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 explica conceptos fundamentales de la estequiometría química, incluyendo las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción, los pasos para escribir una ecuación química balanceada, el concepto de reactivo limitante, y cómo calcular el rendimiento teórico y real de una reacción.
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.
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.
El documento define conceptos fundamentales de química como masa atómica, masa molecular, isótopos, número de Avogadro y mol. Explica que la masa atómica es el peso promedio de los átomos de un elemento en la naturaleza, y que la masa molecular es la suma de las masas de los átomos que componen una molécula o sustancia. También define el mol como la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas (átomos, moléculas o iones) que hay en 12 gramos de carbono-
Este documento trata sobre conceptos químicos fundamentales como el mol, el número de Avogadro, fórmulas moleculares y reacciones químicas. Explica que el número de Avogadro (6.022x1023) representa la cantidad de unidades fundamentales como átomos o moléculas en 1 mol de sustancia. También describe cómo se pueden deducir fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición porcentual de elementos en una sustancia.
El documento presenta varias ecuaciones químicas de reacciones ácido-base, incluyendo la neutralización del ácido sulfúrico con hidróxido de potasio, del ácido carbónico con hidróxido de calcio y de litio, y la formación de sales a partir del ácido sulfúrico y nitríco con aluminio y magnesio respectivamente. También presenta dos casos especiales, la formación de sales a partir de la neutralización del amoníaco y el ácido acético.
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 explica conceptos fundamentales de la estequiometría química, incluyendo las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción, los pasos para escribir una ecuación química balanceada, el concepto de reactivo limitante, y cómo calcular el rendimiento teórico y real de una reacción.
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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.
El documento define conceptos fundamentales de química como masa atómica, masa molecular, isótopos, número de Avogadro y mol. Explica que la masa atómica es el peso promedio de los átomos de un elemento en la naturaleza, y que la masa molecular es la suma de las masas de los átomos que componen una molécula o sustancia. También define el mol como la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas (átomos, moléculas o iones) que hay en 12 gramos de carbono-
Este documento trata sobre conceptos químicos fundamentales como el mol, el número de Avogadro, fórmulas moleculares y reacciones químicas. Explica que el número de Avogadro (6.022x1023) representa la cantidad de unidades fundamentales como átomos o moléculas en 1 mol de sustancia. También describe cómo se pueden deducir fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición porcentual de elementos en una sustancia.
El documento presenta varias ecuaciones químicas de reacciones ácido-base, incluyendo la neutralización del ácido sulfúrico con hidróxido de potasio, del ácido carbónico con hidróxido de calcio y de litio, y la formación de sales a partir del ácido sulfúrico y nitríco con aluminio y magnesio respectivamente. También presenta dos casos especiales, la formación de sales a partir de la neutralización del amoníaco y el ácido acético.
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.
El documento explica cómo calcular el porcentaje de cada elemento en un compuesto químico. Primero, se determina la masa molecular del compuesto sumando las masas atómicas relativas de cada elemento. Luego, se divide la masa molecular entre la masa atómica de cada elemento para obtener su cantidad, y se multiplica por 100 para convertirlo a porcentaje. Finalmente, se suman los porcentajes de cada elemento, que deben dar entre 99.98-100%. El documento aplica este método para calcular la composición porcentual del ácido sulfúrico y el
Este documento resume la teoría de los gases ideales y reales, incluyendo la ecuación de estado para gases ideales, la teoría cinética molecular, las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac, y la hipótesis de Avogadro. También explica conceptos como densidad, volumen molar y la ley generalizada de los gases.
El documento explica el concepto de reactivo limitante en una reacción química. Un reactivo limitante es aquel que se agota primero durante la reacción, determinando la cantidad máxima de producto que puede formarse. El documento provee ejemplos y pasos para calcular el reactivo limitante dado los reactivos iniciales y la ecuación química de la reacción.
