<<  Leveraging IP Assets: Role of IP in Improving Enterprise Profitability through Direct Exploitation, Licensing, Franchising, and or Merchandising, and Developing Other Types of Strategic Business Relationships: Case Studies Library of Latin Texts Series A  >>
Leyes fundamentales de la QU
Leyes fundamentales de la QU
Contenidos (1)
Contenidos (1)
Contenidos (2)
Contenidos (2)
Un poco de historia
Un poco de historia
Un poco de historia
Un poco de historia
Sustancias qu
Sustancias qu
Leyes fundamentales de la Qu
Leyes fundamentales de la Qu
Ley de conservaci
Ley de conservaci
Ley de proporciones definidas (Proust)
Ley de proporciones definidas (Proust)
Ley de proporciones definidas (Proust)
Ley de proporciones definidas (Proust)
Ley de proporciones definidas (Proust)
Ley de proporciones definidas (Proust)
Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de ox
Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de ox
Ley de proporciones m
Ley de proporciones m
Ley de proporciones m
Ley de proporciones m
Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitr
Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitr
Ley de proporciones rec
Ley de proporciones rec
Ley de proporciones rec
Ley de proporciones rec
Hip?tesis de Avogadro
Hip?tesis de Avogadro
Ley de vol
Ley de vol
Ejemplo de la ley de vol
Ejemplo de la ley de vol
Postulados de la teor
Postulados de la teor
Explicaci
Explicaci
Masas at
Masas at
Concepto de mol
Concepto de mol
C?lculo del n
C?lculo del n
Ejercicio:
Ejercicio:
Composici
Composici
Ejemplo: Calcular el % de plata, nitr
Ejemplo: Calcular el % de plata, nitr
Tipos de f
Tipos de f
Ejercicio: Escribir las f
Ejercicio: Escribir las f
C?lculo de la f
C?lculo de la f
Ejemplo: Calcular la f
Ejemplo: Calcular la f
Masa equivalente
Masa equivalente
Masa equivalente
Masa equivalente
6 HBr + 2 Fe
6 HBr + 2 Fe

: Leyes fundamentales de la QU. : Depart. de F?sica y Qu?mica. : Leyes fundamentales de la QU.ppt. zip-: 250 .

Leyes fundamentales de la QU

Leyes fundamentales de la QU.ppt
1 Leyes fundamentales de la QU

Leyes fundamentales de la QU

LEYES FUNDAMENTALES DE LA QU?MICA

Unidad 1

2 Contenidos (1)

Contenidos (1)

1.- La Qu?mica en la antig?edad. La Alquimia. 2.- Sustancias homog?neas y heterog?neas. Elementos y compuestos. (Repaso). 3.- Leyes fundamentales de la Qu?mica. 3.1. Ley de conservaci?n de la masa. 3.2. Ley de las proporciones definidas. 3.3. Ley de proporciones m?ltiples. 3.4. Ley de proporciones rec?procas. 4.- Teor?a at?mica de Dalton (postulados).

3 Contenidos (2)

Contenidos (2)

5.- Evoluci?n de la Teor?a at?mica de Dalton. 5.1. Relaciones volum?tricas de Gay-Lussac. 5.2. Hip?tesis de Avogadro. 6.- Masas at?micas y moleculares (repaso). 7.- Concepto de mol. 8.- Composici?n centesimal. 9.- F?rmula emp?rica y molecular.

4 Un poco de historia

Un poco de historia

Teor?a de los cuatro elementos (Emp?docles) Teor?a atom?stica (Leucipo y Dem?crito) Teor?a de materia continua (Arist?teles)

5 Un poco de historia

Un poco de historia

Alquimia : Azufre, mercurio y sal Piedra filosofal Elixir de la vida. Siglo XVIII: an?lisis gravim?trico cuantitativo Leyes de la qu?mica.

6 Sustancias qu

Sustancias qu

micas (clasificaci?n)

REPASO

7 Leyes fundamentales de la Qu

Leyes fundamentales de la Qu

mica.

Ley de conservaci?n de la masa (Lavoisier). Ley de proporciones definidas (Proust). Ley de proporciones m?ltiples (Dalton). Ley de proporciones rec?procas (Ritcher) Ley de vol?menes de combinaci?n (Gay-Lussac). Hip?tesis de Avogadro

TEOR?A AT?MICA DE DALTON

8 Ley de conservaci

Ley de conservaci

n de la masa (Lavoisier).

En toda transformaci?n qu?mica la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacci?n. Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

9 Ley de proporciones definidas (Proust)

Ley de proporciones definidas (Proust)

Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporci?n de masa fija y definida. Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporci?n: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

10 Ley de proporciones definidas (Proust)

Ley de proporciones definidas (Proust)

Ejemplos.

Azufre + Hierro ? Sulfuro de hierro 4 g 7 g 0 g Inicial 11 g Final 4 g 10 g 0 g Inicial 3 g 11 g Final 8 g 7 g 0 g Inicial 4 g 11 g Final

11 Ley de proporciones definidas (Proust)

Ley de proporciones definidas (Proust)

Ejemplos.

