Wednesday, November 29, 2006

La Química

Preguntas del Abp Estequiometría

1.- ¿Qué es Estequiometría y para qué sirve?

Es la parte de la química que trata de las relaciones ponderales y volumetrícas que pueden calcularse en las ecuaciones químicas. Para que esto se pueda realizar, las ecuaciones tienen que estar ajustadas.

Citas y referencias bibliográficas. autor: Torres toreblanca, editorial: "La república S.A.C", libro : "el gran maestro".

Libro consultado: ""El gran maestro de la química".

Ejemplos:

En resumen, La estequiometría es el estudio de las relaciones de mol, masa, energía, y volumen en las reacciones químicas, consiste en estudiar las relaciones ponderales o de masa entre reactivos y productos en una reacción química.

Citas y referncias bibliográficas. Páginas consuladas el día 21/07/06. A más información buscar en:

autor: anónimo, Editorial: recursos del Colegio San Ignacio de Loyola, visitada el 21 de noviembre, url: http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/estequiometría.htm

Autor: wikipedia, editorial: wikipedia visitada el 21 de noviembre de 2006 a más información buscar en url: es.wikipedia.org/wiki/Estequiometría

Autor: anónimo, editorial: Fortune City visitada el 21 de noviembre de 2006
MI definición a más información buscar : n:
www.fortunecity.com/campus/dawson/196/definiciones.htm


2.- Origen de la estequiometría.

Fue introducida en 1792 para designar la ciencia que mide las proporciones de los elementos químicos. Introducida por Jeremías Richter (1762- 1807).

Ejercicios Resueltos:

1.- Se dispone de 54 gramos de Al (PA=27 g/mol)

a) calcule el número de moles de Al

b) calcule el número de átomos de Al

a) 1mol 27g

x mol 54g 54.1/27 = 2 moles

b)27g 6,02 x 54.6,02/27 = 12,05 x => 1.205 x 1024 átomos

54 X

R: a) 2 mol b) 1.205 x 1024 átomos

2.- La fórmula molecular del etanol es: C2H6O

a) Calcule el peso molecular del etanol

b) Calcule el porcentaje en peso de cada elemento del compuesto

c) ¿Cuantos gramos de C hay en 100 gramos de etanol?

A) C2 = 24 46g

H6 = 6

O = 16

B) 46 100% 24.100/46 = 52,2 %

24 X

46 100% 6.100/46 = 13 %

6 X

46 100% 16.100/46 = 34,8 %

16 X

C) 46g 24g = 100.24/46 = 52,2 g

100g X

R: a) 46 g/mol b) C:52.2% H: 13.0% O: 34.8% c) 52.2 g

Citas y refrencias bibliográficas. Autor: Prof. Jorge Villaseñor Fica, editorial: Estequiometría, página consultada el día 21/07/06. A más información buscar en:

http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/jvilla/guia_pe.doc

Citas y referencias bibliográficas. Autor: ricon del vago editorial: ricon del vago, visitada el 21 de noviembre de 2006, a más información buscar en: http://html.rincondelvago.com/historia-de-la-quimica_1.html

Por ejercicios:

  • Una sal de mesa comercial, contiene una serie de impurezas. Se sabe que el NaCl reacciona cuantitativamente con el AgNO3 para dar un precipitado de AgCl de acuerdo a la siguiente reacción:

AgNO3 (ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac)

Si una cantidad de 50 gramos de sal comercial se trata con AgNO3, se recogen 112.2 gramos de AgCl. ¿Cuál es el porcentaje de pureza de la sal comercial?

R: 91.54%

  • Considere la siguiente reacción química que ocurre a 750°C:

N2(g) + H2O(g) NH3(g) + O2(g)

Si inicialmente se colocan 10 gramos de N2 con 10 gramos de H2O

a) Reaccionan completamente los reactivos

b) Cuantos gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar

c) Cuantos moles de NH3 se forman

d) Cuantos litros de O2, medido en CNPT se producen

R: a) No b) 4.807 g N2 c) 0.371 mol NH3 d) 6.227 litros O2.

Citas y Referencias Bibliográficas:

Autor del Texto HECTOR URIEL VAZQUEZ MARTINEZ, Nombre de la página Física: Definiciones de términos, editorial Monografías, esta página ha sido visitada el día 22 de noviembre del 2006 a las 9:07 de la mañana.

http://www.monografias.com/trabajos15/definiciones-fisica/definiciones-fisica.shtml

3.- ¿Qué necesitamos de la matemática para estudiar la etequiometria?

