Este documento trata sobre disoluciones y estequiometría química. Explica conceptos como ecuaciones químicas, interpretación de ecuaciones, cálculos estequiométricos, leyes ponderales y volumétricas, concentración de disoluciones, y rendimiento de reacciones. También incluye ejemplos de cálculos estequiométricos y fórmulas empíricas y moleculares.
Este documento trata sobre los conceptos fundamentales de la estequiometría, incluyendo las leyes estequiométricas como la conservación de la masa, las proporciones constantes, las proporciones múltiples y las proporciones recíprocas. También explica los cálculos estequiométricos como relaciones peso-peso, peso-volumen y el concepto de reactivo limitante.
Este documento describe conceptos clave sobre reacciones químicas y ecuaciones químicas. Explica que las ecuaciones químicas muestran los cambios que ocurren en una reacción y deben estar ajustadas para conservar la masa y la carga. También describe cómo los coeficientes estequiométricos indican la proporción de sustancias involucradas y cómo esta información puede usarse para realizar cálculos sobre masas, volúmenes y moles de reactivos y productos. Además, cubre cálculos estequiomé
Este documento presenta una guía sobre estequiometría y leyes ponderales para estudiantes de 2° año medio. Explica conceptos como ecuaciones químicas, ley de conservación de masa, mol, peso atómico, peso molecular, pureza, reactivo limitante y rendimiento. También describe las leyes de Proust, Dalton y Richter relacionadas con las proporciones en que se combinan los elementos para formar compuestos.
Este documento proporciona información sobre cálculos estequiométricos en química. Explica conceptos como ecuaciones químicas, coeficientes estequiométricos, concentraciones de disoluciones, reactivos limitantes, y cómo realizar cálculos para determinar masas, volúmenes y cantidades de sustancias involucradas en reacciones químicas. También cubre cálculos para reacciones sucesivas y cuando los reactivos están presentes como disoluciones.
El documento presenta información sobre la estequiometría de los gases. Explica conceptos como leyes de los gases, reacciones químicas, ecuaciones químicas, coeficientes estequiométricos e interpretaciones macroscópicas en términos de moles, masas y volúmenes. También cubre cálculos estequiométricos utilizando masas, equivalentes gramo y reactivos limitantes.
Este documento habla sobre la estequiometría, que estudia las relaciones cuantitativas entre los componentes de una reacción química. Explica las leyes de conservación de la masa, de proporciones definidas y de volúmenes de gases de Gay-Lussac, las cuales establecen las proporciones fijas en que reaccionan los reactivos y productos. También define conceptos como reactivo limitante, reactivo en exceso y porcentaje de rendimiento de una reacción.
Este documento proporciona una introducción a la estequiometría. La estequiometría estudia cuantitativamente los reactivos y productos en una reacción química utilizando unidades como la masa molecular y el mol. Explica conceptos básicos como masa, masa atómica, masa relativa y el número de Avogadro. También cubre leyes estequiométricas, métodos de balanceo de reacciones químicas y cálculos estequiométricos.
Este documento trata sobre los conceptos fundamentales de la estequiometría, incluyendo las leyes estequiométricas como la conservación de la masa, las proporciones constantes, las proporciones múltiples y las proporciones recíprocas. También explica los cálculos estequiométricos como relaciones peso-peso, peso-volumen y el concepto de reactivo limitante.
Este documento describe conceptos clave sobre reacciones químicas y ecuaciones químicas. Explica que las ecuaciones químicas muestran los cambios que ocurren en una reacción y deben estar ajustadas para conservar la masa y la carga. También describe cómo los coeficientes estequiométricos indican la proporción de sustancias involucradas y cómo esta información puede usarse para realizar cálculos sobre masas, volúmenes y moles de reactivos y productos. Además, cubre cálculos estequiomé
Este documento presenta una guía sobre estequiometría y leyes ponderales para estudiantes de 2° año medio. Explica conceptos como ecuaciones químicas, ley de conservación de masa, mol, peso atómico, peso molecular, pureza, reactivo limitante y rendimiento. También describe las leyes de Proust, Dalton y Richter relacionadas con las proporciones en que se combinan los elementos para formar compuestos.
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Este documento proporciona una introducción a la estequiometría. La estequiometría estudia cuantitativamente los reactivos y productos en una reacción química utilizando unidades como la masa molecular y el mol. Explica conceptos básicos como masa, masa atómica, masa relativa y el número de Avogadro. También cubre leyes estequiométricas, métodos de balanceo de reacciones químicas y cálculos estequiométricos.
1. El documento describe un experimento de laboratorio que demuestra la ley de las proporciones definidas de Joseph Proust mediante la reacción de hidróxido de sodio y ácido clorhídrico para formar cloruro de sodio.
2. Los resultados del experimento muestran que al reaccionar 10 ml de cada disolución se obtuvo 1,18 g de cloruro de sodio, cumpliendo con la proporción teórica.
3. Un segundo experimento usando el doble de ácido clorhídrico produjo 1
Este documento proporciona una introducción a la estequiometría. Explica que la estequiometría estudia las cantidades exactas de reactivos y productos en reacciones químicas. Además, resume las leyes fundamentales de la conservación de la masa, las proporciones definidas y las proporciones múltiples. Finalmente, cubre conceptos clave como ecuaciones químicas, moles, masa molar y conversiones entre masa y cantidad de sustancia.