Azufre + Hierro ? Sulfuro de hierro 12 g 30 g 0 g Inicial 9 g 33 g Final 25 g 35 g 0 g Inicial 5 g 55 g Final 135 g 249 g 0 g Inicial 1275 g 37125 g Final

12 Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de ox

Ejemplo: Se sabe que 8 g de azufre reacciona con con 12 g de ox

geno para dar 20 g de tri?xido de azufre: a) ?Cu?ntos gramos de ox?geno reaccionar?n con 1 g de azufre y qu? cantidad de tri?xido de azufre se obtendr?; b) si se descompo-nen 100 g de tri?xido de azufre ?cu?ntos gramos de azufre y de ox?geno se obtendr?n?

a) Azufre + Ox?geno ? Tri?xido de azufre 8 g 12 g 20 g 1 g m(O2) m(SO3) 1g 12 g 1 g 20 g m(O2) = = 1,5 g ; m(SO2) = = 2,5 g 8 g 8 g b) m(S) m(O2) 100 g 100 g 8 g 100 g 12 g m(S) = = 40 g ; m(O2) = = 60 g 20 g 20 g

13 Ley de proporciones m

Ley de proporciones m

ltiples (Dalton).

Cuando dos elementos se combinan entre s? para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre s? una relaci?n de n?meros sencillos.

14 Ley de proporciones m

Ley de proporciones m

ltiples (Dalton). Ejemplo.

?xidos de cobre % cobre % ox?geno I 8883 1117 II 7990 2010 masa cobre masa ox?geno I 7953 (masa de cobre que II 3975 se combina con 1g de ox?geno) 7953 / 3975 ? 2 / 1

15 Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitr

Ejemplo: Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitr

geno pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40?g de ox?geno para dar cinco ?xidos diferentes. Comprobar que se cumple la ley de Dalton.

Sean los ?xidos I, II, III, IV y V respectivamente. Las distintas masas de O que se combinan con una cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones: m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4 = = ; = = m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2 = = ; = = m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1

16 Ley de proporciones rec

Ley de proporciones rec

procas (Ritcher)

Las masas de dos elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma relaci?n que las masas de los dos cuando se combinan entre s?.

17 Ley de proporciones rec

Ley de proporciones rec

procas (Ritcher). Ejemplo.

Si 2 g de hidr?geno se combinan con 16 g de ox?geno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan tambi?n con 16 gramos de ox?geno para dar di?xido de carbono, entonces 2 g de hidr?geno se combinar?n con 6 g de carbono al formar metano.

18 Hip?tesis de Avogadro

Hip?tesis de Avogadro

A una presi?n y a una temperatura determinados en un volumen concreto habr? el mismo n?mero de mol?culas de cualquier gas. Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 mol?culas, ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 ?C) un volumen de 224 litros.

19 Ley de vol

Ley de vol

menes de combinaci?n (Gay-Lussac).

A temperatura y presi?n constantes, los vol?menes de los gases que participan en una reacci?n qu?mica guardan entre s? relaciones de n?meros sencillos.

20 Ejemplo de la ley de vol

Ejemplo de la ley de vol

menes de combi-naci?n (Gay-Lussac).

1 litro de hidr?geno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidr?geno. 1 litro de nitr?geno se combina con 3 litros de hidr?geno para dar 2 litros de amoniaco. 1 litro de ox?geno se combina con 2 litros de hidr?geno para dar 2 litros de agua (gas).

21 Postulados de la teor

Postulados de la teor

a at?mica de Dalton.

Los elementos qu?micos est?n constituidos por part?culas llamadas ?tomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso f?sico o qu?mico. Los ?tomos de un elemento son todos id?nticos en masa y en propiedades. Los ?tomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades. Los compuestos se originan por la uni?n de ?tomos de distintos elementos en una proporci?n constante.

22 Explicaci

Explicaci

n visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teor?a at?mica

Ley de Proust

Ley de Dalton

23 Masas at

Masas at

micas y moleculares

La masa at?mica de un ?tomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los is?topos del mismo. La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas at?micas de todos los ?tomos que componen la mol?cula. Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4 M (H2SO4) = 1,008 u 2 + 32,06 u 1 + 16,00 u 4 = 98,076 u que es la masa de una mol?cula. Normalmente, suele expresarse como M (H2SO4) = 98,076 g/mol

REPASO

24 Concepto de mol

Concepto de mol

Es un n?mero de Avogadro (NA= 6,022 1023) de ?tomos o mol?culas. En el caso de un NA de ?tomos tambi?n suele llamarse ?tomo-gramo. Es, por tanto, la masa at?mica o molecular expresada en gramos. Definici?n actual: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (?tomos, mol?culas, iones...) como ?tomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12C).

REPASO

25 C?lculo del n

C?lculo del n

mero de moles.

Si en M (masa at?mica o molecular)(g) hay 1 mol en m (g) habr? n moles. m (g) n (mol) = M (g/mol) Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habr? en 100 g de dicha sustancia. m (g) 100 g n = = = 2,27 moles CO2 M (g/mol) 44 g/mol

REPASO

26 Ejercicio:

Ejercicio:

Cu?ntas mol?culas de Cl2 hay en 12?g de cloro molecular? Si todas las mol?culas de Cl2 se disociaran para dar ?tomos de cloro, ?Cu?ntos ?tomos de cloro at?mico se obtendr?an?

