Teoría atómico molecular

•Concepto de mol•Átomos•Moléculas•Ecuación de los gases ideales

Teoría atómica molecularPostulados :

1.La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

2.Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

3.Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.

4.Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

5.Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

6.Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Masa atómica y molecular

• Según DaltonHidrógeno Valor 1Mismas condiciones de presión y temperaturaMasa atómica relativa del oxígeno.

1

16

)(

)(

HatómicamasaN

OatómicamasaN

hidrógenodevolumendelMasa

oxígenovolumendelMasa

Masa atómica

Actualmente:Unidad de masa atómica (u) equivale a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12Masa atómica: es la masa de un átomo en unidades atómicas.Masa atómica relativa: es la relación entre la masa de un átomo y la masa de la unidad atómica. (sin unidades físicas)Masa molecular: la suma de las masas atómicas.

Masa atómica: uma• En la tabla periódica figuran las masas atómicas relativas; esto quiere decir

que sus valores fueron determinados en relación a la masa absoluta de otro átomo que se toma como referencia.

• Se define uma (unidad de masa atómica) como:

12C La masa atómica

del 12C es g231099265.1

gg 24

23

1066054.112

1099265.1

1 uma=1.66054 10-24 g

Oro(Au) la masa de un átomo de oro calculada con el espectómetro es 3.27*10-22 g

Luego para hallar la uma del oro se realiza:

umauma

AUdeatomo

Aug987.196

10*66054.1

1*

1

)(1022.324

22

umauma

elementoatomo

roespetrómetelenMedidoselementoundegramos 2410*66054.1

1*

)(1

)(

¿Cómo se calcularían los uma de un elemento?

Ejercicio 3a) Calcula las masas moleculares de las sustancias siguientes: CO2,

H2SO4, CuO y H2O. Datos: C = 12 u; O = 16 u; H =1 u; S = 32 U; Cu = 63.5 u

b) Halla la composición centesimal de los elementos que tiene el H2SO4

M ( CO2) = (12 + 2 ·16) u = 44 u

M (H2SO4) = (2 · 1 + 32 + 4 · 16) u = 98 u

M ( CuO) = ( 63.5 + 16) u = 79.5 u

M (H2O) = ( 2 · 1 + 16) U = 18 u

a) Sabemos de otros cursos, que los subíndices de los símbolos atómicos indican el número de átomos → en la molécula de ac. Sulfúrico tenemos 2 átomos de H, 1 de S y 4 de O

b) El ácido sulfúrico contiene tres elementos: H, S y O. La masa molecular la hemos calculado y es 98 u. Sabemos que en esas 98 u tenemos 2 · 1 u de H, por lo que tendremos que calcular cuantas hay en 100 u

Odexz

Sdeyy

Hdexx

%31.6398

10064100

164

98

%65.3298

10032100

32

98

%04.298

1002100

12

98

Continuación

Mol: Cantidad de sustancia• El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas…) como átomos hay en 12 g de C12.

1 mol de átomos de 12C = 6,022x1023 átomos ó moléculasConstante de Avogadro: NA = 6,022x1023 mol-1

• Se corresponde con la cantidad de sustancia, igual a la masa atómica expresada en gramos.

átomosg

CátomoCdegCdemol 23

23

121212 10023.6

1099265.1

1121

Ejercicio 4

Calcula la masa en gramos a) De un átomo de carbono

b) De una unidad de masa atómica

gCmol

g

Cdeátomo

CmolCdeátomo 23

2310022.6

1

12

10022.6

11

gCátomo

Cdeg

uma

Cátomouma 24

23

1066.11

1099.1

12

11

Número de moles:

Número de entidades elementales:

m: masa en gM: masa molecular g/mol

n: número de molesNA: número de Avogadro

)(

)(

molg

M

gmn

AnNN

¿Qué no entienden?

Ejercicio 5 Calcula el número de moles que hay en 36 g de las siguientes

sustancias. Dato: C = 12u; H = 1u; Ca = 40u; O = 16u; S = 32ua) Metanob) Calcioc) Ácido sulfúrico

44 25.216

136 CHmoles

g

molCHg

a) El nº de moles indica cuántas veces está contenida la masa molar en la masa de la sustancia, por tanto:

M (CH4) = (12 + 4 ·1 ) = 16 u

b) Calculamos ahora la masa molar del calcio y el número de moles que hay en 36 gramos de las sustancias.