Para poder estudiar y comprender la estequiometría necesitamos saber los siguientes temas:

Citas y referencias bibliográficas. Autor: Lama Rosales., bibliográfia: Páginas del colegio.


4.- ¿Qué ciencias se relacionan con la estequiometría?

-La Matemática
-La Física
-La Biología


5.- ¿Qué es una reacción química? Clases.

Proceso mediante el cual una o más sustancias (elementos o compuestos) denominadas reactivos, sufren un proceso de transformación o combinación para dar lugar a una serie de sustancias (elementos o compuestos) denominadas productos. En una reacción química se produce desprendimiento o absorción de calor u otras formas de energía.

Ejercicios:


Citas y referencias bibliográficas. Autor: Wikipedia, Editorial: Wikipedia pagina visitada el 21 de noviembre de 2006, a información buscar en:

es.wikipedia.org/wiki/Reacción_química

Proceso en el cual a partir de una o más sustancias se originan otra u otras distintas a las
Autor: anónimo, editorial: glosario página visitada el 21 de noviembre de 2006

www.uc.cl/quimica/agua/glos4.htm

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 07/12/06. Autores: “Wikipedia” y Anthony Carpi, Ph.D, editorial: Encarta 2006, google, Douglas, B.E., McDaniel, D.H., y Alexander, J.J.

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761573235/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica.html

http://www.monografias.com/trabajos15/reaccion-quimica/reaccion-quimica.shtml

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=54&l=s

Aquellas reacciones donde un reactivo se rompe para formar dos o más productos. Puede ser o no redox.

2H2O2 2H2O + O2

Reacciones de adición

Dos o más reactivos se combinan para formar un producto.

CH2=CH2 + Br2 BrCH2CH2Br

Reacciones de desplazamiento

Aquellas reacciones donde un elemento desplaza a otro en un compuesto.

H3O+ + OH- 2H2O

Reacciones de metátesis

Aquellas reacciones donde dos reactivos se enrocan

2HCl + Na2S H2S­ + 2NaCl

Reacciones de precipitación

Aquellas reacciones donde uno o más reactivos al combinarse genera un producto que es insoluble.

AgNO3 + NaClAgCl¯ + NaNO3

Reacciones de dismutación

Aquellas reacciones donde de los reactivos genera compuestos donde un elemento tiene dos estados de oxidación.

12OH- + 6Br2 BrO-3+ 10Br- + 6H2O

Reacciones de substitución

Aquellas reacciones donde se sustituye uno de los reactivos por alguno de los componentes del otro reactivo.

CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl

Reacciones Redox o de óxido reducción

Aquellas reacciones donde los reactivos intercambian electrones

SO2 + H2OH2SO3

Ejemplos de las reacciones de óxido reducción o redox

· Baterías y pilas (de auto, NiCd, alcalinas)

· Corrosión y enmohecimiento de metales

· Muchas de las reacciones metabólicas

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 21/07/06, autor: VAZQUEZ MARTINEZ. Editorial: “rincón del vago”. A más información buscar en la url: http://www.monografias.com/trabajos15/definiciones-fisica/definiciones-fisica.shtml

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 07/12/06. Autores: “Wikipedia” y Anthony Carpi, Ph.D, editorial: Encarta 2006, google, Douglas, B.E., McDaniel, D.H., y Alexander, J.J.

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacción_química

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761573235/Reacción_química.html

http://www.monografias.com/trabajos15/reaccion-quimica/reaccion-quimica.shtml

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=54&l=s

Otras Reacciones orgánicas

  • Sustitución: Cuando dos compuestos A y B reaccionan en un compuesto C (3Mg + N2(g) --> Mg3N2)
  • Doble Sustitución: Cuando dos compuestos A y B reaccionan en dos compuestos C y D (HCl + NaOH --> H20 + NaCl)
  • Fragmentación: Cuando un compuesto C reacciona en dos compuestos A y B
  • Adición: Cuando dos compuestos A y B reaccionan en tres o más compuestos C, D, E
  • Reordenación: Cuando dos compuestos A y B reaccionan en dos compuestos B y A (Equilibrio de Reacción)

Páginas consultadas el día 21/11/06, editorial: “derechos reservados de wikipedia”, autor: wikipedia. http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

6.- ¿Qué es el número de Avogadro?

Definición: es una constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia

Ejemplo:

a) NA= (6,0221415 ± 0,0000010) × 1023 mol−1.

b) NA = 6.023·1023 moléculas/mol


c) Si un millón de moléculas valiese 1 céntimo de euro, cada español tendría una cantidad de 100.000.000 euros.

A la cantidad de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA uma.