Unidad I:: relaciones estequiometricas, Reactivo Limitante y ProblemasLuis Sarmiento
Este documento presenta conceptos fundamentales sobre mol y estequiometría. Define el mol como la unidad de cantidad de sustancia que contiene 6.023x1023 unidades de la especie química. Explica factores de conversión para convertir entre moles, moléculas, átomos y gramos. También cubre conceptos como masa molar, peso formula, ecuaciones químicas, relaciones molares y reactivo limitante.
Reacciones, tipos, recativo limite y rendimiento y purezaalfonsoescarraga
El documento trata sobre la estequiometría, que es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en una reacción química. Explica las leyes que rigen el comportamiento estequiométrico como la ley de conservación de la materia y las leyes de proporciones constantes/definidas. También cubre conceptos como reacciones químicas, ejemplos de reacciones, partes de una reacción química y cómo balancear reacciones.
Este documento presenta conceptos clave sobre la estequiometría, que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos de una reacción química. Explica las leyes ponderales y volumétricas que rigen estas relaciones, así como conceptos como reactivo limitante, rendimiento teórico y porcentaje de rendimiento. Proporciona ejemplos para ilustrar estas nociones fundamentales de la estequiometría.
Este documento resume las principales leyes de la estequiometría química: 1) La ley de conservación de la masa indica que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. 2) La ley de proporciones definidas establece que los reactivos y productos participan en proporciones fijas y constantes. 3) La ley de proporciones múltiples establece que si dos sustancias reaccionan para generar compuestos de la misma función química, la masa de uno será
Este documento presenta información sobre la estequiometría química y las leyes de los gases. Explica conceptos como mol, peso molecular, reactivo limitante y rendimiento. También describe las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac y la ley combinada de los gases, así como ecuaciones como la de estado general de los gases. Finalmente, incluye ejercicios de aplicación de estos conceptos a reacciones químicas.
1) La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas de masa, volumen y moles entre los reactivos y productos de una reacción química. Estas relaciones se rigen por leyes ponderales y volumétricas.
2) Las principales leyes ponderales son la ley de conservación de la masa y la ley de proporciones definidas, las cuales establecen que la masa total se conserva antes y después de una reacción y que los reactivos y productos participan en proporciones fijas.
3)
Este documento trata sobre ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos. Explica que una ecuación química muestra los cambios que ocurren en una reacción mediante símbolos y que debe estar ajustada para conservar la masa y la carga eléctrica. También describe cómo los coeficientes estequiométricos indican la proporción de reactivos y productos involucrados en la reacción y cómo esta información se puede usar para realizar cálculos sobre masas, volúmenes y cantidades de sustancias.
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas entre sustancias en reacciones químicas balanceadas. Estos cálculos son importantes en el análisis químico y la producción industrial, y requieren la unidad del mol para relacionar las masas de reactantes y productos.
El documento resume los conceptos básicos de las ecuaciones químicas, incluyendo que indican los reactivos y productos de una reacción química y la proporción en la que participan. Explica que los coeficientes estequiométricos muestran la relación entre átomos, moléculas, moles y masas de los reactivos y productos. También cubre cálculos estequiométricos usando masas, volúmenes y cantidades de sustancia.
Este documento trata sobre las relaciones de masa en química y estequiometría. Explica conceptos como masas atómicas, el mol, conversiones entre mol y gramos, composición centesimal, fórmulas empíricas y moleculares, ajuste de ecuaciones químicas, relaciones de masa en las ecuaciones, reactivo limitante, rendimiento teórico y experimental.
Este documento trata sobre la estequiometría, que es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Explica conceptos como mol, masa molar, ecuaciones químicas balanceadas, reactivo limitante, rendimiento teórico y porcentual de una reacción, y diferentes tipos de fórmulas químicas como la empírica y molecular. También cubre cálculos estequiométricos y el efecto de impurezas en los reactivos.
Este documento presenta conceptos clave de la estequiometría como masa atómica, peso atómico, mol, peso molecular, número de Avogadro, fórmula empírica, fórmula molecular y composición porcentual. También explica cómo realizar cálculos de gramos a moles, moles a gramos, y diferentes tipos de relaciones estequiométricas como relaciones mol a mol, gramo a gramo, gramo a mol y mol a gramo.
1) El documento describe la evolución del entendimiento científico sobre las reacciones químicas desde los antiguos griegos hasta el desarrollo de la teoría atómica por Dalton en el siglo XIX. 2) Se enuncian las leyes fundamentales de la conservación de la masa, las proporciones definidas y las proporciones múltiples que llevaron al concepto de átomo. 3) La hipótesis de Avogadro reconcilió la teoría atómica con la ley de los volúmenes de Gay-Luss
Este documento presenta conceptos básicos sobre la estructura de la materia, incluyendo definiciones de sustancia, elemento, átomo, molécula y compuesto. También resume tres leyes importantes: la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones definidas y la ley de las proporciones múltiples. Finalmente, introduce conceptos como el mol y las relaciones estequiométricas entre reactivos y productos en una reacción química.
Este documento resume tres leyes ponderales fundamentales: 1) La ley de conservación de la masa establece que la masa total se mantiene constante en una reacción química. 2) La ley de las proporciones definidas indica que los elementos se combinan en proporciones de masa fijas para formar un compuesto particular. 3) La ley de las proporciones múltiples explica que cuando dos elementos forman más de un compuesto, la relación entre las masas está dada por números enteros pequeños.