Para calcular el peso molecular de un compuesto, se toman los pesos atómicos de los elementos que lo componen de acuerdo a su fórmula química y se multiplican por los subíndices, sumando los resultados. Esto se ilustra con los ejemplos de la sal de mesa (NaCl, peso molecular 58.5 g/mol) y el azúcar (C12H22O11, peso molecular 342 g/mol).
La masa atómica es la masa total de protones y neutrones en un átomo individual, expresada comúnmente en unidades de masa atómica unificada. Históricamente, científicos como Dalton y Berzelius determinaron los pesos atómicos relativos al hidrógeno, aunque la hipótesis de que eran múltiplos enteros no siempre se sostenía. Más tarde, se descubrieron los electrones, protones y neutrones como partículas subatómicas que componen la masa atómica.
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 la estequiometría, que estudia las relaciones cuantitativas entre los componentes de una reacción química. Explica las leyes ponderales como la conservación de la masa y las proporciones definidas y múltiples. También cubre las leyes volumétricas y conceptos como el reactivo limitante, reactivo en exceso, pureza de una muestra y rendimiento de una reacción.
Este documento presenta información sobre estequiometría, reactivo límite, rendimiento y pureza. Explica conceptos como reactivo limitante, que es aquel que se consume por completo en una reacción química. También describe cómo calcular el rendimiento teórico y real de una reacción, así como el porcentaje de pureza de un reactivo. Finalmente, resume los pasos para desarrollar y concluir una actividad práctica sobre este tema.
Este documento proporciona una introducción a la estequiometría, que incluye convertir entre moles y gramos, identificar el reactivo limitante, y calcular el rendimiento porcentual de una reacción. Explica cómo usar las relaciones estequiométricas entre los reactivos y productos para resolver problemas cuantitativos, como determinar la cantidad de uno que se necesita para producir una cantidad dada de otro.
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.
Este documento presenta conceptos fundamentales de estequiometría, incluyendo el mol, relaciones entre masa atómica y masa molecular, cálculo de moles y átomos a partir de masas dadas, determinación de porcentajes de masa y composición de compuestos, y cálculo de fórmulas empíricas y moleculares. Incluye ejemplos resueltos de problemas estequiométricos utilizando estas herramientas.
Este documento resume cuatro leyes fundamentales de la química: 1) La ley de conservación de la masa de Lavoisier establece que la masa total se conserva en una reacción química; 2) La ley de proporciones constantes de Proust establece que los elementos se combinan siempre en las mismas proporciones; 3) La ley de proporciones múltiples de Dalton establece que los pesos de los elementos en diferentes compuestos son proporcionales a números enteros; 4) La ley de los pesos equivalentes de
El documento explica los conceptos fundamentales de la estequiometría química, incluyendo la ley de conservación de la materia, los coeficientes estequiométricos y las relaciones cuantitativas constantes entre los reactivos y productos durante una reacción química. Además, introduce el concepto de peso equivalente para describir las cantidades relativas de elementos que se combinan en una reacción.
Este documento presenta conceptos clave de la estequiometría, incluyendo las leyes ponderales y volumétricas que rigen las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas. Explica que la estequiometría estudia las masas y volúmenes de los reactivos y productos en una reacción. También define conceptos como el reactivo limitante, reactivo en exceso, y porcentajes de pureza y rendimiento de una reacción.
El documento explica el número de Avogadro, que establece que una mol de cualquier sustancia contiene 6.023 x 1023 partículas. Proporciona ejemplos de conversiones entre moléculas y moles de diferentes sustancias como O2, N2, H2 y Al2O3.
Este documento define y explica el concepto de normalidad. Define normalidad como la cantidad de equivalentes químicos de soluto por litro de disolución. Explica cómo calcular la normalidad usando la fórmula N=EQ/Litro de disolución. También define equivalente químico y cómo calcularlo para diferentes tipos de sustancias como ácidos, bases e hidróxidos. Incluye ejemplos de cálculos de normalidad para H3BO3, Mg(OH)2 y CuSO4. Finalmente, pide calcular la normalidad para otras sust
El elemento con número atómico 14 tiene la configuración electrónica [Ne] 3s2 3p2. Pertenece al bloque p y es diamagnético ya que todos sus electrones se encuentran apareados en los orbitales.