Problemas

El número de bolas de 15 cm de diámetro que podrían obtenerse a partir del globo terrestre sería aproximadamente igual al número de Avogadro.

Un número de libros igual al número de Avogadro, repartido entre 40 millones de españoles, haría corresponder a cada español 1,5 × 10 16 libros. Repartido entre todos los habitantes de la Tierra (unos 5.000 millones), tocaríamos a 1,2 × 10 14 libros.

Citas y referencias bibliográficas, autores: A. Babor, J. Ibarz, fecha: 21/11/06, editorial: “wikipedia”

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_de_Avogadro

7.- ¿Cuáles son las leyes pondérales?

Las leyes pondérales son:
Ley de la conservación de la masa, debida a lavoisier
Ley de las proporciones constantes, debida a proust
Ley de las proporciones múltiples, debida a dalton
Ley de los pesos equivalentes, debida a richter

1. Ley de la conservación de la masa de Lavoisier.

Está importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma).

Ejemplo del h2o): 40g DE Ca 16g de O x DE Ca 8g DE O
Por Tanto 8. 40 x = 20 g DE Ca.

La combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba

Reducido a cenizas, con un peso muy inferior, dado que la materia se transforma.

2. Ley de Proust o de las proporciones constantes

En 1808, J.L. Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

Ejemplo:

Para formar agua h2o, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación
1 MOL AGUA PESA 2 – 1,008 g DE H + 15,999 g DE O = 18,015 g

Ejemplo: si para formar agua h2o, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de h/8 g de o, entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxigeno es 8 gramos.

3. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos. (En vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust. Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de unos de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan entre sí una relación, generalmente por números enteros sencillos.

Numérica Que Enuncia La Ley De Dalton:
2,2287 0,6858 1,1427 1,6001 = 1; = 3; = 5; = 7;
0,2287 0,2287 0,2287 0,2287

Ejemplo:

Se toma 100 gr. de cada uno de cuatro compuestos de cloro y de oxigeno y en ellos se cumple:


A) 1er. Compuesto
81,39 g de cl + 18,61 g de o;

B) 2do. Compuesto
59,32 g cl + 40,68 g de o;

C) 3er. Compuesto
46,67 g cl + 53,33 g de o;

D) 4to. Compuesto
38,46 g cl + 61,54 g de o;

Se toma 100 gr de cada uno de cuatro compuestos de cloro y de oxigeno y en ellos se cumple:
1er. Compuesto
81,39 g de cl + 18,61 g de o;
2do. Compuesto
59,32 g cl + 40,68 g de o;


4. Ley de Richter o de los pesos equivalentes

Fue enunciada por el alemán j.b. Richter en 1792: los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

Ejemplo: si para formar agua h2o, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de h/8 g de o, entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxigeno es 8 gramos

Ejemplo del h2o): 40g DE Ca 16g de O x DE Ca 8g DE O
Por Tanto 8. 40 x = 20 g DE Ca.

Citas y Rerefencias Bibliográficas:
Información extraída de la página titulada: Rincón del vago, visitada el 22/11/06 a las 8:03 p.m. disponible en la Web e la siguiente dirección:
http://html.rincondelvago.com/leyes-ponderales-de-quimica.html

8.- ¿Qué unidades de medidas se utilizan en la estequiometria?

Las unidades que se utilizan en la Estequiometría son las siguientes:

Átomo de gramo

Mol de gramo

Volumen de gramo molecular

Numero de avogadro (mol)

Átomo de gramo: Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.

Ejemplo:

1.- un átomo – gramo de carbono pesa 12 gramos

Mol de gramo: Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos.

Ejemplo:

1.- la molécula de CO2 pesa 44 gramos.

Volumen de gramo molecular:

Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia.

Ejemplo:

1.- 44 gramos de CO2 ocupa, en condiciones normales de temperatura y presión, un volumen de 22.4 litros.

Numero avogadro (mol)
Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituye un mol se conoce con el nombre de número de Avogadro y es igual a 6.02x 1023
Un mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo.
Una mol de moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo.

Ejemplo:

1.- una mol de CO2 contiene 6.02x1023 moléculas y pesa 44 gramos.

Citas y referencias bibliográficas. Autor: anónimo editorial: blogger pagina visitada el 21 de noviembre

http://esteometria-sil.blogspot.com/

9.- ¿Qué es un mol?

“Es la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de sustancia” (1)

“Un MOL es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 entes elementales (átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etc).” (2)

Ejemplo:

El helio tiene un peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de helio contienen un mol de átomos de helio.

