en condiciones definidas, encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones.
    • Ejemplo: ¿Cuántos moles de Cl2 se necesitan para producir 125 litros de HCl si la reacción se lleva a cabo en condiciones normales de presión y temperatura.?
    • Cl + H2 ------ 2HCl
    • 1 mol---------- 44.8 litros. X= 125 x 1 / 44.8= 2.19 mol
    • X --------------- 125 litros.
  • FORMULA MINIMA Y MAXIMA
    • FORMULA MINIMA: también se le llama formula empírica, y es la relación más sencilla que existe entre loa átomos de un compuesto.
    • FORMULA MOLECULAR: también se le llama formula verdadera, y es la que determina la relación real existente entre los átomos de un compuesto, para determinarla se deben seguir primero los pasos para encontrar la fórmula mínima.