Reacción química - 1.Unidades y estequiometría - Ejercicio 10 Cálculos de la ...Triplenlace Química
Una muestra impura de 1,2048 g de Na2CO3 se disuelve y se deja reaccionar con una disolución de CaCl2. Después de la precipitación, filtración y secado se encontró que el CaCO3 resultante pesaba 1,0262 g. Calcúlese la pureza porcentual del Na2CO3.
(Pesos atómicos: Ca = 40,08; Na = 22,99; C = 12,01; O = 16,00; H = 1,01; Cl = 35,45)
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(Más problemas en http://triplenlace.com/problemas-de-reaccion-quimica/)
(Más teoría en http://triplenlace.com/cbrq/)
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.
El documento explica cómo calcular el porcentaje de cada elemento en un compuesto químico. Primero, se determina la masa molecular del compuesto sumando las masas atómicas relativas de cada elemento. Luego, se divide la masa molecular entre la masa atómica de cada elemento para obtener su cantidad, y se multiplica por 100 para convertirlo a porcentaje. Finalmente, se suman los porcentajes de cada elemento, que deben dar entre 99.98-100%. El documento aplica este método para calcular la composición porcentual del ácido sulfúrico y el
Este documento resume la teoría de los gases ideales y reales, incluyendo la ecuación de estado para gases ideales, la teoría cinética molecular, las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac, y la hipótesis de Avogadro. También explica conceptos como densidad, volumen molar y la ley generalizada de los gases.
El documento explica el concepto de reactivo limitante en una reacción química. Un reactivo limitante es aquel que se agota primero durante la reacción, determinando la cantidad máxima de producto que puede formarse. El documento provee ejemplos y pasos para calcular el reactivo limitante dado los reactivos iniciales y la ecuación química de la reacción.
Para calcular el peso molecular de un compuesto, se toman los pesos atómicos de los elementos que lo componen de acuerdo a su fórmula química y se multiplican por los subíndices, sumando los resultados. Esto se ilustra con los ejemplos de la sal de mesa (NaCl, peso molecular 58.5 g/mol) y el azúcar (C12H22O11, peso molecular 342 g/mol).
La masa atómica es la masa total de protones y neutrones en un átomo individual, expresada comúnmente en unidades de masa atómica unificada. Históricamente, científicos como Dalton y Berzelius determinaron los pesos atómicos relativos al hidrógeno, aunque la hipótesis de que eran múltiplos enteros no siempre se sostenía. Más tarde, se descubrieron los electrones, protones y neutrones como partículas subatómicas que componen la masa atómica.
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 la estequiometría, que estudia las relaciones cuantitativas entre los componentes de una reacción química. Explica las leyes ponderales como la conservación de la masa y las proporciones definidas y múltiples. También cubre las leyes volumétricas y conceptos como el reactivo limitante, reactivo en exceso, pureza de una muestra y rendimiento de una reacción.
Este documento presenta información sobre estequiometría, reactivo límite, rendimiento y pureza. Explica conceptos como reactivo limitante, que es aquel que se consume por completo en una reacción química. También describe cómo calcular el rendimiento teórico y real de una reacción, así como el porcentaje de pureza de un reactivo. Finalmente, resume los pasos para desarrollar y concluir una actividad práctica sobre este tema.
Este documento proporciona una introducción a la estequiometría, que incluye convertir entre moles y gramos, identificar el reactivo limitante, y calcular el rendimiento porcentual de una reacción. Explica cómo usar las relaciones estequiométricas entre los reactivos y productos para resolver problemas cuantitativos, como determinar la cantidad de uno que se necesita para producir una cantidad dada de otro.
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.
Este documento presenta conceptos fundamentales de estequiometría, incluyendo el mol, relaciones entre masa atómica y masa molecular, cálculo de moles y átomos a partir de masas dadas, determinación de porcentajes de masa y composición de compuestos, y cálculo de fórmulas empíricas y moleculares. Incluye ejemplos resueltos de problemas estequiométricos utilizando estas herramientas.