El documento describe la estequiometría y sus principios fundamentales. Explica que la estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos y entre las sustancias químicas durante los cambios químicos. También resume las leyes de conservación de la masa, las proporciones definidas, las proporciones recíprocas y las proporciones múltiples, las cuales son principios básicos de la estequiometría.
Este documento proporciona información sobre ecuaciones químicas, interpretación de ecuaciones, cálculos estequiométricos, leyes ponderales y volumétricas, gases, reactivo limitante, determinación de fórmulas, disoluciones y rendimiento de reacciones. Cubre temas clave de la química como reacciones, balances de masa, leyes fundamentales y cálculos cuantitativos.
Este documento presenta información sobre cálculos en química, incluyendo:
1) Define una ecuación química y los principios de conservación que debe cumplir.
2) Explica que los coeficientes estequiométricos indican la proporción de átomos/moléculas/moles de reactivos y productos.
3) Detalla cómo los coeficientes proporcionan información a nivel macroscópico sobre masas, volúmenes y moles de las sustancias que intervienen.
1. El documento describe un experimento de laboratorio que demuestra la ley de las proporciones definidas de Joseph Proust mediante la reacción de hidróxido de sodio y ácido clorhídrico para formar cloruro de sodio.
2. Los resultados del experimento muestran que al reaccionar 10 ml de cada disolución se obtuvo 1,18 g de cloruro de sodio, cumpliendo con la proporción teórica.
3. Un segundo experimento usando el doble de ácido clorhídrico produjo 1
Este documento proporciona una introducción a la estequiometría. Explica que la estequiometría estudia las cantidades exactas de reactivos y productos en reacciones químicas. Además, resume las leyes fundamentales de la conservación de la masa, las proporciones definidas y las proporciones múltiples. Finalmente, cubre conceptos clave como ecuaciones químicas, moles, masa molar y conversiones entre masa y cantidad de sustancia.
Unidad I:: relaciones estequiometricas, Reactivo Limitante y ProblemasLuis Sarmiento
Este documento presenta conceptos fundamentales sobre mol y estequiometría. Define el mol como la unidad de cantidad de sustancia que contiene 6.023x1023 unidades de la especie química. Explica factores de conversión para convertir entre moles, moléculas, átomos y gramos. También cubre conceptos como masa molar, peso formula, ecuaciones químicas, relaciones molares y reactivo limitante.
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El documento trata sobre la estequiometría, que es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en una reacción química. Explica las leyes que rigen el comportamiento estequiométrico como la ley de conservación de la materia y las leyes de proporciones constantes/definidas. También cubre conceptos como reacciones químicas, ejemplos de reacciones, partes de una reacción química y cómo balancear reacciones.
Este documento presenta conceptos clave sobre la estequiometría, que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos de una reacción química. Explica las leyes ponderales y volumétricas que rigen estas relaciones, así como conceptos como reactivo limitante, rendimiento teórico y porcentaje de rendimiento. Proporciona ejemplos para ilustrar estas nociones fundamentales de la estequiometría.
Este documento resume las principales leyes de la estequiometría química: 1) La ley de conservación de la masa indica que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. 2) La ley de proporciones definidas establece que los reactivos y productos participan en proporciones fijas y constantes. 3) La ley de proporciones múltiples establece que si dos sustancias reaccionan para generar compuestos de la misma función química, la masa de uno será
Este documento presenta información sobre la estequiometría química y las leyes de los gases. Explica conceptos como mol, peso molecular, reactivo limitante y rendimiento. También describe las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac y la ley combinada de los gases, así como ecuaciones como la de estado general de los gases. Finalmente, incluye ejercicios de aplicación de estos conceptos a reacciones químicas.
1) La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas de masa, volumen y moles entre los reactivos y productos de una reacción química. Estas relaciones se rigen por leyes ponderales y volumétricas.
2) Las principales leyes ponderales son la ley de conservación de la masa y la ley de proporciones definidas, las cuales establecen que la masa total se conserva antes y después de una reacción y que los reactivos y productos participan en proporciones fijas.
3)
Este documento trata sobre ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos. Explica que una ecuación química muestra los cambios que ocurren en una reacción mediante símbolos y que debe estar ajustada para conservar la masa y la carga eléctrica. También describe cómo los coeficientes estequiométricos indican la proporción de reactivos y productos involucrados en la reacción y cómo esta información se puede usar para realizar cálculos sobre masas, volúmenes y cantidades de sustancias.
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas entre sustancias en reacciones químicas balanceadas. Estos cálculos son importantes en el análisis químico y la producción industrial, y requieren la unidad del mol para relacionar las masas de reactantes y productos.
El documento resume los conceptos básicos de las ecuaciones químicas, incluyendo que indican los reactivos y productos de una reacción química y la proporción en la que participan. Explica que los coeficientes estequiométricos muestran la relación entre átomos, moléculas, moles y masas de los reactivos y productos. También cubre cálculos estequiométricos usando masas, volúmenes y cantidades de sustancia.
