TEORIA ATÓMICA DE DALTON

1. TEORIA ATÓMICA DE DALTON • Los elementos están formados por partículas elementales extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos y diferentes a los de otro elemento. • Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre 2 de los elementos presentes siempre es un número entero o fracción sencilla. • Una reacción química sólo implica la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

2. Ley de las Proporciones Definidas Muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en las mismasproporciones de masa. Ley de las Proporciones Múltiples Si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación denúmeros enteros pequeños. Ley de la conservación de la materia La materia no se crea ni se destruye.

3. ELECTRONES PROTONES NEUTRONES Masa Atómica Partículas extremadamente pequeñas. Pero existen métodos experimentales para determinar su masa en relación con la de otro. ÁTOMO Es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Masa Atómica (Peso atómico)

4. Es una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono – 12. Unidad de Masa Atómica (uma) Isótopo 6 protones 6 neutrones Carbono – 12 12 uma Por ej. se ha demostrado que un átomo de hidrógeno tiene sólo un 8.4 % de la masa del átomo de carbono: 0.084 x 12 uma = 1.008 uma

5. Masa Atómica Promedio La mayoría de los elementos de origen natural, tienen más de un ISÓTOPO. Para la masa atómica de un elemento, hay que determinar la MASA PROMEDIO de la mezcla de los isótopos. Por ej. Carbono – 12 98.90 % Carbono – 13 1.10 % Masa atómica promedio =(0.9890 x 12) + (0.0110 x 13.0035)

6. Para el sistema internacional (SI) Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de Carbono – 12 MOL El número real de átomos en 12 g de carbono – 12 se determina experimentalmente NÚMERO DE AVOGADRO NA NA = 6.0221367 X 1023

7. 1 mol C – 12 = 12 g C – 12 = 6.022 x 1023 átomos de C – 12 Es la masa (gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia Masa Molar Masa Molecular Peso Molecular Es la suma de las masa atómicas (en uma) en una molécula. Ej. H2O (2 x 1.008) + 16.00 = 18.02 uma 1 mol H2O = 18.02 g H2O = 6.022 x 1023 moléculas de H2O

8. 1 át. 12C x 1mol át. 12C x 12,00 g 12C = 1,993x10–23 g 12C 6,022x10+23 át. 12C 1mol át. 12C PESO ATÓMICO (P.A.) 1 UMA = 1,661x10–24 g ó 1 g = 6,022x10+23 UMA El número de AVOGADRO permite efectuar conversiones entre masa y moles de átomos mediante:

9. Ejemplo: Cuantos moles de He están contenidos en 6,46 g de gas noble. • MASA MOLECULAR (M.M. O P.M.): • Se define para un compuesto o molécula.

10. Ejemplo: Calcular el peso molecular para la molécula de agua (H2O). • COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE LOS COMPUESTOS: • Composición porcentual en masa: Es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. • n = número de moles del elemento contenidos en un mol de compuesto.

11. 2 mol de átomos de H 2 mol de átomos de O Ejemplo: Peróxido de Hidrogeno 1 mol moléculas H2O2 P.M.= 34,02 g/mol F.E.: HO F.M.: H2O2 Ejemplo: Determine la composición porcentual de H y O en peróxido de hidrogeno. • FORMULA EMPÍRICA Y FORMULA MOLECUALR: • Formula Empírica (F.E:): Relación numérica mínima entre los átomos que conformar la molécula de un compuesto químico. • Formula Molecular (F.M.): Relación exacta entre los átomos que conforman la molécula de un compuesto químico.

12. Porcentaje en masa de cada elemento Considere una Muestra de 100 g Cálculo de la masa de cada elemento Con las masas molares Cálculo de los moles de cada elemento Se determina la fracción molar de cada elemento Determinación de la Fórmula empírica

13. Elegir una base de calculo de por ejemplo 100 g 40,92% C 4,58% H 54,50% O Ácido Ascórbico C3,407H4,54O3,406 Dividir por el más pequeño: • Determinación de Formula Empírica a Partir de la Composición Porcentual: C1H1.33O1

14. C1H1,33O1 / x 3 C3H4O3 F.E. • Determinación de Formula Molecular a Partir de Formula Empírica: • Requiere conocer el P.M. aproximado y la F.E. Ejemplo: Ácido Ascórbico. Búsqueda de un factor escalar para la formula:

15. Ejemplo • La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis del compuesto da la siguiente composición elemental porcentual en masa: C = 44,4%; H = 6,21%, S = 39,5%; 0: 9,86%. Determine su fórmula empírica MM C = 12,0 g H = 1,0 g S = 32,0 g O = 16,0 g Cálculo número de moles R = C6H10S2O