La estequiometría estudia las leyes ponderales para calcular las cantidades de sustancias en una reacción química. Estas leyes incluyen la conservación de la masa y las proporciones constantes, múltiples y recíprocas. La estequiometría permite determinar masas, moles y volúmenes de reactivos y productos mediante cálculos basados en las fórmulas moleculares y masas atómicas y moleculares.

1. QUIMICA
ESTEQUIOMETRÍA
PROFESOR: QBA MIGUEL ANGEL CASTRO RAMÍREZ

2. La Estequiometría es una parte fundamental de la química que,
mediante el estudio de las leyes ponderales, nos permite
calcular la cantidad de cada una de las sustancias que se
obtendrán en una reacción química. Este calculo es
indispensable porque no es suficiente con saber cuales son los
componentes de una sustancia o de un producto para poder
producirlo.

3. Bases de la estequiometría
• Las leyes ponderales son la base fundamental de la estequiometría
por medio de ellas podemos determinar los pesos y volúmenes de las
sustancias que intervienen en una reacción química. Estas leyes son
cuatro:
• Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier.
• Ley de las proporciones constantes o ley de Proust.
• Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton.
• Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes o ley de Richter
Wenzel.

4. Ley de la conservación de la
masa
Esta ley fue establecida por Antoine Laurent Lavoisier(1743-1794),
químico francés que se caracterizó por medir y sistematizar
obsesivamente sus experimentos. Calentó diversos metales en
recipientes cerrados y con una cantidad limitada de aire, así
observó que una capa de la superficie del metal se calcinaba, y
que el peso del metal, el aire y el recipiente era igual al peso del
recipiente y el metal con la superficie calcinada.
Estos experimentos le permitieron establecer dos cosas
importantes: Que en el aire existe un gas llamado oxígeno
(formador de óxidos), y la ley de la conservación de la masa: En
un sistema sometido a un cambio químico, la masa total de la
sustancia que intervienen permanece constante.

5. En otras palabras: La masa de los reactivos es igual a la masa de
los productos.
Ejemplo: El hidrogeno se combina con el oxígeno para formar
agua.
2 H2O + O2 2 H2o
reactivo producto
Los coeficientes anteriores no proporcionan la siguiente información:
*2 moléculas de hidrógeno + 1 molécula de oxígeno = 2
moléculas de agua
*2 moles de Hidrógeno + 1 mol de oxigeno = 2 moles de
agua
*2 x 6.023x1023 moléculas + 1x 6.023x1023 moléculas = 2 x 6.023x1023 moléculas

6. unidades químicas
Átomo-gramo. Se define como el peso atómico o masa atómica, expresada en
gramos, de un elemento.
Ejemplo: un átomo gramo de sodio (Na) pesa 23 gramos y contiene 6.023x1023
átomos de sodio. Un átomo gramo de carbono pesa 12 gramos y contiene
6.023x1023 átomos de carbono.
Molécula-gramo. Se define como el peso molecular, expresado en gramos, de una
sustancia (elemento o compuesto).
Ejemplos:
1 mol de monóxido de carbono (co) pesa 28 gramos y contiene 6.023x1023 moléculas
del mismo. Un mol de agua (H2O) pesa 18 gramos y contiene 6.023x1023
moléculas de la misma.
Mol. Se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas
entidades elementales como átomos hay en 0.012 gramos de carbono 12.
siendo así al usar el mol se deben especificar las entidades elementales, que
pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos
específicos de tales partículas.
Volumen molecular gramo. Se define como el volumen que ocupa una mol de
cualquier gas a cero grados centígrados y una atmósfera; o en otras palabras,
un volumen que es igual a 22.4 litros.
Ejemplo: 1 mol de H2 = 2 g = 6.023x1023 moléculas = 22.4 L.