Este documento resume cuatro leyes fundamentales de la química: 1) La ley de conservación de la masa de Lavoisier establece que la masa total se conserva en una reacción química; 2) La ley de proporciones constantes de Proust establece que los elementos se combinan siempre en las mismas proporciones; 3) La ley de proporciones múltiples de Dalton establece que los pesos de los elementos en diferentes compuestos son proporcionales a números enteros; 4) La ley de los pesos equivalentes de
El documento explica los conceptos fundamentales de la estequiometría química, incluyendo la ley de conservación de la materia, los coeficientes estequiométricos y las relaciones cuantitativas constantes entre los reactivos y productos durante una reacción química. Además, introduce el concepto de peso equivalente para describir las cantidades relativas de elementos que se combinan en una reacción.
Este documento presenta conceptos clave de la estequiometría, incluyendo las leyes ponderales y volumétricas que rigen las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas. Explica que la estequiometría estudia las masas y volúmenes de los reactivos y productos en una reacción. También define conceptos como el reactivo limitante, reactivo en exceso, y porcentajes de pureza y rendimiento de una reacción.
El documento explica el número de Avogadro, que establece que una mol de cualquier sustancia contiene 6.023 x 1023 partículas. Proporciona ejemplos de conversiones entre moléculas y moles de diferentes sustancias como O2, N2, H2 y Al2O3.
Este documento define y explica el concepto de normalidad. Define normalidad como la cantidad de equivalentes químicos de soluto por litro de disolución. Explica cómo calcular la normalidad usando la fórmula N=EQ/Litro de disolución. También define equivalente químico y cómo calcularlo para diferentes tipos de sustancias como ácidos, bases e hidróxidos. Incluye ejemplos de cálculos de normalidad para H3BO3, Mg(OH)2 y CuSO4. Finalmente, pide calcular la normalidad para otras sust
El elemento con número atómico 14 tiene la configuración electrónica [Ne] 3s2 3p2. Pertenece al bloque p y es diamagnético ya que todos sus electrones se encuentran apareados en los orbitales.
Reacción química - 1.Unidades y estequiometría - Ejercicio 10 Cálculos de la ...Triplenlace Química
Una muestra impura de 1,2048 g de Na2CO3 se disuelve y se deja reaccionar con una disolución de CaCl2. Después de la precipitación, filtración y secado se encontró que el CaCO3 resultante pesaba 1,0262 g. Calcúlese la pureza porcentual del Na2CO3.
(Pesos atómicos: Ca = 40,08; Na = 22,99; C = 12,01; O = 16,00; H = 1,01; Cl = 35,45)
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(Más problemas en http://triplenlace.com/problemas-de-reaccion-quimica/)
(Más teoría en http://triplenlace.com/cbrq/)
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.
Los agentes tensoactivos son compuestos químicos que al disolverse en agua u otro disolvente se orientan entre la fase líquida y otra fase sólida, líquida o gaseosa, modificando las propiedades de la interfase. Pueden formar espumas, emulsiones, suspensiones u otras dispersiones. Existen diferentes tipos de agentes tensoactivos clasificados como catiónicos, aniónicos, no iónicos y anfóteros según la carga eléctrica de su parte hidrofílica.
Este documento presenta conceptos fundamentales de estequimetría como fórmulas moleculares, relaciones molares, reactivos limitantes y rendimiento de reacciones. Explica que la estequimetría mide los elementos en una reacción química usando leyes de conservación de masa. También define fórmulas moleculares y empíricas, y cómo usar relaciones molares y el método molar para resolver problemas estequimétricos.
Este documento describe diferentes tipos de reacciones de doble desplazamiento, incluyendo la formación de sales a partir del intercambio de iones metálicos y no metálicos entre compuestos, la formación de productos insolubles al reaccionar sales con ácidos o bases, y reglas generales sobre la solubilidad de compuestos iónicos.
