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  1. 1. CANTIDADES QUÍMICA
  2. 2. MASAS ATÓMICAS • Los átomos son muy pequeños. Ej: 1 átomo de Ca tiene un radio de 2.10-8cm, es decir que 50 millones de átomos cubren 1 cm. 16 2 2 16 1 1 xhidrógenodeatómoundemasa xoxígenodeátomoundemasa hidrógenodemoléculasndemasa Oxígenodemoléculasndemasa HidrógenodeLdemasa OxígenodeLdemasa Dedujeron que la masa del átomo de oxígeno es 16 veces mayor que la del átomo de hidrógeno. •Sus masas son muy pequeñas y no se pueden medir en un laboratorio, donde las balanzas más exactas alcanzan los 10-5g. Basándose en la hipótesis de Avogadro, se verifica que 1 litro de oxígeno O2 era 16 veces más pesado que 1 litro de hidrógeno H2, medidos con iguales P y T. Como sabían que ambos contenían igual número de moléculas, plantearon las siguientes proporciones:
  3. 3. • ASI, Dalton estableció la primera escala de masas atómicas relativas, tomando como referencia el átomo de hidrógeno que era el más ligero. • Es decir, estas masas atómicas relativas se hallaban como una relación de masa entre un átomo y el átomo patrón. • Debido a que son el cociente entre dos masas son números sin dimensiones, y por tanto, no tienen unidades. • Así podían decir: el átomo de carbono es 12 veces más pesado que el de hidrógeno y el oxígeno es 16 veces más pesado que el hidrógeno.
  4. 4. MASA ATÓMICA RELATIVA • La MASA ATÓMICA RELATIVA se determina en un instrumento llamado Espectrómetro de masas, en el que se miden las desviaciones de las trayectoria de los átomos en un campo magnético: los de mayor masa se desvían menos que los átomos más livianos.
  5. 5. • La selección de un elemento de referencia -patrón- para determinar los pesos atómicos relativos, está basada en su disponibilidad como una sustancia elemental, en la facilidad con que reacciona químicamente con otros elementos y en la pureza de los productos que se obtienen en las reacciones químicas. La IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry – Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) en 1961 fija como acepta como patrón de masa atómica, a la doceava parte de la masa del átomo más común de carbono, y la llama unidad de masa atómica (u.m.a. ó u): 12 )( 12 Cdemasa uatómicamasadeunidad
  6. 6. Determinación de la masa de un átomo a partir de mediciones experimentales • Unas mediciones realizadas con un espectrómetro de masa indican que la masa de un átomo de 16O es 1,3329 mayor que la de un átomo de 12C. 3329,112 16 CdelMasa OdelMasa •En consecuencia se puede calcular la masa de un átomo de 16O en unidades de masa atómica, multiplicando por 1,3329 la masa conocida de un átomo de 12C: uuOdelMasa 995,15000,123329,116
  7. 7. • Ej: - 1 mol de alfileres = 6,022x1023 alfileres - 1 mol de huevos = 6,022x1023 huevos - 1 mol de agua = 6,022x1023 moléculas de agua - 1 mol de hierro = 6,022x1023 átomos de hierro - 1 mol de ión sodio = 6,022x1023 iones de sodio
  8. 8. Diferencia entre Moléculas y Unidades Fórmula CuSO4.10H2O
  9. 9. Masa Molar • Corresponde a la masa de 1 mol de sustancia ya sea de átomos o moléculas. • Se expresa en g • La masa molar expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en u.m.a. • La masa de 1 mol de moléculas
  10. 10. Masa Formular •Es la masa de un mol unidades fórmula •Se expresa en g •La masa molar expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en u.m.a. •La masa de 1 mol de moléculas
  11. 11. Formula Empírica y Molecular

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