M (Ca) = 40 u

Camolesg

molCag 9.0

40

136

c) Calculamos ahora la masa molar del ácido sulfúrico y el nº de moles

M (H2SO4) = (2 · 1 + 32 + 4 ·16 ) = 98 u

Camolesg

molCag 9.0

40

136

Continuación

Ejercicio 6

Indica el número de moles H2SO4 que hay en los siguientes casos:

Datos: H=1u; S=32u; O=16ua) 49g de H2SO4

b) 250u de H2SO4

c) 20·1020 moléculas de H2SO4

Solución:uuuuSOHmolecularMasa 98)164()32(12)( 42

mol

g

SOHuma

SOHg

molécula

SOHuma

mol

moléculas98

1

1066.1

1

98

1

1002.6

42

4224

4223

Continuación

4242

4242 5.098

149) SOHmol

SOHdeg

SOHmolSOHdega

422442

24

1024.498

1

1

1066.1250) SOHmol

g

SOHmol

uma

gumab

42

4223

4242

20

0033.0

1002.6

11020)

SOHmol

SOHmoléculas

SOHmolSOHmoléculasc

Leyes de los gases ideales• Ley de Boyle-Mariotte: A temperatura constante, si

se aumenta la presión disminuye el volumen. Transformación isotérmica.

Un gas ocupa un volumen dentro de un recipiente extensible de 2l cuando está sometido a una presión de 4atm. Si la presión disminuye a un tercio de su valor ¿cuál será el volumen ocupado?

cteVpcteVpVpVp 221100

lVVatmlatmVpVp 63

424 111100

¿

¿Qué relación hay entre el buceo y la ley de Boyle-Mariotte?

1 atm El volumen es 1

2 atm (10 m)El volumen es ½

3atm (20 m) El volumen es 1/3Si aumenta la presión, el volumen tiene que disminuir para que se mantenga constante el producto

cteVp

Leyes de los gases ideales

• Ley de Charles- Gay-Lussac: si se calienta un gas manteniendo constante la presión, el gas se expande modificando su volumen y temperatura. Transformación isobárica.

cteT

V

T

V

T

V

1

1

0

0V0 = volumen inicialT0 = temperatura inicialV1 = volumen final T1 = temperatura final

Ecuación de estado de los gases ideales

cteVp

cteT

V cte

T

Vp

(Ecuación de estado de los gases)

Según Avogadro 1 mol a p = 1atm y T = 273 ocupa 22.4 l por lo que la

constante, tiene un valor de 0.082 atm l/K mol

A esta constante se la llamo R (constante de los gases ideales)

TRnVp

Para n moles

IsobarasIsobaras marcan líneas de presión contante a una altura determinada.

Borrasca bajas presiones mal tiempo

Anticiclón altas presiones buen tiempo

TRnVp

molg

M

gmn

)(

TRN

mVp

V

m

V

m

TR

Np

TR

Np

¿Cómo calcular le densidad en un gas ideal?

Ejercicio 7En un matraz de 200 ml. Hay hidrógeno (H2) a la presión de 1 atm y temperatura de 27 0C.

a) Calcula el número de moles y la masa de hidrógeno.

b) Si el matraz se introduce abierto en un baño de agua a 97 0C, no varía el volumen y la presión exterior es 1 atm, ¿cuántos moles y moléculas de hidrógeno habrá en cada mililitro del mismo?

gmol

gmolesmolgHM

moles

KKmolLatm

Latm

RT

pVnnRTpVa

232

3

11

1063.11

21013.8/2)(

1013.8

300082.0

2.01)

Continuaciónb) Al aumentar la temperatura y estar el matraz abierto, saldrá gas. El gas remanente mantiene la presión y el volumen constantes. Por tanto:

mLmoléculas

mol

moléculas

L

molmoléculasdenEl

Lmolml

moleshabrámLcadaEn

moles

KKmolLatm

Latm

RT

pVnRTnpV

/10987.1

1

10022.61030.3:º

/1030.3200

1059.6:

1059.6

370082.0

2.01

''''

9

235

53

3

11