Este documento presenta información sobre el curso de Química Orgánica impartido por el profesor Miguel Hurtado G. Los estudiantes Jenny Quezada y Víctor Lecca son parte del curso. El documento proporciona detalles sobre las propiedades y reacciones de los alcoholes y fenoles.
Este documento trata sobre la estequiometría, que estudia las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas. Explica las leyes ponderales y volumétricas que rigen estas relaciones, incluyendo la conservación de la masa, proporciones definidas, proporciones múltiples y proporciones recíprocas. También cubre conceptos como reactivos limitantes y en exceso, así como cálculos que involucran porcentajes de pureza en muestras químicas.
Este documento presenta conceptos clave sobre estequiometría. Define estequiometría como la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los componentes de una reacción química. Explica las leyes ponderales y volumétricas que rigen estas relaciones, incluyendo la conservación de la masa, proporciones definidas, proporciones múltiples y proporciones recíprocas. También cubre conceptos como reactivo limitante, reactivo en exceso, porcentaje de pureza y re
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.
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.
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.
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.
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
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.
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.
Este documento presenta información sobre estequiometría. Explica las leyes ponderales y volumétricas que rigen la estequiometría, incluidas las leyes de conservación de masa, proporciones definidas, proporciones múltiples y proporciones recíprocas. También cubre conceptos como el reactivo limitante, reactivo en exceso, y cálculos relacionados con cantidades de sustancias involucradas en reacciones químicas. Proporciona ejemplos para ilustrar estos conceptos.
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 describe los conceptos fundamentales de las reacciones químicas, incluyendo cómo leer y balancear ecuaciones químicas, la estequiometría para determinar las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos, los reactantes limitantes, y el rendimiento teórico vs real de una reacción.
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 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 describe los principios básicos de la estequiometría, incluyendo las leyes de las combinaciones químicas como las leyes ponderales, volumétricas y de proporciones múltiples. También explica conceptos como reactivo limitante, rendimiento de reacciones y porcentaje de pureza. Finalmente, presenta varios problemas de aplicación de estos principios.
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.
Este documento presenta los objetivos y conceptos clave de la estequiometría. Explica cómo calcular el peso equivalente de sustancias químicas que participan en reacciones, dependiendo de si son ácidos, bases, sales, óxidos u otros compuestos. También introduce el concepto de equivalente gramo y la ley del equivalente químico. Finalmente, incluye ejemplos para practicar cálculos estequiométricos aplicando estas ideas.
En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.1 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:
«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».
También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.
This document contains a list of names and codes for a Google Classroom. It lists 15 names including historical figures like Charles Darwin, Isaac Newton, Jhon Dalton, Nelson Mandela, and Jose C. Mariategui along with codes for each person ranging from single letters and numbers to longer strings of letters and numbers.
I. El documento presenta un examen de química sobre funciones orgánicas como alcoholes, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres. II. Contiene 18 preguntas de selección múltiple sobre la estructura, nomenclatura y propiedades de estas funciones. III. El examen evalúa la comprensión de conceptos químicos fundamentales como hibridación, isomería, grupos funcionales y reacciones orgánicas.
Este documento contiene 19 preguntas de química orgánica sobre compuestos orgánicos como alcanos, alquenos y alquinos. Las preguntas requieren que los estudiantes identifiquen hibridaciones de carbono, nombres sistemáticos, estructuras y reacciones químicas de estos compuestos.
El documento habla sobre las funciones nitrogenadas, incluyendo las aminas, amidas y nitrilos. Las aminas son compuestos derivados del amoniaco donde uno o más hidrógenos son sustituidos por radicales alquilo, clasificándolas como primarias, secundarias o terciarias. Las amidas son derivados de ácidos carboxílicos donde el grupo OH es sustituido por NH2, NHR o NRR. Los nitrilos son derivados del cianuro de hidrógeno donde el hidrógeno es sustituido por un radical
I. El documento presenta 20 preguntas de química sobre reacciones químicas y estequiometría.
II. Las preguntas cubren temas como clasificación de reacciones químicas, balanceo de ecuaciones químicas, cálculos estequiométricos, reacciones nucleares y rendimiento de reacciones.
