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ESTEQUIOMETRIA by Mind Map: ESTEQUIOMETRIA

1. La masa de un mol es expresada en grs se de domina masa-molar

2. A esta cantidad se le conoce como AGOVADRO se ecuacion nos indica que un mol vale 6,022x10 elevado ala 23

3. Mol-Mol

3.1. Es un tipo de relación de sustancias partida y expresada en moles

3.2. El mol es la sustancia la cantidad de sustancias que contiene tantas partículas(Átomos,Moléculas)

3.3. Un mol de cualquier compuesto contiene siempre una cantidad de moléculas de igual numero de 6,022x10 elevado a la 23 este cantidad se utiliza en los cálculos químicos.

3.4. El número de Avogadro es la cantidad de partículas, sean estas moléculas, átomos, electrones, etc.

3.4.1. Ejemplos de ejercicios

3.4.1.1. Si se le adiciona 4 mol de FeCl3 en la reacción química cuantos mole hay NaCl

3.4.1.2. FeCl3(ac)+3NaOH(ac)---Fe(OH)(ac) + 3NaCl(ac)

3.4.1.3. 1 mol= FeCl3(ac)+ 3 mol=3NaOH(ac)-1 mol=Fe(OH)(ac) + 3mol=3NaCl(ac)

3.4.1.3.1. (4 mol FeCl3)(3 mol NaCl)=12/1 mol FeCl3

3.4.1.3.2. 15 mol de NaCl

3.5. Que existen en un mol de una sustancia cualquiera. Es una unidad de medida elemental en la química ya que permite conocer el valor o cantidad de partículas muy pequeñas.

3.6. Al ser de tamaños tan reducidos el valor en el que será expresado suelen ser muy grandes o altos

4. Masa-Masa

4.1. La concentración de la molar se representa con una M es la cantidad de moles de soluto por cada litro de disolución.

4.2. Es un método de factor molar se basa la relación del numero de moles entre dos sustancias que participan.

4.2.1. Ejemplos

4.2.1.1. ?cuantos gramos hay cloururo de aluminio se produce si se reacciona 100g HCL¿

4.2.1.1.1. 6HCL=6 MOL 2ALCL3=2MOL

4.2.1.1.2. 1.H 1X6=6 CL 35.5X6=213

4.2.1.1.3. AL 2X27=54 CL 6X35.5=213

4.2.1.2. H=1; es el peso atomico de hidrogeno multiplicar pór el mol de igual forma con el aluminio ya que se tengan estos resultados sumarlos de igual forma con la siguiente reacción.

4.2.1.2.1. 100GX267=26700

4.2.1.2.2. 26700/213=125ALCL3

4.3. Para preparar las disoluciones molares

4.4. Un mol cualquier sustancia contiene el mismo numero de partículas (Átomos y moléculas)

5. Mol-Masa

5.1. La masa molar de un mol de una sustancia , la cual puede ser un elemento o un compuesto

5.2. Se representa en un numero de átomos , moléculas,o mas generalmente de partículas.

5.2.1. Este numero llamado de Avogadro es muy grande; NA 6,022x10 elevado 23

5.2.1.1. Ejemplos

5.3. La masa molar atómica es la masa de un mol de moléculas

5.3.1. ?cuantos moles hay en HCl --- 200g H2 So4¿

5.3.1.1. X=(Gramos) (mol)/gramos=masa

5.3.1.2. H 2x1=2 S 4x16=32 O=32x16=64

5.3.1.3. 2+32+64=98g

5.3.1.4. (200g)(2mol)/98g=4.08 de H2 So4

5.4. La masa molecular es la de un mol de moléculas

5.5. En la tabla periódica , se puede encontrar la masa molar de los elementos también llamados masa atómica

6. Masa-Mol

6.1. Para encontrar la masa de producto basta con multiplicar los moles del producto por su peso molecular en g/mol

6.2. La noción la de la masa-molar se refiere de la masa de cierta sustancia , expresada en gramos.

6.3. Un mol por su parte es la cantidad de sustancias que contiene tantas entidades elementales (Átomos,iones,)

6.3.1. Ejemplos

6.4. La cantidad de unidades elementales que indique el mol de sustancia. Por lo tanto, es constante ya que no depende del numero del material

6.4.1. Calcular la masa molecular del agua sabiendo que las masas atómicas de hidrógeno y oxígeno son 1,008 y 15,999 uma.

6.4.1.1. La molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, su masa vendrá dada por la suma de dos veces la masa de hidrógeno más la masa del oxígeno.

6.4.1.2. m(H2O) = 2m(H2)+ m(O2) = 2x1,008 + 15,999 = 18,015 uma

6.4.1.3. wUn mol de de una sustancia representa la cantidad en gramos igual al peso molecular y contiene 6,02214x1023 moléculas.

6.4.1.4. La masa molecular del agua es 18,015 uma, por tanto, un mol de agua son 18,015 g y contiene 6,02214x1023moléculas de agua.