1. Teoría atómico molecular
•Concepto de mol
•Átomos
•Moléculas
•Ecuación de los
gases ideales

2. Teoría atómica molecular
Postulados :
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.

3. Masa atómica y molecular
• Según Dalton
Hidrógeno Valor 1
Mismas condiciones de presión y temperatura
Masa atómica relativa del oxígeno.
1
16
)(
)(

HatómicamasaN
OatómicamasaN
hidrógenodevolumendelMasa
oxígenovolumendelMasa

4. Masa atómica
Actualmente:
Unidad de masa atómica (u) equivale a 1/12 de
la masa del átomo de carbono 12
Masa 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.

5. 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
g23
1099265.1 

g
g 24
23
1066054.1
12
1099265.1 


 1 uma=1.66054 10-24 g

6. 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:
uma
uma
AUdeatomo
Aug
987.196
10*66054.1
1
*
1
)(1022.3
24
22




uma
uma
elementoatomo
roespetrómetelenMedidoselementoundegramos
24
10*66054.1
1
*
)(1
)(
¿Cómo se calcularían los uma de un
elemento?

7. Ejercicio 3
a) 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

8. 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
Odex
z
Sdey
y
Hdex
x
%31.63
98
10064100
164
98
%65.32
98
10032100
32
98
%04.2
98
1002100
12
98











Continuación

9. 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 moléculas
Constante de Avogadro: NA = 6,022x1023 mol-1
• Se corresponde con la cantidad de sustancia, igual a la
masa atómica expresada en gramos.
átomos
g
Cátomo
CdegCdemol 23
23
12
1212
10023.6
1099265.1
1
121 

 

10. Ejercicio 4
Calcula la masa en gramos
a) De un átomo de carbono
a) De una unidad de masa atómica
g
Cmol
g
Cdeátomo
Cmol
Cdeátomo 23
23
10022.6
1
12
10022.6
1
1 


g
Cátomo
Cdeg
uma
Cátomo
uma 24
23
1066.1
1
1099.1
12
1
1 





11. Número de moles:
Número de entidades elementales:
m: masa en g
M: masa molecular g/mol
n: número de moles
NA: número de Avogadro
)(
)(
mol
g
M
gm
n 
AnNN 
¿Qué no entienden?

12. 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 = 32u
a) Metano
b) Calcio
c) Ácido sulfúrico
44 25.2
16
1
36 CHmoles
g
mol
CHg 
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

13. 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
Camoles
g
mol
Cag 9.0
40
1
36 
c) Calculamos ahora la masa molar del ácido sulfúrico y el nº de
moles
M (H2SO4) = (2 · 1 + 32 + 4 ·16 ) = 98 u
Camoles
g
mol
Cag 9.0
40
1
36 
Continuación

14. Ejercicio 6
Indica el número de moles H2SO4 que hay en los siguientes casos:
Datos: H=1u; S=32u; O=16u
a) 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
moléculas
98
1
1066.1
1
98
1
1002.6
42
42
24
42
23



 

15. Continuación
42
42
42
42 5.0
98
1
49) SOHmol
SOHdeg
SOHmol
SOHdega 
42
2442
24
1024.4
98
1
1
1066.1
250) SOHmol
g
SOHmol
uma
g
umab 




42
42
23
42
42
20
0033.0
1002.6
1
1020)
SOHmol
SOHmoléculas
SOHmol
SOHmoléculasc





16. 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 6
3
4
24 111100 

17. ¿
¿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
1/3
Si aumenta la presión, el
volumen tiene que disminuir
para que se mantenga
constante el producto
cteVp 

18. 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.
cte
T
V
T
V
T
V

1
1
0
0
V0 = volumen inicial
T0 = temperatura inicial
V1 = volumen final
T1 = temperatura final

19. Ecuación de estado de los gases ideales
cteVp 
cte
T
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

20. Isobaras
Isobaras marcan líneas de presión contante a una altura determinada.
Borrasca bajas presiones mal tiempo
Anticiclón altas presiones buen tiempo

21. TRnVp 







mol
g
M
gm
n
)(
TR
N
m
Vp 
V
m

V
m
TR
Np



TR
Np



¿Cómo calcular le densidad en un gas
ideal?

22. Ejercicio 7
En 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?
g
mol
g
molesmolgHM
moles
KKmolLatm
Latm
RT
pV
nnRTpVa
23
2
3
11
1063.1
1
2
1013.8/2)(
1013.8
300082.0
2.01
)










23. Continuación
b) 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
mol
moléculasdenEl
Lmol
ml
moles
habrámLcadaEn
moles
KKmolLatm
Latm
RT
pV
nRTnpV
/10987.1
1
10022.6
1030.3:º
/1030.3
200
1059.6
:
1059.6
370082.0
2.01
'
'''
9
23
5
5
3
3
11