7. Masas atómicas de los elementos
Masas atómicas relativas.
La masa o el peso de la mayoría de los objetos se mide tomando como unidad el
kilómetro. Así, las cantidades que resultan de esta medición son manejables,
es decir, no son muy grandes ni muy pequeñas. John Dalton estableció en sus
postulados que cada átomo tiene un peso o masa propia y distinta a la de
otros átomos. Para determinar esa masa se escogió en forma relativa al
átomo más ligero, que resultó ser el átomo de hidrogeno, y se le asignó el
valor 1. Así si un elemento tiene una masa de 40, quiere decir que sus átomos
tiene una masa 40 veces mayor que la del átomo de hidrogeno. A este
concepto se le conoce apropiadamente como masas atómica relativa, aunque
la manera usual se le llama peso atómico.
Actualmente por razones de precisión, para determinar las masas atómicas de
los elementos se toma como base el carbono 12 (el isótopo más abundante de
carbono), al que se le asigna un valor exacto de 12. Esto quiere decir que la
unidad corresponde a la doceava parte de la masa de dicho átomo.

8. Masa molecular
Las moléculas están formada por dos o más átomos, por esta razón, el peso de una
molécula es la suma de los pesos de los átomos que la forman. A ese peso
se le llama peso molecular o masa molecular, y se representa cuantas veces
es mayor la masa de una molécula de un compuesto que la masa del átomo
de hidrogeno.
La masa molecular se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que
integran una molécula, Para ello es necesario tomar en cuenta la formula
molecular, pues en ella se indica el numero de átomos que tienen los
elementos que la constituyen.
Ejemplo: Calcular la masa molecular del siguiente compuesto.
• Agua (H2O)
elemento Nº de átomos masa atómica
H 2 x 1 = 2
O 1 x 16 = 16
masa molecular del H2O = 18 uma

9. Masa molar de los elementos
Los átomos de cualquier
elemento son tan pequeños
que, en la practica , resulta
imposible medir sus masa
atómica con una balanza.
Por ello se usa el numero de
Avogadro (6.023x1023), el
cual nos permite determinar
la equivalencia entre la masa
en gramos y la masa
atómica de un átomo. Así
obtenemos un mol y por
tanto, la masa de un mol o
masa molar. Como esta
masa es numéricamente
igual a la masa atómica del
elemento, pero expresada en
gramos, es posible
determinarla por medio de
una balanza.
elemento Masa
atómica
Nº de
moles
Masa
molar
sodio 23 uma 1 23 g
Azufre 32 uma 1 32g
hierro 56 uma 1 56g
zinc 65 uma 1 65g

10. Masa de un mol de moléculas
La masa de un mol de moléculas se define como la masa
molecular de esa medida expresada en gramos, equivalente a
6.023x1023 moléculas.
Ejemplo:
1 mol de cloruro de sodio (NaCl) pesa 58.5 g.
Na = 1 átomo x 23 = 23 g
Cl. = 1 átomo x 35.5= 35.5 g
1 mol = 58.5 g
1 mol de NaCl = 58.5 g = 6.023x1023 moléculas de NaCl.

11. Volúmenes de combinación y moléculas
( ley de Avogadro)
Ley de las combinaciones volumétricas( gay-lussac-Humboldt).
En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias
gaseosas que intervienen en ellas, medidos en las mismas
condiciones de temperatura y presión, guardan entre sí una
relación de números enteros sencillos.
En 1805 Joseph Louis gay-lussac, en colaboración con Alexander
von Humboldt, comprobó que al combinar dos volúmenes de
hidrogeno con un volumen de oxigeno se forman dos volúmenes
de agua.
2 volúmenes de hidrogeno + 1 volumen de oxigeno = 2
volúmenes de agua
2 H2 + 1 02 2 H2O
relación 2 : 1 : 2

