Química cuantitativa
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Química cuantitativa Presentation Transcript

  • 1. QuímicaCuantitativa
  • 2. QuéesMasaAtómica?
    La masa atómica es el promedio de la distribución de los isótopos naturales de un elemento.
    Las masas atómicas se miden en unidades de masa atómica (uma)
    1 uma = 1 gr
  • 3. Quées un Mol?
  • 4. Quées un Mol?
    Un mol es la unidad fundamental para medir la cantidad de materia
    Una mol de sustancia, contiene 6,022 x 1023
    entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas)
    1 mol = 6,022 x 1023 entidades elementales
  • 5. Masa Molar
    La masa en gramos de una mol se conoce como masa molar.
    La masa molar se da en g/mol
    La masa molar de un elemento es equivalente a su masa atómica
  • 6. Virtual Resource
    http://www.youtube.com/watch?v=pbN2Qvh5ORI&feature=related
  • 7. Ejemplos
    1 mol de C = 12 g/mol de C = 6,022 x 1023 átomos de C
    1 mol de Cl = 35,5 g/mol de C = 6,022 x 1023 átomos de Cl
    ¿Cuántos gramos hay en un átomo de carbono?
  • 8. Ejemplos
    1 mol de C = 12 g/mol de C = 6,022 x 1023 átomos de C
    1 mol de Cl = 35,5 g/mol de C = 6,022 x 1023 átomos de Cl
    ¿Cuántos gramos hay en un átomo de carbono?
  • 9. Ejemplos
    ¿Cuántas moles hay en un 6,46 g de carbono?
  • 10. Masa Molecular
    La masa molecular es la suma de las masas atómicas en una molécula
  • 11. Ejercicios
    La masa molecular del agua H2O es la siguiente:
    H = 1,00 uma X 2 = 2,00 uma
    O = 16,00 uma X 1 = 16,00 uma
    H2O = 18,00 uma
    La masa molar de un compuesto es equivalente a su masa molecular
  • 12. Ejercicios
    ¿Cuántos moles de CH4 hay en 6,07 g de CH4?
  • 13. ComposiciónPorcentual
    La composición porcentual es el porcentaje en masa (masa %), de cada elemento presente en un compuesto.
  • 14. ComposiciónPorcentual
    Ejemplo:
    Determina la composición porcentual del óxido de dinitrógeno, N2O.
    ¿Cuál es la composición porcentual del carbonato de potasio, K2CO3?
  • 15. FórmulaEmpírica
    La fórmula empírica representa la proporción mas simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico.
  • 16. ¿Cómocalcular la FórmulaEmpírica?
    Procedimiento:
    Convertir a gramos y calcular el número de moles
    Dividir entre el número de moles mas pequeño
    Porcentaje de Masa
    Moles de cada elemento
    Cambiar a subíndices enteros
    Proporciones de moles de los elementos
    Fórmula Empírica
  • 17. Fórmula Molecular
    La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula.
  • 18. Fórmula Molecular
    Ejemplo:
    La fórmula empírica del ácido ascórbico es C3H4O3 . Determine su fórmula molecular, sabiendo que su masa molar es de 176,12g.
  • 19. Fórmula Molecular
    Ejercicio:
    La melamina, que se usa para elaborar artículos de plástico, como platos y juguetes, contiene 28,57% de Carbono, 4,80% de Hidrógeno y 66,64% de Nitrógeno. Si la masa molar es de 126,13g. ¿Cuál es la fórmula molecular de la melamina?
  • 20. Estequiometría
    La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
    Los coeficientes en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia.
  • 21. Ley de Conservación de la Masa
    La cantidad total de materia de los reactivos es igual a la cantidad de materia de los productos.
    Calcula la masa total de reactivos y productos para la siguiente ecuación:
    2Ag + S Ag2S
  • 22. Métodopara resolver problemas de Estequiometría
    Escribir la ecuación balanceada de la reacción.
    Convertir la cantidad de reactivo a número de moles.
    Utilizar la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del producto formado.
    Convertir las moles del producto en gramos (u otras unidades) de producto.
  • 23. Métodopara resolver problemas de Estequiometría
    La degradación de la glucosa esta dada mediante la ecuación:
    C6H12O6+ 6O2 6CO2 + 6H2O
    Si una persona consume 856g de C6H12O6durante cierto período, ¿cuál será la masa de CO2producida?