Este documento trata sobre las relaciones de masa en química y estequiometría. Explica conceptos como masas atómicas, el mol, conversiones entre mol y gramos, composición centesimal, fórmulas empíricas y moleculares, ajuste de ecuaciones químicas, relaciones de masa en las ecuaciones, reactivo limitante, rendimiento teórico y experimental.
Este documento trata sobre la estequiometría, que es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Explica conceptos como mol, masa molar, ecuaciones químicas balanceadas, reactivo limitante, rendimiento teórico y porcentual de una reacción, y diferentes tipos de fórmulas químicas como la empírica y molecular. También cubre cálculos estequiométricos y el efecto de impurezas en los reactivos.
Este documento presenta conceptos clave de la estequiometría como masa atómica, peso atómico, mol, peso molecular, número de Avogadro, fórmula empírica, fórmula molecular y composición porcentual. También explica cómo realizar cálculos de gramos a moles, moles a gramos, y diferentes tipos de relaciones estequiométricas como relaciones mol a mol, gramo a gramo, gramo a mol y mol a gramo.
1) El documento describe la evolución del entendimiento científico sobre las reacciones químicas desde los antiguos griegos hasta el desarrollo de la teoría atómica por Dalton en el siglo XIX. 2) Se enuncian las leyes fundamentales de la conservación de la masa, las proporciones definidas y las proporciones múltiples que llevaron al concepto de átomo. 3) La hipótesis de Avogadro reconcilió la teoría atómica con la ley de los volúmenes de Gay-Luss
Este documento presenta conceptos básicos sobre la estructura de la materia, incluyendo definiciones de sustancia, elemento, átomo, molécula y compuesto. También resume tres leyes importantes: la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones definidas y la ley de las proporciones múltiples. Finalmente, introduce conceptos como el mol y las relaciones estequiométricas entre reactivos y productos en una reacción química.
Este documento resume tres leyes ponderales fundamentales: 1) La ley de conservación de la masa establece que la masa total se mantiene constante en una reacción química. 2) La ley de las proporciones definidas indica que los elementos se combinan en proporciones de masa fijas para formar un compuesto particular. 3) La ley de las proporciones múltiples explica que cuando dos elementos forman más de un compuesto, la relación entre las masas está dada por números enteros pequeños.
El documento describe la estequiometría y sus principios fundamentales. Explica que la estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos y entre las sustancias químicas durante los cambios químicos. También resume las leyes de conservación de la masa, las proporciones definidas, las proporciones recíprocas y las proporciones múltiples, las cuales son principios básicos de la estequiometría.
Este documento proporciona información sobre ecuaciones químicas, interpretación de ecuaciones, cálculos estequiométricos, leyes ponderales y volumétricas, gases, reactivo limitante, determinación de fórmulas, disoluciones y rendimiento de reacciones. Cubre temas clave de la química como reacciones, balances de masa, leyes fundamentales y cálculos cuantitativos.
Este documento presenta información sobre cálculos en química, incluyendo:
1) Define una ecuación química y los principios de conservación que debe cumplir.
2) Explica que los coeficientes estequiométricos indican la proporción de átomos/moléculas/moles de reactivos y productos.
3) Detalla cómo los coeficientes proporcionan información a nivel macroscópico sobre masas, volúmenes y moles de las sustancias que intervienen.
1. El documento trata sobre reacciones químicas, ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos.
2. Explica cómo las ecuaciones químicas muestran los cambios en una reacción y deben estar ajustadas para conservar la masa y carga.
3. También cubre el uso de coeficientes estequiométricos y cómo estos proporcionan información sobre las proporciones de reactivos y productos en una reacción.
El documento resume los conceptos clave de las ecuaciones químicas y los cálculos estequiométricos. Explica que las ecuaciones químicas indican los reactivos y productos de una reacción conservando el número de átomos, y que los coeficientes estequiométricos muestran las proporciones de sustancias. También describe cómo realizar cálculos para determinar masas, volúmenes y cantidades de sustancia en reacciones químicas.
El documento describe las ecuaciones químicas, los coeficientes estequiométricos y cómo estos proporcionan información sobre las proporciones de reactivos y productos en una reacción química a nivel molecular, macroscópico y de volúmenes de gases. También explica cómo realizar cálculos estequiométricos utilizando masas, moles y volúmenes.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la estequiometría, incluyendo las leyes ponderales y volumétricas de las reacciones químicas, las fórmulas químicas, las masas atómicas y moleculares, las ecuaciones químicas, las propiedades de los gases y las disoluciones. Explica conceptos como mol, molécula, átomo, concentración, y las leyes que rigen las reacciones y propiedades de los gases.
Este documento proporciona información sobre ecuaciones químicas, coeficientes estequiométricos y cálculos estequiométricos. Explica que una ecuación química indica los cambios que ocurren en una reacción y debe estar ajustada para conservar la masa y la carga. Los coeficientes estequiométricos indican la proporción de reactivos y productos y permiten realizar cálculos sobre masas, volúmenes y moles. También cubre cálculos con reactivos en disolución y el concept
Este documento proporciona información sobre ecuaciones químicas, coeficientes estequiométricos y cálculos estequiométricos. Explica que una ecuación química indica los cambios que ocurren en una reacción y debe estar ajustada para conservar la masa y la carga. Los coeficientes estequiométricos indican la proporción de reactivos y productos y permiten realizar cálculos sobre masas, volúmenes y moles. También cubre cálculos con reactivos en disolución y el concept
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.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la estequiometría, incluyendo las leyes de conservación de la masa y de las proporciones definidas y múltiples. Explica conceptos como mol, número de Avogadro, masa atómica y molecular. También describe cómo balancear ecuaciones químicas y determinar el reactivo limitante en una reacción.