Es la unidad base en la medición de la sustancia. Y se representa:

6,02 x 1023 moléculas de NH3= 1 mol de moléculas de NH3

Citas y Referencias Bibliográficas:

Fortune City, MOLES. Página Web visitada el 21/11/06: http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/moles.htm (2)

Wikipedia, MOL, Página Web visitada el 22/11/06: http://es.wikipedia.org/wiki/Mol (1)

*Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C.

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023

Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 26/11/06, autor: anónimo editorial: recursos del colegio pagina visitada el 21 de noviembre

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.html

10.- ¿Qué es peso molecular?

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.

La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.

Ejemplo:

Peso molecular del H20

H2= 2 2+16 = 18

0= 16

Peso molecular del HCL

H=1 1+35= 36

Cl=35

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día. Autor: anónimo editorial: r

Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.

Problemas:

1.- Se mezclan 35 g de PS monodisperso de peso molecular 250.000 g/mol con 10 g de otra muestra del mismo polímero, también monodispersa, de peso molecular 125.000 g/mol. Calcule la polidispersidad de la mezcla

4.- Una muestra de polimetacrilato de metilo tiene un índice de polidispersidad de 2,1 y un peso molecular promedio en peso de 420.000. Calcule su grado de polimerización promedio en peso y promedio en número.

recursos del colegio pagina visitada el 21 de noviembre

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.html

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=53&l=s&c3

11.- ¿Qué es peso fórmula?

“Como el número de pesos formulares gramo de soluto es igual a la masa de soluto (en gramos) entre la masa de la fórmula en gramos (mfg), entonces la formalidad también puede expresarse como F= masa soluto (g)/(mfg)Volumen(L)”(1)

Ejemplos:

Es la masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica

Citas y Referencias Bibliográficas:

WiKiPeDiA, PESO – FÓRMULA - GRAMO, Wikipedia®, Página Web visitada el 22/11/06: http://es.wikipedia.org/wiki/Peso-fórmula-gramo (1)

Diferencia entre peso y masa

A diferencia de la masa, el peso depende de la posición relativa del objeto o de su distancia a la Tierra, y de la aceleración con que se mueve. También depende del planeta u otro cuerpo masivo que actúa sobre el objeto.

* Los objetos diferentes son atraídos por fuerzas gravitatorias de magnitud distinta. La fuerza gravitatoria que actúa sobre un objeto de masa m se puede expresar matemáticamente por la expresión:

P = m \cdot g

donde:

  • P = peso
  • m = masa
  • g = aceleración de la gravedad

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 21/11/06, autor: anónimo, editorial: “wikipedia”, a más información buscar en la url:

http://es.wikipedia.org/wiki/Peso

Bien, masa es la medida de cuánta materia hay en un objeto; el peso es una medida de qué tanta fuerza ejerce la gravedad sobre ese objeto. Su propia masa es la misma no importa si esta--en la tierra, en la luna, o flotando en el espacio--porque la cantidad de materia de que usted está hecho no cambia. Pero su peso depende de cuánta fuerza gravitatoria esté actuando sobre usted en ese momento; usted pesaría menos en la luna que en la tierra, y en el espacio interestelar, usted pesaría prácticamente nada.

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 21/11/06, autor: anónimo, editorial: “Jornadas de la ciencia”, a más información buscar en la url:

http://www.maloka.org/f2000/periodic_table/mass.html

*sugerencias sobre el peso:

Consejos para los niños acerca del peso

Mantener un peso saludable significa:

  • Saber cuál es el peso correcto para tu edad, estatura y tipo de cuerpo (es en ese aspecto donde puede ser útil la charla con un adulto y la consulta a un médico o nutricionista).
  • Darle a tu cuerpo la cantidad correcta de alimentos que sean buenos para ti. Con una nutrición apropiada, puedes crecer, jugar, tener un buen rendimiento en la escuela y sentirte bien contigo mismo.
  • Hacer ejercicios diariamente para desarrollar músculos y huesos fuertes, y tener un corazón sano.

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 21/11/06, autor: Mary L. Gavin, MD, editorial: “¿Cuál es el peso correcto para mi”, a más información buscar en la url:

http://www.kidshealth.org/kid/en_espanol/sano/weight_height_esp.html


12.- ¿En qué consiste la teoría cinética de los gases?

Cuando Boyle descubrió en 1661 su sencilla ley experimental sobre el comportamiento de los gases, trató de idear un modelo que interpretara coherentemente la naturaleza del gas. Ése fue el comienzo de la teoría cinética, desarrollada por Daniel Bernoulli, James Joule, Rudolph Clausius, Ludwig Boltzmann y Albert Einstein, entre otros científicos. Esta teoría se propone dar una explicación microscópica de las leyes macroscópicas experimentales.