12. Ley de avogadro
Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes
iguales de gases diferentes contienen el mismo numero de
moléculas.
Por lo que, si tenemos por separados 3 litros de oxigeno y 3 litros
de hidrogeno, y los ponemos en las mismas condiciones de
temperatura y presión, el numero de moles de cada muestra de
gas debe ser igual.
De acuerdo con Dalton, la combinación de hidrogeno y oxigeno se
representa gráficamente de la siguiente manera:
1 molécula de hidrogeno + 1 molécula de hidrogeno + 1
molécula de oxigeno 1 molécula de agua + 1 molécula
de agua.
Con la ley de Avogadro esta contradicción se resolvió, ya que se
pudo confirmar que los gases se combinan en relaciones de
números enteros. Además, Avogadro especificó que las
moléculas de los elementos gaseosos debían ser diatómicas
(H2, O2, Cl2, etc..)

13. Reacciones químicas y estequiometría
Las ecuaciones nos dan información cualitativas y cuantitativas.
Cada símbolo y cada formula en una ecuación representan una
cantidad específica de los elementos y compuestos.
• Las relaciones de masa entre los reactivos y los productos de
una reacción química son de gran interés para los científicos,
pues nos permiten determinar qué cantidad de reactivo se
necesita combinar, y qué cantidad de producto se formará a
partir de esos reactivos. Es decir, con el estudio de las
relaciones de masa podemos saber qué cantidad de producto
se formará con una cantidad específica de reactivo.

14. Relación masa a masa
Los coeficientes de una ecuación balanceada nos dan las cantidades relativas ( en
moles) de los reactivos y de los productos. Los cálculos que se realizan para
buscar las masas de las sustancias que toman parte en una reacción se llaman
problemas de masa a masa.
Por ejemplo:
Calcular los gramos de cloruro de plata (AgCl) que se obtienen a partir de 25 g de
nitrato de plata (AgNO3) con la siguiente ecuación.
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
paso 1: Balancear la ecuación química.
En este caso la ecuación ya esta balanceada.
Paso 2. Calcular la masa molecular de la sustancias participantes en el problema:
-Ag: 1 x 108 = 108 -Ag: 1 x 108 = 108
AgNO3 -N: 1 x 14 = 14 AgCl -Cl. : 1 x 35.5 = 35,5
-O: 3 x 16 = 48 MM = 143.5 g/mol
MM = 170 g/mol

15. Paso 3. Establecer entre qué sustancias se está verificando el problema.
En este caso es entre el cloruro de plata y el nitrato de plata.
170 g/mol 143.5 g/mol
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
25 g ?
Paso 4.
Se realiza el calculo sencillo de acuerdo con lo planteado en este caso:
170 143.5
25 x
25 g x 143.5 g/mol
X = = 21.10 g AgCl
170 g/mol

16. • Relación de mol a mol
• Conocido el numero de moles de una especie, hallar el numero de moles
correspondientes a otras especies.
• Ejemplo: cuántos moles de hidrogeno se combinan con 0.276 moles de oxigeno
mediante la reacción:
2 H2 + O2 2 H2O
? (moles) 0.276 moles
Solución:
2 moles de H2 1 mol de O2
X moles de H2 0.276 moles de O2
X = 2 x 0.276 = 0.552 moles H2
1

17. • Relación masa a mol
• Dada la mas de una especie determinar el numero de moles correspondiente de
otras especies. Ejemplo:
• Cuántos moles de Hidrogeno se combinan con 16 g de Oxígeno mediante la
reacción:
2 H2 + O2 2 H20
? (moles) 16 g
Solución: convertimos los gramos de oxigeno a moles:
moles de oxigeno = 16 g / 32 g/mol = 0.5 mol.
Por tanto:
2 moles de H2 1 mol de O2
? Moles de H2 0.5 moles de o2
X = 2 x .276 / 1 = 0.552 moles H2

18. • Relación volumen a volumen
Conocido el volumen de una especie gaseosa en condiciones
determinada, encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se
encuentren en las mismas condiciones.
Ejemplo:
Mediante la siguiente reacción, ¿cuántos litros de oxigeno, en condiciones
normales de temperatura y presión, se combinarán con 30 litros de
Hidrogeno que están en las misma condiciones?
2 H2 + O2 2 H2O
30 L X H2 X 1 L O2 / 2 L H2 = 15 L de O2

