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Clasificación de la Materia

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Clasificación de la Materia

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  1. Clasificación de la Materia

  2. Clasificación de la Materia • Sustancias Puras • Tienen una composición constante y propiedades físicas y químicas únicas. • Elemento • Sustancia pura compuesta por moléculas del mismo átomo • Compuesto • Sustancia pura compuesta por moléculas de distintos átomos • Mezclas • Combinación de dos o más sustancias puras • Sus propiedades pueden variar de acuerdo a la cantidad de cada sustancia. • Homogéneas: composición uniforme • Heterogéneas: composición no uniforme

  3. FORMULAS DE COMPUESTOS • La fórmula de un compuesto está hecha de los símbolos de cada elemento en ese compuesto. Cada símbolo representa un átomo del elemento. Si más de un átomo está representado, se utiliza un subscrito después del símbolo.

  4. EJEMPLOS DE COMPUESTOS • Monóxido de Carbono, CO • 1 átomo de C • 1 átomo de O • Agua, H2O • 2 átomos de H • 1 átomo de O • Amonia, NH3 • 1 átomo de N • 3 átomos de H

  5. Conceptos Importantes Para Cuantificar la Materia (Elementos y Compuestos) • Con instrumentación moderna, se ha podido medir la masa promedio de un átomo. • Ejemplo: 1 átomo de Mg = 4.037 x 10-23 g Mg • Para simplificar el cálculo, se establece que el número de masa (no. de protones + no. de neutrones) es igual a la masa atómica en gramos. • Ejemplo: Mg el número de masa = 24.31g Mg • ¿Cuántos átomos hay de Mg en 24.31g Mg? 24.31g Mg x 1 átomo Mg = 6.022 x 1023 átomos Mg 4.037 x 10-23 g Mg

  6. CONCEPTO DE MOL • Concepto de MOLaplicado a elementos • El número de átomos en 1 mol de cualquierelemento se llama el número de Avogadro y esigual a 6.022x1023. • 1 mol de cualquierelementoesunamuestra del elemento con unamasa en gramosigual a la masaatómica de eseelemento. • Ejemplos • 1 mol Na = 22.99 g Na = 6.022x1023átomos Na • 1 mol Ca = 40.08 g Ca = 6.022x1023átomos Ca • 1 mol S = 32.07 g S = 6.022x1023 átomos S

  7. CONCEPTO DE MOL • Concepto de MOLaplicado a compuestos • El número de moléculas en 1 mol de cualquiercompuesto se llama el número de Avogadro y esigual a 6.022x1023. • 1 mol de cualquiercompuestoesunamuestra del compuesto con unamasa en gramosigual a la masa molecular de esecompuesto. • Ejemplos • 1 mol H2O = 18.02 g H2O = 6.022x1023moléculas H2O • 1 mol CO2 = 44.01 g CO2 = 6.022x1023moléculas CO2 • 1 mol NH3 = 17.03 g NH3 = 6.022x1023moléculas NH3

  8. CONCEPTO DE MOL • El MOL y Cálculos Químicos • El concepto de molse puede utilizar para obtener factores de conversión útiles en cálculos químicos que envuelvan elementos y compuestos. One mole quantities of six metals; top row (left to right): Cu beads (63.5 g), Al foil (27.0 g), and Pb shot (207.2 g); bottom row (left to right): S powder (32.1 g), Cr chunks (52.0 g), and Mg shavings (24.4 g). One mole quantities of four compounds: H2O (18.0 g); small beaker NaCl (58.4 g); large beaker aspirin, C9H8O4, (180.2 g); green (NiCl2 · 6H2O) (237.7 g).

  9. CALCULOS CON MOL • Para elementos: ejemplo calcio Ca 1 mol Ca= 40.08 g Ca = 6.022x1023 Ca atoms • Cualquiera de estas relaciones se pueden utilizar para proveer factores utilizables para resolver problemas numéricos. • Ejemplo: and

  10. CALCULOS CON MOL • El concepto de mol se puede aplicar a las moléculas para calcular la masa molecular. • Ejemplo: compuesto H2O • 1 mol de uma molécula H2O = 2 moles de átomos de H + 1 mol de átomos de O Masa molecular g H2O = 2 moles H (1.008g H / 1 mol H) + 1 mol O(16.00g O / 1 mol O ) = 18.00g H2O