CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
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

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.
EJEMPLOS DE COMPUESTOS

Monóxido de Carbono,
CO



Agua, H2O



1 átomo de C
1 átomo de O
2 átomos de H
1 átomo de O
Amonia, NH3
1 átomo de N
 3 átomos de H

Conceptos Importantes Para Cuantificar la Materia
(Elementos y Compuestos)

Con instrumentación moderna, se ha podido medir
la masa promedio de un átomo.


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: 1 átomo de Mg = 4.037 x 10-23 g Mg
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
CONCEPTO DE MOL

Concepto de MOL aplicado a elementos
 El número de átomos en 1 mol de cualquier
elemento se llama el número de Avogadro y es
igual a 6.022x1023.
 1 mol de cualquier elemento es una muestra del
elemento con una masa en gramos igual a la
masa atómica de ese elemento.

Ejemplos
 1 mol Na = 22.99 g Na = 6.022x1023 átomos Na
 1 mol Ca = 40.08 g Ca = 6.022x1023 átomos Ca
 1 mol S = 32.07 g S = 6.022x1023 átomos S
CONCEPTO DE MOL
 Concepto de MOL aplicado a compuestos



El número de moléculas en 1 mol de cualquier
compuesto se llama el número de Avogadro y es
igual a 6.022x1023.
1 mol de cualquier compuesto es una muestra
del compuesto con una masa en gramos igual a
la masa molecular de ese compuesto.
Ejemplos
1 mol H2O = 18.02 g H2O = 6.022x1023 moléculas H2O
 1 mol CO2 = 44.01 g CO2 = 6.022x1023 moléculas CO2
 1 mol NH3 = 17.03 g NH3 = 6.022x1023 moléculas NH3

CONCEPTO DE MOL

El MOL y Cálculos Químicos
 El concepto de mol se 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).
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:

1 mole Ca
40.08 g Ca
40.08 g Ca
and
6.022  10
23
Ca atoms
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
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Mol : Número de Avogadro