19. Relación masa a volumen
Dada la mas de una especie, hallar el volumen de otras especies gaseosas
en condiciones especificas.
Ejemplo:
Cuántos litros de Oxigeno se necesitan par combinarse con 8.08 g de
hidrogeno a 25 °C y 780mmHg en la reacción:
2H2 + O2 2H2O
Para resolver este problema se recomienda efectuar las siguientes reacciones:
g H2 moles H2 moles O2 Litros O2 TPN

20. 8.08 g x 1 mol H2 x 1 mol O2 x 22.4 L x 298 K x 760mmHg =47.6 L
2.02 g 2 moles H2 1 Mol O2 273 k 780mmHg

21. Relación mol a volumen
Conocido el numero de moles de una especie gaseosa en condiciones
definidas, encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se
encuentren en las mismas condiciones.
Ejemplo:
En la reacción: 2H2 + O2 2 H2O, 5 moles de hidrogeno gas a TPN,
¿qué volumen de litros de agua en estado gaseoso se producirán en las
mismas condiciones de temperatura y presión?
En la reacción anterior: 2 moles de H2 producen 2 moles de H2O, por tanto 5
moles de H2 producirán 5 moles de H2O.
5 moles H2 x 22.4 L H2 x 1 mol H2O = 5 moles H2O
1 mol H2 22.4 L H2O
5 moles H2O x 22.4 L = 112.0 L H2O
1 mol H2O

22. Composición porcentual y su relación con las formulas
mínima y molecular.
Ley de las proporciones constantes o ley de Proust.
Esta ley se le atribuye a Joseph Proust quien realizó numerosos
análisis para demostrar la composición constante de las constantes
químicas. En 1799, por ejemplo analizó muestras de carbonato de
cobre proveniente de diversas fuentes naturales y de la síntesis de
laboratorio, y encontró que todas ellas tenían la misma
composición. Como observó que esto sucedía con otras sustancias,
Proust expresó sus conclusiones más o menos de la siguiente
manera: Cuando dos o más elementos se combina para formar un
compuesto, lo hacen siempre en la misma razón de masas.

23. Esta ley indica que la constitución de un compuesto es siempre la misma y
que, por tanto, el porcentaje o proporción en la que interviene los diferentes
elementos es Constante y característica de la sustancia analizada. Así, por
ejemplo, en la formula del agua siempre se combinan 2 g de Hidrogeno con 16 g
de oxigeno para obtener 18 g de agua o también:
% de Hidrogeno = 2 g de Hidrogeno x 100 = 11.11 %
18 g de agua
% de oxigeno = 16 g de Oxigeno x 100 = 88.89 %
18 g de agua
11.11 % de Hidrogeno + 88.89 % de Oxigeno = 100% de agua.

24. Fórmula mínima
También se le denomina formula empírica y se define como la más simple relación
posible que existe entre los elementos o átomos que forman un determinado
compuesto o molécula.
Como para la determinación experimental de las formulas químicas es necesario contar
con el análisis porcentual de las sustancias y con el valor de su peso molecular. Se
sugiere el siguiente procedimiento para establecer la fórmula mínima.:
Paso 1. Se determina los átomos gramo de cada elemento presente:
Átomo gramo de A = % de A
peso atómico de A
Átomo gramo de B = % de B
peso atómico de B
Átomo gramo de C = % de C
peso atómico de C

25.  Paso 2. De los cocientes obtenidos se toma el más pequeño como el
común denominador.
 Paso 3. Si el resultado de la operación efectuada es fraccionario, este se
aproximará al numero inmediato superior cuando la fracción sea mayor a
0.5, o al inmediatamente inferior cuando sea menor a 0.5. Si algunos de
los números contiene una fracción igual a 0.5, todos los números se
multiplicarán por 2. Posteriormente se procederá a aproximar.
 Paso 4. Los números así obtenidos serán los subíndices de cada elemento
en la formula buscada o formula mínima.