Este documento describe las reacciones químicas, incluyendo que en una reacción química las sustancias de partida (reactivos) se transforman en sustancias completamente diferentes (productos) y que la masa total se conserva. También explica cómo representar reacciones químicas mediante ecuaciones químicas balanceadas y los conceptos de moles, masa molecular y volumen molar para cuantificar las relaciones entre reactivos y productos.
Este documento describe las reacciones químicas, incluyendo que en una reacción química las sustancias de partida (reactivos) se transforman en sustancias completamente diferentes (productos) y que la masa total se conserva. También explica cómo representar reacciones químicas mediante ecuaciones químicas balanceadas y los conceptos de moles, masa molecular y volumen molar para cuantificar las relaciones entre reactivos y productos.
1) La estequiometría estudia las leyes ponderales para calcular las cantidades de sustancias en una reacción química. 2) Las leyes fundamentales incluyen la conservación de la masa y las proporciones constantes, múltiples y recíprocas. 3) Los cálculos estequiométricos permiten determinar las masas, volúmenes y números de moles involucrados en una reacción.
Este documento proporciona una introducción a la estequiometría. Define términos clave como masa atómica, masa molecular y mol. Explica conceptos como relaciones mol-mol, masa-masa y leyes fundamentales como la ley de conservación de la materia y la ley de las proporciones múltiples. También cubre temas como balanceo de reacciones, fórmula empírica y molecular, y clasificación de reacciones químicas.
Este documento trata sobre la estequiometría de las reacciones químicas. Explica conceptos como la conservación de la masa, el uso de moles para calcular cantidades de sustancias, y cómo balancear ecuaciones químicas. También cubre cálculos estequiométricos como determinar masas y volúmenes de productos a partir de cantidades dadas de reactivos.
El documento presenta información sobre conceptos clave de química como masas atómicas, mol, ecuaciones químicas, ley de conservación de la masa, coeficientes estequiométricos e interpretación de reacciones químicas. Explica cómo ajustar ecuaciones químicas para que reflejen la conservación de átomos y cómo los coeficientes indican las proporciones de reactivos y productos en una reacción. También distingue entre reacciones exotérmicas que liberan energía y endotérmicas
Este documento trata sobre la estequiometría, que es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química. La estequiometría es una herramienta indispensable en química y se basa en las leyes de conservación de la materia. El documento explica conceptos como coeficientes estequiométricos, relaciones molares y cómo balancear ecuaciones químicas para que reflejen correctamente lo que ocurre en una reacción.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la estequiometría, incluyendo las leyes de la conservación de la masa, proporciones definidas, proporciones múltiples y proporciones recíprocas. También explica las relaciones cuantitativas de masa, volumen y moles involucradas en las reacciones químicas y las leyes que las rigen.
1. Tema 4: Disoluciones y Estequiometría.
1. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una
reacción química. En forma de:
Reactivos Productos
Ej: N2 + 3 H2 2 NH3
Cu + 2 Ag+ Cu2+
+ 2 Ag
En toda reacción química ajustada debe cumplirse la conservación de
la masa y de las cargas.
Símbolos: (s) : sólido (l) : líquido (g) : gas (aq) : sustancia disuelta
Precipitado desprendimiento de gas equilibrio reversible
2. INTERPRETACIÓN DE UNA ECUACIÓN .
Ej: 2 H2 + O2 2 H2 O
Fórmulas: H2 , O2 , H2 O
Coeficientes estequiométricos: 1 y 2 .Indica el nº de especies químicas que intervienen
proporcionalmente en la reacción.
2. Dan la siguientes información:
• Interpretación microscópica:
Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4
1 átomo 1 molécula 1 átomo 1 molécula
1000 átomos 1000 moléculas 1000 átomos 1000 átomos.
• Interpretación macroscópica: da información sobre el número de moles de
cada elemento y compuesto que intervienen. En el caso anterior:
N átomos de cinc + N moléculas de sulfato de Cu (II) N átomos de Cu + N moléculas sulfato de
cinc
1 mol de cinc + 1 mol de sulfato de cobre (II) 1 mol de cobre + 1 mol de sulfato de cinc(II)
-El mol corresponde con la cantidad de sustancia que contiene 6.022 1023
átomos o moléculas de una
determinada sustancia.
-Coincide con la masa atómica o molecular , expresada en gramos.
1 uma = 1.66 10 -24
g (DETERMINADA EXPERIMENTALMENTE CON ESPECTRÓMETRO DE MASAS)
Si un átomo un átomo de Carbono son 12 uma.:
6.022 1023
átomos de C 12 uma 1.66 10-24
g = 12 g /mol C
. .
mol de C 1 at C 1 uma
• Relación de moles: proporciona información sobre la relación de moles.
Ej: N2 + 3 H2 2 NH3
231
322 deNHmolesdeHmolesdeNmoles
==
3. • Relación de masas: a través de las masas atómicas.