III. Se pide determinar cantidades de sustancias, coeficientes estequiométricos, fórmulas moleculares y marcar alternativas correctas e incorrectas.
Este documento contiene 18 preguntas sobre funciones oxigenadas como éteres, alcoholes, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos. Las preguntas requieren identificar los nombres correctos de compuestos orgánicos según las reglas de nomenclatura IUPAC y asignar fórmulas estructurales a nombres dados.
Este documento contiene 20 preguntas de química sobre enlaces químicos, fuerzas intermoleculares, formación de compuestos y nomenclatura. Los estudiantes deben identificar las sustancias que presentan diferentes tipos de enlaces, determinar el estado de oxidación de los elementos, nombrar compuestos químicos y completar reacciones químicas. El documento forma parte de una práctica dirigida de química para estudiantes de secundaria.
Este documento describe las principales funciones oxigenadas en compuestos orgánicos, incluyendo alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres. Define cada función química y explica su nomenclatura sistemática según la IUPAC. También clasifica los diferentes tipos de alcoholes y ofrece ejemplos para cada función oxigenada.
Este documento contiene 23 preguntas sobre hidrocarburos para una práctica de química de nivel secundario. Las preguntas cubren temas como nomenclatura IUPAC de hidrocarburos alifáticos, fórmulas generales, masas moleculares y propiedades básicas.
Este documento contiene 15 preguntas sobre nombres químicos de hidrocarburos. Las preguntas cubren temas como los nombres sistemáticos IUPAC de alcanos, alquenos, alquinos y compuestos orgánicos multifuncionales. Se pide a los estudiantes que identifiquen los nombres correctos de varias estructuras de carbono e hidrógeno.
Este documento contiene 20 preguntas de química sobre estructura atómica, números cuánticos, configuración electrónica, tabla periódica y propiedades periódicas. Las preguntas requieren que el estudiante identifique la alternativa correcta sobre estos temas fundamentales de química.
El documento trata sobre los hidrocarburos. Explica que son compuestos orgánicos formados sólo por carbono e hidrógeno, y clasifica los hidrocarburos en alcanos, alquenos, alquinos y cíclicos/aromáticos. También describe la nomenclatura IUPAC para nombrar hidrocarburos alifáticos y da ejemplos de algunos representantes de cada tipo.
La química de los compuestos orgánicos ha sido de gran interés para las ciencias desde principios del siglo XX hasta nuestros días, y la rama que se encarga de ese estudio es la química orgánica, pero salvando esta efímera y superficial descripción, ¿alguna vez te haz preguntado qué es la química orgánica realmente y cuál es su utilidad? Pues ya no tienes porqué hacerlo, hoy quiero invitarte a conocer un poco más en profundidad qué es la química orgánica, por qué es importante, para qué sirve y qué hacen los químicos orgánicos.
Este documento describe el concepto de equilibrio químico. Explica que en el equilibrio químico, la velocidad de la reacción hacia adelante es igual a la velocidad de la reacción hacia atrás. También describe cómo factores como cambios en la concentración, presión o temperatura afectan la posición del equilibrio de acuerdo con el Principio de Le Chatelier. Además, introduce las constantes de equilibrio Kc y Kp y sus relaciones.
Práctica dirigida de química (estructura atómica)Elias Navarrete
Este documento contiene 15 preguntas y una práctica domiciliaria de 7 preguntas sobre estructura atómica y números atómicos, de masa y nucleares. Las preguntas cubren temas como los descubridores de partículas subatómicas, composición de isótopos, números de neutrones, protones y electrones en diferentes átomos e iones.
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras. Las soluciones se clasifican según el estado físico del solvente y la concentración del soluto. Existen diferentes unidades para expresar la concentración de una solución, incluyendo porcentaje en peso, porcentaje en volumen y molaridad. La dilución y mezcla de soluciones cambia la concentración de acuerdo a fórmulas matemáticas.