26. Ejemplo: Determina la formula mínima entre 0.72 g de magnesio (peso
atómico = 24) y 0.28 g de Nitrógeno ( peso atómico = 14).
elemento Peso
atómico
Peso (g) Peso/peso
atómico
relación subíndices
Mg 24 0.72 0.72/24=
0.03
0.03/0.02=
1.5
1.5 x 2 =3
N 14 0.28 0.28/14=0.0
2
0.02/0.02=1 1x2=2

27. Formula molecular o formula verdadera.
Es la relación que existe entre los átomos de los elementos de una
molécula real o verdadera. Para su determinación es necesario contar con
el análisis porcentual de la sustancia y con el peso molecular de la misma.
El procedimiento para obtener esta formula es la siguiente:
Paso 1. Se determina la formula mínima o empírica.
Paso 2. Se determina el peso formula de la formula mínima.
Paso 3. Se encuentra la relación del peso molecular respecto al peso formula.
Paso 4. El resultado de la relación obtenida en el paso anterior, será el
numero de formulas mínima de la molécula; es decir, la formula mínima se
multiplicará por dicho numero para encontrar así la formula molecular o

28.  Ejemplo:
 El análisis de una sustancia pura, blanca y cristalina es C = 26.7%, H =
2.2% y O = 71.1%. Si su peso formula es de 90 g/mol, determina su formula
molecular.
elemento % Peso (g) Peso
atómico
Átomos-g relación Subíndice
C 26.7 26.7 12 26.7/12=
2.22
2.22/2.2
=1
1
H 2.2 2.2 1 2.2/1=2.
2
2.22/2.2
=1
1
O 71.1 71.1 16 71.1/16=
4.44
4.44/2.2
=2
2

29. Hipótesis atómica de Dalton
La ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton dice que: Cuando 2
o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, las
cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad
fija de otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números
enteros sencillos.
John Dalton es considerado el padre del a teoría atómica moderna, pues
sus postulados, aunque con errores, proporcionaron una base de trabajo
a los químicos.
No obstante que dicho postulados han sido modificados al pasar el
tiempo, es importante enunciarlos:

30. a) Los elementos están formados por partículas muy pequeñas, separadas. Indivisibles e
indestructibles llamadas átomos.
b) Los átomos de un mismo elemento son idénticos y poseen las mismas propiedades
físicas y químicas, pero son diferentes de los átomos y otros elementos. Por ejemplo: los
átomos de plata (Ag) son idénticos entre sí, por tanto, tienen las mismas propiedades pero
si se comparan con los átomos de sodio (Na), difieren de estos en tamaño y propiedades.
c) Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de 2 o más elementos diferentes.
Por ejemplo: el agua (H2O) se obtiene de la unión de 2 átomos de Hidrogeno (H) con 1
de oxigeno (O).
d) Los átomos, al combinarse y formar un compuesto se relacionan entre sí con números
enteros pequeños. Por ejemplo, en el dióxido de azufre (SO2) la relación entre el azufre
(S) y el oxigeno (O) es 1 a 2.
e) Al combinarse 2 elementos para formar una serie de compuestos, lo hacen en una
relación sencilla de números enteros. Por ejemplo, en el agua (H2O) y en el agua
oxigenada (H2O2) la relación es 2 a 1 y de 2 a 2 respectivamente.