Ej: 2 CO + O2 2 CO2
2 (moles CO) · 28,01 (g/mol) = 56,02 g
1 (mol O2 ) · 32 (g/mol) = 32 g
2 (mol O2 ) · 44,01 (g/mol) = 88,02
Es decir: 56,02 g + 32 g = 88,02 g
88,02 g = 88,02 g
• Relación entre volúmenes: Si en la reacción intervienen gases en condiciones
normales de P y T, como 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 l , entonces:
Ej: 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2 O (g)
2 · 22,4 L 22,4 L 2 · 22,4 L
Es decir los coeficientes estequimétricos de una ecuación química ajustada informan de la
proporción entre moléculas, moles, gramos y, en su caso, litros de reactivos y productos.
Ej : 2
3. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
• Con masas: conocida la masa de una sustancia, calcular el resto de sustancias que
intervienen en una reacción.
Ej: 3
• Con equivalentes gramo (eq). Equivalente gramo de un elemento es la cantidad
del mismo que se combina o reemplaza a un mol de hidrógeno(atómico).
- Para un elemento : 1 eq = masa atómica/valencia
- Para un ácido: 1 eq = a la cantidad en g que produce un mol de H+
- Para una base: 1 eq = a la cantidad en g que consume 1 mol de H+
o que produce
1 mol de OH-
.
4. - En oxidación-reducción: 1 eq = a la cantidad de sustancia que consume 1 mol de
electrones.
• Reactivos con impurezas: solo la parte pura interviene en la reacción.
• Con reacciones sucesivas.
4.- LEYES PONDERALES:
• Ley de conservación de la masa de LAVOISIER , 1789:
En una reacción química la masa de los reactivos coincide con la masa de los
productos obtenidos.
Esta igualdad se explica se basa en que en una reacción química tiene que haber el
mismo número de átomos antes y después de la reacción. En la reacción únicamente se
produce un reordenamiento atómico.
• Ley de proporciones definidas (PROUST, 1801):
Cuando dos especies se combinan para formar un mismo compuesto , estos lo hacen
siempre en la misma proporción .
2 H2 + O2 2 H2O m(O2) /m (H2) = 8
2g 16g 18g
4g 32g 36g
• Ley de las proporciones múltiples (DALTON,1803 ):
Cuando dos especies se combinan para formar compuestos diferentes , si fijamos la
cantidad de uno de ellas , la relación entre las cantidades de la segunda , es una
relación de números enteros sencillos.
2C + O2 2 CO C + O2 CO2
24g 32g 24g 64g
mO2 (CO2) / mO2 (CO) = 2
5. 5.- LEYES VOLUMÉTRICAS.
Las relaciones existentes entre los reactivos se pueden aplicar tanto a sólidos como a
líquidos o gases, pero en las sustancias gaseosas, además de con pesos o masas, puede
operarse con volúmenes y se deben tener en cuenta las leyes de los gases. Las principales
son:
• Ley de los volúmenes de combinación de J.L. Gay-Lussac en 1809 : “Los
volúmenes de gases que reaccionan entre sí, medidos en las mismas condiciones de
Presión y Temperatura, están en la relación de números enteros sencillos”.
2 vol de hidrógeno + 1 vol oxígeno 2 vol de agua .
La Teoría atómica de Dalton(1810) no permite justificar esta ley , como podemos
observar en el siguiente ejemplo:
1 vol de H + 1 vol de Cl 2 vol de ácido clorhídrico ¿?
¿Cómo se formaban 2 volúmenes de ácido clorhídrico con 1 volumen de H y otro de
Cl?
La solución la da Avogadro:
• Hipótesis de Avogadro: (1811):: “En condiciones iguales de presión y
temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de
moléculas”.
Afirmó que cieros gases formados por H, O , Cl, N…estaban formados por especies
moleculares diatómicas.
Así:
1 vol.H 2 + 1 vol.Cl2 2 vol. HCl
En condiciones normales , 1 mol de cualquier gas ocupa siempre un volumen de
22.4 l. aprox. O lo que es lo mismo, en las mismas condiciones un mismo número
de moléculas ocupa siempre el mismo volumen.
6 .-LEYES DE LOS GASES :
• Ley de Boyle (1662) : “ Para una masa dada de gas, a temperatura constante, el
volumen es inversamente proporcional a la presión”.
p V = constante P1 V1 = P2 V2 = .....
6. • Ley de Charles-Gay Lussac(1808) : « Para una masa de gas a Presion constante ,
el volumen es directamente proporcional a la temperatura”
V/T = cte. V1/T1 = V2/T2 =……
Por combinación de las anteriores Leyes y de la Ley de Avogadro , obtenemos la
ecuación general para los gases ideales :
• Ecuación de los gases ideales o ecuación de estado.
p V = n R T
Ecuación válida para gases ideales , que se ponen de manifiesto cuando las presiones son
bajas y las temperaturas moderadas .En otras condiciones los gases no se comportan como
ideales , sino como gases reales que son. Los gases que tiene un comportamiento más
cercano a la idealidad son aquellos que poseen estructura molecular más simple , tipo H2 ,
N2 …
• Ley de Dalton de las presiones parciales.
La mezcla de dos o mas gases que no reaccionan entre sí, puede considerarse como una
disolución entre gases donde se cumple:
a) Cada gas ejerce una presión parcial, pi , igual a la que ejercería si ocupase él solo el
volumen total.
b) La presión parcial de cada gas es directamente proporcional a su fracción molar.
c) La presión total es la suma de las presiones parciales.
