Este documento presenta una agenda para una clase de química general que incluye bienvenida, asistencia, retroalimentación sobre la clase anterior, y una discusión sobre relaciones estequiométricas y ecuaciones químicas. También define conceptos clave como mol, número de Avogadro, peso atómico y molecular, masa molar, y masa molecular, y explica cómo calcular el número de moles.
5. Retroalimentación
¿Que recuerda sobre la clase anterior?
¿Cuántos electrones de valencia tiene el
siguiente elemento?
¿Qué es la configuración electrónica?
6. Como ubicamos un elemento a partir de su
configuración electrónica en la tabla
periodica
Se retoma el dato de su último subnivel
11. El termino estequiometría proviene del griego stoicheion, 'elemento'
y métrón, medida' y se define como el cálculo de las relaciones
cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una
reacción química.
Estequiometría
12. 1. Ley de la conservación de la materia
Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier
después de realizar varios experimentos en los
cuales la cantidad de más de las sustancias
constituyentes rea igual al de las sustancias
obtenidas de la masa de las sustancias
obtenidas después del cambio químico sufrido.
Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni
se destruye, solo se transforma.
Leyes estequiométricas
13. 2.- Ley de las proporciones constantes
Esta ley es también conocida como ley de las
proporciones definidas o fijas.
En sus experimentos el químico francés
Joseph Proust realizo innumerables
análisis cuantitativos, en los cuales se percató
de que los elementos, al unirse
para formar un compuesto, siempre lo hacen
de la misma cantidad, la cual
permanece fija e invariable.
Es por eso que esta ley dice: Los elementos
que forman un compuesto se
combinan siempre en la misma
proporción.
14. 3.- Ley de la proporciones múltiples
Dalton, al realizar sus experimentos, se
dio cuenta de que hay elementos que
al combinarse en diferente proporción
forman compuestos distintos.
Esta ley nos menciona lo siguiente:
Dos elementos se pueden combinar
en proporciones diferentes
formando compuestos distintos.
16. Mol
Un mol se define como la cantidad de materia que
tiene tantos objetos como el número de átomos que
hay en exactamente 12 gramos de Carbono 12.
Se ha demostrado que este número es:
átomos
17. Mol
Un mol de Hidrógeno:
Un mol de Carbono:
átomos
átomos
18. Número de Avogrado
Es el número de moléculas o moles de cualquier
sustancia o en 22.4 litros de un gas en condiciones
normales de temperatura y presión, y es igual a:
19. Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.
La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está
compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las
masas de los compuestos estudiados.
Peso atómico y molecular
20. Masa Molar
Masa en gramos o kilogramos de 1 mol de cualquier
sustancia.
1 mol de H= 1.0079 gr
1 mol de C= 12.011 gr
Corresponde al peso atómico en la tabla periódica
24. La masa de un mol de moléculas es la masa
molecular expresada en gramos (masa molar: Se
mide en g/mol). Mientras que la masa de una
molécula es la masa molecular expresada en
uma. La relación es: un mol contiene el número
de Avogadro de partículas y su masa es su masa
atómica o molecular expresada en gramos.