Este documento presenta 22 problemas de estequiometría química. Los problemas involucran cálculos de masas, volúmenes y porcentajes de rendimiento para varias reacciones químicas, incluyendo la combustión de hidrocarburos, la descomposición térmica de carbonatos y la producción de agua a partir de hidrógeno y oxígeno. Los cálculos se basan en las leyes de conservación de la masa y en las relaciones estequiométricas entre los reactivos y productos de cada reacción quím
El documento describe la estructura atómica, incluyendo que el átomo tiene un núcleo central pequeño rodeado por una envoltura electrónica grande. El núcleo contiene protones y neutrones, que determinan la masa del átomo, mientras que los electrones generan la envoltura electrónica. También define términos como el número atómico, número de masa, isótopos, isóbaros e iones.
El documento presenta una serie de 13 problemas de química relacionados con soluciones, incluyendo cálculos de concentración porcentual y normalidad. Los problemas cubren temas como la preparación de soluciones de cierta concentración a partir de la dilución o mezcla de otras soluciones.
I. El radio atómico del sodio es correcto.
II. La concentración de ácido clorhídrico puro está mal expresada.
III. La equivalencia de temperaturas está bien.
2. Concepto
Es aquella parte de la química que estudia las relaciones
cuantitativas, ya sea con respecto a la masa, volumen, moles
etc, de los componentes de una reacción química. Dichas
relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser
ponderales y / o volumétricas.
La palabra estequiometría fue introducida en
1792 por Jeremías Richter para identificar la
rama de la ciencia que se ocupa de establecer
relaciones ponderales (o de masa) en las
transformaciones químicas.
Jeremias Benjamin
Nota: Richter.
Estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento)
y "métrón” (medida)
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3. Leyes Ponderales
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como
objetivo el estudio de las masas de las sustancias, en una
reacción química, entre dos o más sustancias químicas. Por lo
tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes
como lo son:
1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
Fue planteada por el químico
frances Antoine Lavoiser (1743 –
1794) considerado el padre de la
química moderna; nos indica que en
toda reacción química completa y
balanceada la masa total de las
sustancias reactantes es igual a la
masa total de las sustancias de los
productos.
A. Lavoisier 3
4. Ejemplo: Síntesis del agua
Se cumple: masas (react.) masas produc.
Ejemplo: (UNMSM-2004-II) ¿Cuántos gramos de
oxigeno se producen al calentar un kilogramo de
perclorato de potasio, que se descompone para
formar cloruro de potasio y oxigeno?
P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 )
KClO4 KCl + 2O2
A) 522,43g B) 462,09g C)130,62g
D) 39,20g E) 261,32g
Solución: 4
5. 2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS
Fue enunciada por el químico francés
Joseph Louis Proust (1748 – 1822);
establece que en todo proceso
químico los reactantes y productos
participan manteniendo sus masas o
sus moles en proporción fija,
constante y definida; cualquier
exceso de uno de ellos permanece
sin reacción. J.L Proust 5
6. Ejemplo: Cu + S CuS
+
10,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS
+ +
10,0 g Cu 7,06 g S 15,06 g CuS 2,00 g S
+ +
20,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu
Observación:
De la ecuación: 10 g de Cu se requieren para reaccionar con 5,06g
y producir 15,06 g de CuS .
Si se combina 10 g de Cu con 7,06 g de S se observa que las masas
de los elementos no intervienen en la misma relación de Proust o
relación estequiométrica. 6
7. Conceptos Importantes
Reactivo Limitante (R.L.): Es aquel reactante que
interviene en menor proporción estequiométrica por lo
tanto se agota o se consume totalmente y limita la cantidad
de producto(s) formado(s).
El reactivo en exceso (R.E.): Es aquel reactante que
interviene en mayor proporción estequiométrica, por lo
tanto sobra (exceso) al finalizar la reacción.