Ejemplo 1:

Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas se pueden producir?

La ecuación correspondiente será:

Ejemplo 2:

¿Qué volúmen ocupará a -13ºC y 512 mm. de Hg. un gas que ocupa 450l. a 124ºC y a la presión de dos atmósferas?

V1 = 4500

T1 = 124ºC + 273 = 397ºK

P1 = 2 atm. x 760 = 1520mm. Hg

1 atm. = 760mm. Hg

V2 = ?

T2 = -13 + 273 = 260ºK

P2 = 512 mm. Hg

V2 = 1520mm. Hg. x 450l. x 260 ºK/ 397ºK x 512 mm. Hg.

Citas y Referencias Bibliográficas:


Información extraída de la página titulada: "Teoría Cinética", visitada el 22/11/06 a las 10:41 a.m. disponible en la Web en la siguiente dirección:
http://es.wikipedia.org/wiki/Teoría_cinética

Las hipótesis de las que parte son simples:

1) Un gas consiste en un conglomerado de partículas (átomos o moléculas) que responden a las leyes de la Mecánica newtoniana.

2) La enorme cantidad de partículas se mueven caóticamente y están tan separadas entre sí que su propio volumen es despreciable frente al que ocupa todo el gas.

3) No existen fuerzas apreciables sobre las partículas salvo las que operan durante los choques elásticos entre sí y contra las paredes.

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 21/11/06, autor: anónimo, editorial:”Teoría cinética de gases”, a más información buscar en la url:

http://www.portalplanetasedna.com.ar/teoria_cinetica.htm

TEORIA CINETICA DE LOS GASES

La Teoría Cinética de los Gases explica el comportamiento de los gases utilizando un “modelo” teórico. Suministra un modelo mecánico el cual exhibe propiedades mecánicas promedias, que están identificadas con propiedades macroscópicas, es decir que impresionan nuestros sentidos, tales como la presión.

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 21/11/06, autor: anónimo, editorial:”Rincón del vago”, a más información buscar en la url:

http://html.rincondelvago.com/teoria-cinetica-de-los-gases.htmlç

13.- ¿Qué es un reactivo limitante?

Introducir el tópico

Reactivo limitante es el reactivo que se encuentra en menor proporción en moles que la que señala la proporción estequiométrica, de forma que, cuando él se acaba, la reacción se detiene y, por lo tanto, actúa limitando o controlando la cantidad máxima de producto que se puede obtener.

Análogo

Tópico

Piezas del cochito

Reactivos químicos

Motores

Reactivo limitante

Proporción en el número de piezas

Proporción estequiométrica

Construcción de cochitos

Reacción química

Cochitos construidos

Productos químicos

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 21/11/06, autor: anónimo, editorial:” ANALOGÍA: Reactivo limitante / piezas de un cochito”, a más información buscar en la url:

http://nti.educa.rcanaria.es/blas_cabrera/Didactica/Analogias/Analogía%20reactivo%20limitante.htm


14.- ¿Qué y Cuáles son las leyes volumétricas?

Leyes volumétricas:

Muchos elementos y compuestos son gases, donde resulta más cómodo medir el volumen que el peso.
Las leyes volumétricas sólo son aplicables a gases.

Ejemplo

Una muestra de un gas ocupa un volumen de 600 ml cuando se mide 20 centigrados y una presion de 720 mm de hg ¿Qué columen ocupará a 20 grados centigrados y 240 mm de hg?

V = 600 ml Vi = X 720.600.293/293.240 = 1800 ml

T = 20 + 273 Ti = 20 + 273

P = 720 Pi = 240

Una muestra de un gas a una presión equivalente a 740 mm de hg y 20 grados centigrados ocupa un volumen de 400 ml ¿ Qué volumen ocupará a 30 grados centigrados si la presión no varia?

P = 740 Pi = 740 303.740.400/740.293 = 314 ml

v = 400 ml Vi = x

t = 20 + 273 Ti = 30 + 273

1.-LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (Gay- Lussac 1808)

"En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen, están en una relación de números enteros sencilla."

Ejemplo:

N2 + 3 H2 --> NH3

1 litro de Nitrógeno se combina con 3 litros de Hidrógeno para obtener 2 litros de Amoniaco, nótese que el volumen no se conserva, los reactivos ocupaban 4 litros mientras los productos sólo ocupan 2 litros.