PT = P1 + P2 + P3 + .......
T
i
Ti
n
n
Pp =
7. 6.-REACTIVO LIMITANTE
El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia,
que se encuentra en exceso y de la que queda parte sin reaccionar.
Ej: Si se dispone de 400 kg de oxígeno y 300 kg de hidrógeno para obtener agua,
Resulta: que reaccionan 400 kg de oxígeno con 25 kg de hidrógeno para obtener 425 kg
de agua, siendo el oxígeno el reactivo limitante y el hidrógeno el reactivo en exceso que es
el que sobra.
Calculamos el reactivo limitante a partir de la proporción: aA + bB …..
Moles sustancia A Moles sustancia B
a
>
< b
Siendo a y b los respectivos coeficientes estequiométricos . La proporción menor nos dará
el reactivo limitante.
7.-DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES.
a) Fórmula empírica: indica la relación más sencilla entre los átomos constituyentes de la
molécula. La glucosa C6H12O6 se podría expresar mediante la fórmula empírica
(CH2O)n .
b) Fórmula molecular: relaciona la fórmula empírica con la masa molecular de dicho
compuesto. Así para la glucosa si su molecular es, aproximadamente, 180 g/mol ,
podemos deducir que se trata de C6H12O6 ya que el cociente entre su masa molecular y
la masa de su fórmula empírica 180/ (12+2·1+16) = 6. O bien , 180 = (12+2·1+16)n
resultando 180= 30 n n=180/30=6
Ejemplo:
Elemento Comp.centesimal % Mm moles mínima relación
C 60 12 5 5/2.21= 2.26 x4=9
H 4.48 1 4.48 4.48/2.21=2 x4=8
O 35.5 16 2.21 2.21/2,21=1 x4=4
Fórmula empírica: C9H8O4
8. 8.-DISOLUCIONES
8.1- CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN.
• Porcentaje en masa. Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución.
• Molaridad M. Indica los moles de soluto existentes en 1 L de disolución.
• Molalidad m . Indica los moles de soluto por kg de disolvente.
• Normalidad N. Representa el número de equivalentes gramo de soluto por litro de
disolución.
• Fracción molar xi. Relaciona los moles de un componente y los moles totales.
disolucióndeg
solutodeg
masaen =%
disolucióndelitros
solutodemoles
M =
disolventedekg
solutodemoles
m =
disolucióndelitros
solutodemoeequivalent
N
gra
=
T
i
i
n
n
x =
9. 8.2. CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.
Es habitual en las reacciones químicas que uno o varios reactivos se encuentren disueltos,
como ocurre con ácidos orgánicos comercializados en disolución acuosa.
8.2.1.-PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN:
-Para preparar un volumen de una disolución de una concentración dada , se calculan los
moles necesarios de soluto puro , para ese volumen.
n = M .volumen
-A partir de los moles calculamos los gramos a pesar necesario.
-A continuación se diluye el sólido en vaso de precipitados y finalmente se vierte en el
MATRAZ AFORADO y se enrasa . ( pag. 136 libro ANAYA).
8.2.2. -PREPARACIÓN A PARTIR DE OTRA DISOLUCIÓN:
En ocasiones se suele partir de una disolución concentrada y se procede a diluirla para
obtener otra . Se suele realizar en muchas ocasiones a partir de disoluciones ácidas de
concentración conocida .
Lo primero sería calcular la concentración molar de la disolución de ácido conocida .A
partir de su densidad y de su % de riqueza en peso calculamos dicha concentración:
Ej : HCl d= 1.37 g/cm3
35%
1.37 g. disolución 35 g. soluto HCl puro 1 mol 1000 cm3
= 13.14 M
1cm3
100 g. disolución 36.5 g.HCl 1 l
-Conocemos ahora los moles por litro de la disolución concentrada .Para preparar nuestra
disolución diluida extraemos de la disolución concentrada , el volumen que contenga los
moles necesarios para formar nuestra nueva disolución diluida.
Moles a extraer de la disolución concentrada= Moles para preparar la disolución diluida
Va extraer M don. conc. = V a preparar M don. diluida.
9. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
100·dimRe
teóricamasa
obtenidamasa
ienton =
10. EJERCICIOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
1. Ajusta la ecuación: Al4C3 + H2O Al (OH)3 + CH4
Solución: Al4C3 + 12 H2O 4 Al (OH)3 + 3 CH4
2. Ajusta e interpreta la siguiente ecuación química: C4H10 + O2 CO2 + H2O
Solución: 2 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O
a) 2 moléculas 13 moléculas 8 moléculas 10 moléculas
b) 2 moles 13 moles 8 moles 10 moles
c) moles C4H10 /2 = moles O2 /13 = moles CO2 /8 = moles H2O /10
d) 2 litros 13 litros 8 litros 10 litros (todos medios
en c.n.)
3. En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno.
¿Cuántos gramos de cloruro de potasio se obtienen a partir de 1 kg de clorato de potasio?
Masas atómicas : K= 39 u, O = 16 u, Cl = 35,45 u.
Solución: se obtienen 608,00 g de cloruro de potasio.
4. Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contienen un 7,25 % de impurezas con HCl
suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn= 65,38 u.