31. REACTIVO LIMITANTE.
Cuando se desea obtener un compuesto en el laboratorio, la cantidad de producto
resultante estará limitada por una de las sustancias que interviene en la reacción. A esa
sustancia se le conoce como reactivo limitante. Para saber cuánto producto se obtendrá,
hay que determinar cual de los reactivos se habrá consumido por completo cuando
termine l a reacción. Así sabremos también cual reactivo estará en exceso y no se usará
para formar el producto. En otras palabras, se debe determinar primero cual de las
sustancia será el reactivo limitante en una reacción.
Para ejemplificar lo anterior con una analogía, digamos que, para fabricar un automóvil,
se necesitan una carrocería y cuatro ruedas, es decir:
1 carrocería + 4 ruedas 1 automóvil

32. Si tienen 25 carrocerías y 80 ruedas en la línea de montaje, ¿Cuántos
automóviles podrán producirse? Usando el numero de carrocería como base
para el calculo, la fabrica puede obtener 25 automóviles. Sin embargo, si se
usa el numero de ruedas como base, la fabrica solo puede armar 20
vehículos. Siendo así, la compañía tiene 5 carrocerías (ya que 80/4 = 20) a
las que no podrán poner ruedas y en consecuencia, el numero de
automóviles que puede producirse se verá reducido a 20. En este caso, el
reactivo limitante fueron las ruedas, y las carrocerías son el reactivo que se
tiene en exceso.
Ejemplo:
En la reacción del hidróxido de magnesio [ Mg(OH)2] con el acido clorhídrico
(HCl) se producen cloruro de magnesio (MgCl2) y agua (H2O). Si utilizamos
250 g de hidróxido de magnesio [ Mg(OH)2] y 150 g de acido clorhídrico
(HCl), ¿cuánto cloruro de magnesio (MgCl2) se produce y cuanta agua se
forman?

33. Paso 1: Se escribe la ecuación química y se balancea:
Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O
Paso 2. Se escribe las cantidades de sustancias utilizadas y se plantean las incógnitas o
sustancias por calcular estequiométricamente:
58g/mol 2(35.5)g/mol
Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O
250g 150g ?g ?g
Paso 3. Se determina el numero de moles de cada una de las sustancias iniciales, dividiendo la
masa entre el peso molecular:
moles de Mg(OH)2 = 250g Mg(OH)2 x 1 mol Mg(OH)2 = 4.31 moles de
58g Mg(OH)2 Mg(OH)2
Moles de HCl = 150 g HCl x 1 mol HCl = 4.10 moles de HCl
36.5g HCl
De los reactivos Mg(OH)2 y HCl, al calcular el numero de moles, resultó menor el de HCl, por lo
que éste ya se utilizó completamente, por lo tanto, es el reactivo limitante a esta reacción.

34. Rendimiento de una reacción.
De acuerdo con lo anterior, la cantidad de producto que se forman en una
reacción química está determinada por el reactivo limitante, que se consume
por completo.
Cuando se produce una reacción en la que se forman cantidades máximas de
productos, se dice que reacción tiene un rendimiento de 100 por ciento.
A la máxima cantidad posible de un producto formado en una reacción química
se le denomina rendimiento teórico. Como la cantidad de producto que se
forma suele ser menor a la que predice el rendimiento teórico, es necesario
definir la relación entre el rendimiento real y el rendimiento teórico.
Rendimiento de una reacción = rendimiento real x 100%
rendimiento teórico
Ejemplo: El nitrobenceno (C6H5NO2) se prepara mediante la siguiente reacción
C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O

35. Si se utiliza una muestra de 98.6 g de benceno (C6H6 ) y
produzca 138.2g de nitrobenceno (C6H5NO2 ), ¿Cuál es el
porcentaje de rendimiento de la reacción?
Paso 1. Se calculan los peso moleculares de las sustancias involucradas, el
C6H6 y el C6H5NO2 :
M C6H6 = 78g/mol M C6H5NO2 = 123g/mol
Paso 2. Se calcula la cantidad teórica estequiométrica que se obtiene del
producto nitrobenceno (C6H5NO2 ):
M C6H6 M C6H5NO2
98.6g X
G de C6H5NO2 = 98.6 g x 123g/mol = 155.48g de C6H5NO2 al 100%
78g/mol