2.-Leyes de los gases ideales:

Llamamos Gases ideales a ciertos gases que complen unas características que se pueden resumir en que sus moléculas no interactúan entre ellas y que se mueven de forma aleatoria colisionando de forma perfectamente elástica con las paredes del recipiente y entre ellas. Los Gases ideales no existen, pero los gases reales, en condiciones de baja presión y altas temperaturas, se comportan de manera muy parecida a gases ideales.

a) Ley de Boyle y Mariotte:
"Para una masa de gas mantenida a temperatura constante, el producto de la presión por el volumen, es constante."

P1 *V1 =P2*V2

b) Leyes de Gay-Lussac
"Para una masa de gas a volumen constante, las presiones son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas." (comentar la escala absoluta de temperaturas en ºK)

P1 /T1 =P2/T2

"Para una masa de gas a presión constante, los volúmenes son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas."

V1/T1 =V2/T2

c) Ecuación general de estado de los Gases Perfectos

(P1 *V1)/T1 =(P2*V2)/T2

PV=nRT R=0.082 atm*l/K*mol = 8.3144 J/k*mol

N2 + 3 H2 --> NH3

1 litro de Nitrógeno se combina con 3 litros de Hidrógeno para obtener 2 litros de Amoniaco, nótese que el volumen no se conserva, los reactivos ocupaban 4 litros mientras los productos sólo ocupan 2 litros.

d) Ley de Dalton
"En una mezcla gaseosa, la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de los gases que e la forman." Fracción molar xi=ni/nt

Citas y referencias Bibliografícas, autor: anónimo, editorial: google, pagina visitada el 22 de noviembre de 2006 url:

http://perso.wanadoo.es/frq/estequiometria/main4.html

Problemas de Leyes Volumétricas:

15.- ¿Cómo elaborar un folleto didáctico?

Se elabora primero viendo el tema el cual quieres, se pone la carátula. Luego se realiza el índice temático, y se pasa a construir la forma del folleto como usted mas lo creas conveniente

16.- ¿Qué es química?

Leyenda:
El origen en si en la química empieza con los alquimistas. Dicen que hace mucho tiempo un rey quiere lograr la vida eterna por eso reúne a todos los brujos, alquimistas…para que elaboren o busquen el elixir de la vida y la piedra filosofal, pero esto nunca se encontró pero si se hallo le carbón y diversas cosas mas… y también se comenzó ha realizar los diferentes compuesto como el petróleo.

Química es la ciencia que estudia la estructura, propiedades y transformaciones de la materia a partir de su composición atómica, formando diferentes substancias.

Citas y referencias Bibliografícas, autor: wikipedia, editorial: wikipedia, pagina visitada el 22 de noviembre de 2006, url:

es.wikipedia.org/wiki/Quimica

Mi definición:

Química es la ciencia que estudia de lo que se compone la materia y los diferentes cambios que atraviesa.

La química puede describirse como el estudio de la composición de la materia y los cambios por los que atraviesa.

Citas y referencias Bibliografícas autor: anónimo, editorial: salón hogar, pagina visitada el 22 de noviembre de 2006


http://www.salonhogar.com/ciencias/quimica/conceptodeqimica.htm

Titulo: Antonio Lorenzo Lavoisier
Autor: anónimo
editorial: google
Disponible en la página:

http://www.leloir.org.ar/Espanol/Paginas/Agencia%20CyTA/Efemerides/Efemerides_Mayo.htm


17.- ¿Quién fue Lorenzo Antoigne Lavoisier y cuál su aporte a la estequiometría?


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Antonio Lorenzo Lavoisier (1743- 1794) fue quien introdujo el empleo de la balanza en el estudio de la química.
Lavoisier realizó muchos estudios sobre reacciones de combustible y calentamiento de metales. Determinaba cuidadosamente la masa de los gases producidos, la de los combustibles y metales antes de calentar, así como la de los productos. Comprobó también, que la masa de ceniza obtenida era igual a la masa del mercurio del oxígeno combinado. Al calentar a temperatura superior el óxido obtenido, obtuvo de nuevo el oxígeno libre, cuyo volumen correspondía al perdido aparentemente por el aire en la primera reacción.

CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: Ley de la conversión de la masa

Creador: Gobierno Bolivariano de Venezuela

Auspician: RENA (Red Escolar Nacional)

Esta página fue visitada el 7 de noviembre de 2006

http://www.rena.edu.ve/terceraetapa/quimica/LeyesCbQuimica.html

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 01/12/06, Autor: PostNuke, Lorenzo Hernández Villalobos, biliográfia: " Ciencia Online"

http://www.cienciaonline.com/modules.php?op=modload&name=News&file=article&sid=119&mode=thread&order=0&thold=0

18.- ¿Cómo reconocer los porcentajes en la estequiometría?

