Química cuantitativa

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Química cuantitativa

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

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