36. Paso 3. Se determina el rendimiento real de la reacción:
155.48 g C6H5NO2 100%
138.2 g de C6H5NO2 X
Por tanto: X= 138.2 g de C6H5NO2 x 100% = 88.88 % (rendimiento de
la
155.48 g C6H5NO2 reacción)
Este rendimiento corresponde a la formula anterior mencionada
Rendimiento de una reacción = rendimiento real x 100%
rendimiento teórico

37. Contaminación del aire.
Los griegos no aceptaban la noción de vacío y por tanto no creían que el
espacio que hay entre la Tierra y el cielo estuviera libre de sustancias. Como
en las diferentes altitudes habitadas por el hombre había aire, parecía
razonable suponer que también hubiera aire más arriba. Quizá este
razonamiento llegó a Anaxímenes de Mileto a la conclusión, hacia el año 570
a.C. de que el aire era el elemento constituyente del universo, y que sea por
eso también pensó que el aire se comprimía al acercarse al centro del
planeta, formando así sustancias más densas como el agua y la Tierra.
Ahora sabemos que una mezcla de varios elementos y compuestos
conforman la atmósfera, esa capa de aire que rodea la Tierra. La palabra
atmósfera proviene del griego Atmos, aire, y sfaira, esfera.

38. SEPARACION DE GASES EN UNA
MEZCLA
El aire no solo es una mezcla de gases que protege
a los seres vivos, también es una fuente prácticamente
inagotable de recursos naturales.
Por eso el hombre a aprendido a separar sus
componentes por medios químicos como la licuación,
que consiste en comprimir el aire a una presión muy alta
para convertirlo en liquido. Después, ese líquido se
calienta y se enfría sucesivamente para obtener
nitrógeno de alta pureza, oxigeno liquido y otras
fracciones como el Neón, el Argón, Criptón, y el Xenón.
El oxigeno liquido se envasa en recipientes de acero a
presiones de 100 atmósferas o más.

39. ORIGEN DE LA CONTAMINACION
DEL AIRE
CONTAMINANTES PRIMARIOS Y SECUNDARIOS.
Los contaminantes de aire se clasifican en primarios y secundarios, según la
fuente que los emite, o de origen natural o resultado de la actividad humana.
*Los contaminantes primarios: Son los productos químicos que la atmósfera
recoge directamente de:
1) Los fenómenos naturales como tormentas de polvo o emisiones volcánicas.
2)Los que resultan de la actividad humana como la combustión de un vehiculo.
* Los contaminantes secundarios: son aquellos compuestos indeseables que
se forman como resultado de las reacciones entre ellas mismas , o bien,
como resultado de las reacciones entre los componentes básicos del aire
como son: acido sulfúrico, acido nítrico, el ozono, entre otros mas.

40. Inversión térmica.
Es el resultado de las fluctuaciones climatológicas y de los vientos, las masas de
aire se desplazan horizontalmente de una región en la que se estacionan hacia
otras regiones de la atmósfera. Cuando este movimiento horizontal de las
masas de aire no es obstaculizado, los contaminantes suspendidos en
determinadas zonas de la atmósfera se dispersan con gran rapidez, pero
cuando este movimiento es obstaculizado por las colinas y montañas los
contaminantes permanecen en la masa de aire durante horas, días o semanas.
Durante el día el sol calienta el aire cercano a la superficie de la tierra, ese aire se
expande y se eleva, arrastrando contaminantes. A su vez el aire frío de las
áreas de alta presión, que es mas denso, se hunde hacia las áreas de baja
presión originadas por la elevación del aire caliente. El aire tibio, por su parte,
también sube hacia regiones mas elevadas de la atmósfera ; en este caso, el
aire caliente se eleva verticalmente y dispersa los contaminantes a este
fenómeno se le conoce como “inversión térmica”, esto evita que las
macropartículas que son las que ocasionan el aspecto nebuloso y brumoso del
aire contaminado, alcance un peligroso nivel de concentración cerca del suelo.