Para poder determinar lo que es una composición porcentual, debemos de entender primero lo que es masa molar:

Masa Molar.- es la masa en gramos de un mol (cantidad de materia que presenta igual cantidad de objetos como el número de átomos que existen en 12 gramos de 12C). Una masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numérica igual a su peso procedimiento (en unidades de masa atómica “UMA”)

El método de compuesto, afirma que la cantidad de átomos de cada elemento esta presente en una unidad del compuesto. Es posible hallar el cálculo del porcentaje que cada elemento facilita a la masa neta del compuesto; todo esto se da a partir de la fórmula del compuesto.

La estructura porcentual en masa de cada elemento dentro de un elemento. La composición porcentual se determina al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.

Simbólicamente, la composición porcentual se representa de la siguiente forma:

n masa molar del elemento 100%

masa molar del compuesto

Citas y referencias bibliográficas:

ESTEQUIOMETRÍA EN ELEMENTOS Y COMPUESTOS.

Uva. E.T.S Ingenieros de sistemas.

Esta página fue visitada el 22/11/06

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.html

ESTEQUIOMETRÍA.

Wanadoo.

Esta página fue visitada el 22/11/06:

http://html.rincondelvago.com/estequiometria.html


19.- ¿Qué tipos de masa podemos encontrar en la estequiometría?

Podemos encontrar:

Masa atómica:

Si suponemos que las sustancias están formadas por átomos, que se unen entre sí formando moléculas, es lógico pensar en cuál es la masa de esos átomos. Éste es un problema que se plantearon los científicos a principios del siglo XIX, en el marco de la Teoría Atómica, y que dio lugar a una laboriosa y apasionante tarea investigadora, llena de polémica que duró toda la primera mitad del siglo.

No tiene sentido pensar que un átomo o una molécula se puede pesar directamente en una balanza. Tampoco podemos hallar la masa de los átomos pesando una cierta cantidad de sustancia simple y dividirla por el número de átomos que haya en esa cantidad de sustancia porque es muy difícil conocer cuál es el número total de átomos.

Para expresar la masa de los átomos, los científicos eligieron el término masa atómica que puede definirse como la masa promedio de los átomos de un elemento en relación a la masa de un átomo de carbono 12, tomado exactamente como 12.0000.

Cuando en la Tabla Periódica leemos MASA ATÓMICA, hablamos en realidad de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, pues se compara la masa de cada uno con una unidad de referencia llamada u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa Atómica, (cuyo valor es igual a la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo de C) . En realidad no podemos pesar la masa de un átomo individualmente.

Masa molecular:

Se puede definir como la suma de los pesos atómicos de los átomos de una Molécula. Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está comparando la masa de una molécula con la u.m.a. No podemos pesar la masa de una molécula individualmente.

Así por ejemplo, si tenemos una molécula de agua, esta por definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos, etc.

Molécula de agua H2O

M = (2 x 1) + 16 = 18 g

Donde obtenemos los pesos de cada elemento de la tabla periódica .

Masa formular:

El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos relativos.

Ejemplos:

Unid.

P.A. (uma)

Unid.

P.A. (uma)

1 x Na =

1

x 23 uma

3 x H

3

x 1 uma = 3 uma

1 x H =

1

x 1 uma

1 x P

1

x 31 uma = 31 uma

1 x O =

1

x 16 uma

4 x O

4

x 16 uma = 64 uma

NaOH Peso Fórmula = 40 uma

H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma

Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que existen como moléculas discretas.

Citas y referencias bibliográficas:

ANALOGÍA: Reactivo limitante / piezas de un cochito

Esta página fue visitada el 21/11/06:

http://nti.educa.rcanaria.es/blas_cabrera/Didactica/Analogias/Analogía%20reactivo%20limitante.htm

20.- ¿Qué es la UMA?

La UMA es una unidad de masa atómica, también Dalton en honor del químico John Dalton, es la más pequeña unidad de masa usada para expresar masas atómicas y masas moleculares.

Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono: el carbono-12. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se abrevia como uma, aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés: amu (Atomic Mass Unit).

Citas y referencias bibliográficas:

Unidad de Masa atómica.

Wikipedia

Esta página fue visitada el 21/11/06:

http://es.wikipedia.org/wiki/Uma

21.- ¿Es importante saber elementos compuestos en la estequiometria?

Una solución se encuentra formada por dos elementos denominados: solvente y soluto

  • "Se denomina disolvente (en ocasiones llamado solvente) a aquella sustancia que permite la dispersión de otra en su seno. Normalmente el disolvente establece el estado físico de la disolución, por lo que se dice que el disolvente es el componente de una disolución que está en el mismo estado físico que la disolución."