Ejemplo: (UNMSM-2000) 2Na + S Na2S. Si la
anterior es la ecuación de la reacción del sodio
(P.A=23) con el azufre (P.A=32), la reacción de 46g de
sodio con 46g de azufre dará una masa de sulfuro de
sodio igual a :
A) 39g B) 55g C) 46g
D) 78g E) 92g
Solución: 7
8. 3. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES
Fue enunciada por el químico Ingles
John Dalton (1766 – 1844); establece
si dos sustancias simples reaccionan
para generar dos o más sustancias
de una misma función química, se
observará que mientras que la masa
de uno de ellos es constante, la masa
del otro varía en relación de números
enteros y sencillos. J. Dalton 8
9. 4. LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS
Fue enunciada por Wenzel – Richter, establece si las
masas de las sustancias A y B pueden reaccionar
separadamente con la misma masa de una tercera
sustancia “C” , entonces si A y B reaccionan juntos, lo
harán con la misma masa con que reaccionan con “C” o
con masas, múltiplos o submúltiplos, a la mencionada.
Ejemplo:
9
10. Reacción (1) 1 H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
2g 71g
Reacción (2) 2 Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)
46g 71g
Conclusión 1 H2(g) + 2Na(s) 2NaH(s)
2g 46g
Leyes Volumétricas
Fue anunciada por el científico Joseph
Louis Gay – Lussac (1778 – 1850), quién
investigando las reacciones de los gases
determino: “Los volúmenes de las
sustancias gaseosas que intervienen en
una reacción química, medidos en las
mismas condiciones de presión y
temperatura, están en relación de
números enteros sencillos”.
10
J.L Gay - Lussac
11. Ejemplo:
Ecuación química 1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Relación molar 1 mol 3 mol 2 mol
1 vol 3 vol 2 vol
Relación volumétrica 5L 15L 10L
20mL
Para la reacción se cumple: VN 2 VH 2 VNH 3
1 3 2
Ejemplo: (UNMSM-2000) Para la obtención de 20L de
gas amoniaco NH3 se requiere:
A) 5L H2, 15L N2 B) 10L H2, 10L N2
C) 10L H2, 20L N2
D) 15L H2, 5L N2 E) 30L H2, 10L N2
Solución: 11
12. PORCENTAJE DE PUREZA DE UN MUESTRA QUÍMICA
Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras
no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos
estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la
muestra química.
Cantidad de sus tancia pura
% Pureza x 100
Cantidad de muestra impura
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13. Ejemplo: (UNMSM-2004-II) ¿Cuántas moles de dióxido
de carbono se produce, si 375g de CaCO3 con 80% de
pureza se descompone según la reacción
CaCO3 CaO + CO2
P.A( Ca=40; C=12; O=16 )
A) 3,75 B) 3,00 C) 3,20
D) 3,55 E) 2,95
Solución:
13
14. Ejemplo: (UNMSM-2011-II) Se hace reaccionar 20g de
NaNO3, cuya pureza es 75% con suficiente cantidad de
H2SO4, según la ecuación:
2NaNO3 + H2SO4 Na2SO4 + 2HNO3
Calcule el peso de HNO3 producido.
Datos: P.F( HNO3=63 g/mol; NaNO3= 85g/mol)
A) 14,8g B) 11,1g C)22,2g
D) 13,9g E) 18,5g
Solución:
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15. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN (%R)
Rendimiento teórico.- Es el máximo rendimiento que puede
obtenerse cuando los reactantes dan solamente producto; la
cantidad real del reactivo limitante se usa para los cálculos
estequiométricos de rendimientos teóricos.
Rendimiento Real.- Es la cantidad obtenida de un producto en
la practica cuando se ha consumido totalmente el reactivo
limitante; es decir que teóricamente debemos obtener el 100%
de una determinada sustancia, pero por diversos factores como
presencia de impurezas, fugas, malos equipos, etc; este
porcentaje se reduce.
El porcentaje de rendimiento es la medida de la eficiencia de la
reacción y se define como:
Cantidad real
%R x 100
Cantidad teórica
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16. Ejemplo: (UNMSM-2004-I) A partir de 0,303g de KClO3
se ha obtenido 0,1g de O2. Calcular el porcentaje de
rendimiento de la reacción:
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 )
A) 84,2% B) 64,0% C) 94,0%
D) 74,2% E) 32,0%
Solución:
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