Relaciones Quimicas

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Relaciones Quimicas

  1. 2. <ul><li>Alumna: Ureña Orozco Leticia Itzel </li></ul><ul><li>5206 </li></ul><ul><li>QUIMICA III </li></ul><ul><li>“ RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS” </li></ul>
  2. 3. LEYES PONDERALES <ul><li>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. </li></ul>
  3. 4. UNIDADES QUÍMICAS
  4. 5. ÁTOMO-GRAMO <ul><li>Se define como el proceso atómico o masa atómica de un elemento, expresado en gramos. </li></ul><ul><li>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. </li></ul>
  5. 6. MOLÉCULA-GRAMO <ul><li>Se define como el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto), expresado en gramos. </li></ul><ul><li>Ejemplo: un mol de azufre (S) pesa 32 g y contiene 6.023X10 a la 23 átomos del mismo </li></ul>
  6. 7. MOL Y VOLUMEN MOLECULAR GRAMO <ul><li>Mol: es el peso molecular de una sustancia, expresado en gramos. </li></ul><ul><li>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. </li></ul>
  7. 8. RELACIONES ESTEQUIOMETRIAS
  8. 9. MASA-MASA <ul><li>Los cálculos que se realizan para buscar las masas de las sustancias que toman parte en una reacción. </li></ul><ul><li>Pasos a seguir para su resolucion. </li></ul><ul><li>1.- Balancear la ecuacion quimica. </li></ul><ul><li>2.- Se calculan los pesos moleculares de las sustancias involucradas en el problema. </li></ul><ul><li>3.- Se convierten los gramos del compuesto en las unidades que no las piden. </li></ul><ul><li>4.- Se relaciona con las unidades que tenemos en nuestro problema. </li></ul>
  9. 10. MOL A MOL <ul><li>Conocido el número de moles de una especie, hallar el número de moles correspondientes de otras especies. </li></ul><ul><li>Ejemplo: ¿Cuántos moles de hidrogeno se combinan con 0.276 moles de oxigeno mediante la siguiente reacción? </li></ul><ul><li>2H2 + O2 ----- 2H2O </li></ul><ul><li>2 moles H2 X 0.276 mol O2/ 1 mol O2= 0.552 moles H2 </li></ul>
  10. 11. MASA A MOL <ul><li>Dada la masa de una especie, dete4rminar el número de moles correspondiente de otras especies. </li></ul><ul><li>Ejemplo: ¿Cuántos moles de hidrogeno se combinan con 16 g de oxigeno mediante la siguiente reaccion? </li></ul><ul><li>2H2 + O2 ------ 2H2O </li></ul><ul><li>16g X 1mol O2/32g X 2 moles H2/1 mol O2= 1mol H2 </li></ul>
  11. 12. VOLUMEN A VOLUMEN <ul><li>conocido el volumen de una especie gaseosa en condicione determinadas, encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones. </li></ul><ul><li>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? </li></ul><ul><li>2H2 + O2 ---- 2H2O </li></ul><ul><li>30I H2 X 1IO2/2IH2= 15IO2 </li></ul>
  12. 13. MASA A VOLUMEN <ul><li>dada la más de una especie, hallar el volumen de otras especies gaseosas en condiciones específicas. </li></ul><ul><li>Pasos a seguir: </li></ul><ul><li>1.- Se balancea la ecuación </li></ul><ul><li>2.- Se sacan los gramos de tanto del producto como del compuesto. </li></ul><ul><li>3.- Para pasarlos a volumen; se multiplican los moles de la ecuación X 22.4 litros. </li></ul>
  13. 14. MOL A VOLUMEN <ul><li>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. </li></ul><ul><li>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.? </li></ul><ul><li>Cl + H2 ------ 2HCl </li></ul><ul><li>1 mol---------- 44.8 litros. X= 125 x 1 / 44.8= 2.19 mol </li></ul><ul><li>X --------------- 125 litros. </li></ul>
  14. 15. FORMULA MINIMA Y MAXIMA <ul><li>FORMULA MINIMA: también se le llama formula empírica, y es la relación más sencilla que existe entre loa átomos de un compuesto. </li></ul><ul><li>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. </li></ul>

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