Solución: 0,645 g de H2
5. ¿Qué peso de CaC2 se gastará en producir elacetileno necesario (C2H2) para obtener por
combustión 10 litros de CO2 a 1 atm y 25 º ?
Solución: 13,12 g de CaC2
5. En la combustión completa de 320 g de gas metano se obtienen 440 g de dióxido de
carbono. ¿Qué volumen ocupará el dióxido de carbono medido a la presión de 0,82
atm y a la temperatura de 293 K?
Solución: 293 litros.
7. Dada la reacción SO2 + ½ O2 SO3 , ¿qué volumen de SO3 se obtendrá a partir
de 30 L de O2 , medido en condiciones normales de presión y temperatura?
Solución: 60 litros de SO3
11. 8.¿Cómo variará el volumen del trióxido de azufre obtenido en el ejercicio anterior si
mantenemos constante la temperatura y duplicamos la presión?
Solución: el volumen se reducirá a la mitad.
9. Cómo variará el volumen del trióxido de azufre obtenido en el ejercicio nº 7 , si
mantenemos constante la presión y triplicamos la temperatura?
Solución: el volumen se triplica.
10. En un recipiente de 25 L se encierran (a 25 ºC) 15 g de dióxido de carbono y 20 g de
monóxido de carbono. A) ¿Cuál será la presión total ejercida? B) ¿Cuál será la presión
parcial que ejerza cada uno?.
Solución: a) 1,03 atm b) p CO2 = 0,331 atm pCO = 0,697 atm
11. Se hacen reaccionar 50 g de Zn con una disolución acuosa de ácido sulfúrico que
contiene 60 g de ácido. Formula y ajusta la reacción producida e indica cuál es el reactivo
limitante. Masas atómicas: Zn = 65,38 u; S= 32; O= 16 u; H= 1 u.
Solución: La ecuación ajustada de la reacción es Zn + H2SO4 Zn SO4 + H2
El ácido sulfúrico es el reactivo limitante.
12. A partir de los datos de la figura , responde a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál es el porcentaje en masa en el recipiente A antes de extraer 250 cm3
?
b) ¿Cuál será al final la molaridad de la disolución contenida en C?
250 cm3
500 cm3
Recipiente A Recipiente C Recipiente B
1 litro de HCl 2 M 1 litro de HCl 0,1 M
d = 1,19 g/cm3
Solución: a) 6,13 % b) 0,73 molar
13. Calcula el volumen de disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar
exactamente con 100 cm3
de Na2S 0,1 M. Masas moleculares: AgNO3 =169,88 u; Na2S =78
u.
Solución: 200 cm3
14.Calcula la cantidad de sulfuro de hierro (II), FeS, del 906 % en masa y la cantidad de
ácido sulfúrico 1 M que proporcionan 2 litros de H2S medidos a 23 ºC y 765 mm de Hg.
Masas moleculares: FeS = 87,92 u.
Solución: 8,04 g de muestra y 83 cm3
de ácido sulfúrico.
12. 15. Se calcinan en un horno 143 g de carbonato de calcio (CaCO3), obteniéndose 80 g de
óxido de calcio (CaO) y 47,19 g de dióxido de carbono (CO2). ¿Qué pérdidas tiene el
horno? ¿Cuál es el rendimiento en CaO? ¿Y en CO2)
Pesos moleculares: CaCO3 = 100 u ; CaO = 56 u ; CO2 = 44 u.
Solución: pérdidas de 15,81 g
rendimiento de CaO del 100 % rendimiento de CO2 del 75%
16. En la síntesis del amoniaco se produce la reacción reversible
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Si a partir de 3 g de hidrógeno se han obtenido 15,2 g de amoniaco, calcula el
rendimiento de la reacción. Masas atómicas. N=14 u; H = 1 u.
Solución: rendimiento 89,4 %.
17. Se desea obtener en el laboratorio un caudal de 1 litro por minuto de gas hidrógeno,
medido en condiciones normales. El ácido clorhídrico disponible es 0,1 mol/dm3
. ¿Cuántas
gotas por minuto deben dejarse caer sobre cinc? (en 1 mL hay aproximadamente 20 gotas
de líquido.)
Solución: 17 860 gotas por minuto.
18. La producción de ácido sulfúrico a partir de pirita (FeS) tiene lugar según la siguiente
serie de reacciones:
4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2 O3 + 8 SO2
2 SO2 + O2 2 SO3
SO3 + H2O H2 SO4
A partir de 100 kg de pirita, ¿cuál es la máxima cantidad (en kg) de ácido sulfúrico que se
podrá obtener?
Masas moleculares: FeS2 = 119,97 u; H2 SO4 = 98,08 u.
Solución: 163,51 kg
19. Se mezclan 200 mL de disolución de MgCl2 2 N con 400 cm3
de otra disolución de
MgC2 2,5 M y se añaden 200 mL de agua al conjunto. ¿Cuál será la normalidad resultante?
Solución: N= 3 eq/L
13. 20. a) Se queman 1,95 g de un compuesto orgánico formado por C, N y S obteniéndose
2,94 g de CO2 y 1,19 g de H2O. Determina la fórmula empírica.
c) Determina la fórmula molecular sabiendo que 1,51 g del compuesto ocupan en el
gas 0,1 L medidos a 200 º C y 0,45 atm.
Solución: a) C4 H8 S2 b) C2 H4 S