La masa molecular de Cl2 es 35,45 2 =70,9 u. Luego un mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay: 12 g ?????? = 0,169 moles de Cl2 70,9 g/mol Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 1023 mol?c. 0,169 moles contienen: 0,169 moles 6,02 1023 mol?culas/mol = = 1,017 1023 mol?culas Cl2 2 ?t. Cl 1,0171023 mol?c. Cl2 ????? = 2,0341023 ?t. Cl mol?c. Cl2

REPASO

27 Composici

Composici

n centesimal

A partir de la f?rmula de un compuesto podemos deducir la composici?n centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones. Sea el compuesto AaBb. M (masa molecular) = aMat(A) + bMat(B) M (AaBb) aMat(A) bMat(B) = = 100 % (A) % (B) La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.

28 Ejemplo: Calcular el % de plata, nitr

Ejemplo: Calcular el % de plata, nitr

geno y ox?geno que contiene el nitrato de plata.

M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u 3 = 169,91 u ; M (AgNO3) = 169,91 g/mol 169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) 48,0 g O = = = 100 % Ag % N % O 107,9 g (Ag) 100 % Ag = = 63,50 % de Ag 169,91 g (AgNO3) 14,01 g (N) 100 % N = = 8,25 % de N 169,91 g (AgNO3) 48,0 g (O) 100 % O = = 28,25 % de O 169,91 g (AgNO3)

29 Tipos de f

Tipos de f

rmulas

Molecular. Indica el n? de ?tomos existentes en cada mol?cula. Emp?rica. Indica la proporci?n de ?tomos existentes en una sustancia. Est? siempre reducida al m?ximo. Ejemplo: El per?xido de hidr?geno est? formado por mol?culas con dos ?tomos de H y dos de O. Su f?rmula molecular es H2O2. Su f?rmula emp?rica es HO.

30 Ejercicio: Escribir las f

Ejercicio: Escribir las f

rmulas emp?ricas de: a) Glucosa, conocida tambi?n como dextrosa, cuya f?rmula molecular es C6H12O6; ?xido de nitr?geno (I), gas usado como anest?sico, de f?rmula molecular N2O.

a) Los sub?ndices de la f?rmula emp?rica son los n?meros enteros m?s peque?os que expresan la relaci?n correcta de ?tomos. Dichos n?meros se obtendr?n dividiendo los sub?ndices da la f?rmula molecular por su m?ximo com?n divisor, que en este caso es 6. La f?rmula emp?rica resultante es CH2O. b) Los sub?ndices en N2O son ya los enteros m?s bajos posibles. Por lo tanto, la f?rmula emp?rica coincide con la molecular.

31 C?lculo de la f

C?lculo de la f

rmula emp?rica.

Supongamos que partimos de 100 g de sustancia. Si dividimos el % de cada ?tomo entre su masa at?mica (A), obtendremos el n? de moles (?tomos-gramo) de dicho ?tomo. La proporci?n en moles es igual a la que debe haber en ?tomos en cada mol?cula. Posteriormente, se divide por el que tenga menor n? de moles. Por ?ltimo, si quedan n?meros fraccionarios, se multiplica a todos por un mismo n? con objeto de que queden n?meros enteros.

32 Ejemplo: Calcular la f

Ejemplo: Calcular la f

rmula emp?rica de un compuesto org?nico cuya composici?n centesimal es la siguiente: 348 % de O, 13 % de H y 522 % de C.

34,8 g 13 g = 2,175 mol O; = 13 mol H 16 g/mol 1 g/mol 52,2 g = 4,35 mol C 12 g/mol Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos 1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da una f?rmula emp?rica: C2H6O

33 Masa equivalente

Masa equivalente

Es la masa de un elemento que se combina con 8 g de ox?geno (o aproximadamente con 1 g de hidr?geno) Masa at?m. Masa molec. Masa equiv. = ? valencia valencia En una reacci?n qu?mica siempre reaccionan equivalente a equivalente.

34 Masa equivalente

Masa equivalente

Masa (g) N?mero de equivalentes = masa equivalente En el ejemplo anterior podemos ver como el n?mero de equivalentes tanto de reactivos como de productos es el mismo: 809 g/mol mequil(HBr) = = 809 g/eq 1 eq/mol 558 g/mol mequil(Fe) = = 186 g/eq 3 eq/mol

35 6 HBr + 2 Fe

6 HBr + 2 Fe

2 FeBr3 + 3 H2 435 g 10 g 529 g 054 g

Mequil (g/equil) nequil HBr 809 435/809 = 054 Fe 186 10/186 = 054 FeBr3 985 525/985 = 054 H2 1 054/1 = 054

Leyes fundamentales de la QU
http://900igr.net/prezentacija/anglijskij-jazyk/leyes-fundamentales-de-la-qu-89032.html
c

661

29
900igr.net > > > Leyes fundamentales de la QU