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 01/12/06, autor: "wikipedia", bibliográfia: Esta página fue modificada por última vez el 01:59, 25 nov 2006.
El contenido está disponible bajo los términos de la Licencia de documentación libre de GNU (véase Copyrights para más detalles).

http://es.wikipedia.org/wiki/Disolvente

  • "Se llama soluto a la sustancia minoritaria en una disolución o, en general, a la sustancia de interés.
    Lo más habitual es que se trate de un sólido que es contenido en una solución líquida (sin que se forme una segunda fase)
    La
    solubilidad de un compuesto químico depende en gran medida de su polaridad. "

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 01/12/06, autor: "wikipedia", bibliográfia: Esta página fue modificada por última vez el 01:59, 25 nov 2006. El contenido está disponible bajo los términos de la Licencia de documentación libre de GNU (véase Copyrights para más detalles).

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluto

EJEMPLO:


Si tenemos agua azucarada, podemos destacar que el agua es el Solvente (porque disuelve al azucar), mientras que el azucar es el soluto (porque se disuelve en el agua)

22.- ¿Cuáles son los elementos en una solución?

Los elementos de una solución es la mezcla homogénea formada por soluto y solvente. Sus componentes pueden separarse mediante cambios de estado.

Soluto: Es aquel componente de una solución que se encuentra en menor cantidad y corresponde al componente que se disuelve en el solvente.

Solvente: Es aquel componente de una solución que se encuentra en mayor cantidad y corresponde al componente que disuelve al soluto.

CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRÁFIAS:

Información extraída de la página titulada: "Glosario R - Z", visitada el 02/12/06 a las 01:30 p.m. disponible en la Web en la siguiente dirección: http://www.uc.cl/quimica/agua/glos4.htm

23.- Establecer la diferencia entre mezcla y combinación.

MEZCLA: en una mezcla se pueden agregar 2, 3 ó más sustancias; en cantidades indefinidas; no se produce ningún cambio de energía .
Al final de cualquier mezcla seguiremos teniendo las sustancias que agregamos y en las mismas cantidades, no tendremos nada nuevo.

  • Ejemplos: una ensalada, es una mezcla; el aire, es una mezcla de gases; sal disuelta en agua, es una mezcla (porque no se formó nada nuevo, se sigue teniendo agua y sal, que se puede separar, utilizando los medios adecuados); agua y aceite, es una mezcla (tanto como la anterior).

COMBINACIÓN: Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más sustancias se puede obtener otra (u otras) con propiededes diferentes. Para que tenga lugar, debemos agregar las sustancias a combinar en cantidades perfectamente definidas, y para producirse efectivamente la combinación se necesitará liberar o absorver calor (intercambio de energía).

  • Ejemplos: una cierta cantidad de cobre reaccionará con el oxígeno del aire cuando se le acerque la llama de un mechero, entonces se combinan el cobre y oxígeno, gracias a la energía proporcionada por el calor de la llama del mechero.

Titulo: Antonio Lavoisier

Autor: Elvia Beatriz Delgado Rodríguez

Consultada: 29/11/06

Disponible en la página: http://www.geocities.com/fdocc/lavoisier1.htm


24.- Relación entre reactivo limitante y rendimiento.

Reactivo Limitante

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.

Reactivo limitante

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.


Ejemplo 1:

Para la reacción:

Rendimiento

Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.

La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad

Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico

Razones de este hecho:

  • es posible que no todos los productos reaccionen
  • es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
  • la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:



Ejemplo:

La reacción de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cual es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).


Titulo: Reactivo limitante

Autor: Jose Garrido

Consultada: El 30/11/06

Disponible en la pagina: http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html

Ejercicios:

Citas y referencias bibliográficas. Páginas consultadas el día 01/12/06. A más información buscar en:

http://www.eis.uva.es/~qgintro/genera.cgi?tema=4&ejer=4

25.- ¿Qué es una mili mol?

Una mili mol es la milésima parte de un mol.

Ejemplo:

Peso molecular de la glucosa 180 g y un milimol 180 mg.

Un mol de cloruro de sodio es 58.5g, un milimol 58.5 miligramos.

Citas y referencias bibliográficas:

Estado Ácido Base.

Prof. Dr. Edgardo Marecos. Revista de Posgrado de la Cátedra VIa Medicina N° 103 - Abril/2001.Página: 1-3

Esta página fue visitada el 22/11/06:

http://med.unne.edu.ar/revista/revista103/estado_acido_base.html