Este documento trata sobre la estequiometría y las unidades químicas. Explica conceptos como masa atómica, isótopos, masa atómica relativa, masa molecular, mol, número de Avogadro, masa molar y volumen molar. También cubre temas como composición porcentual, densidad y análisis cuantitativo para determinar la composición de compuestos. Incluye ejemplos y ejercicios para aplicar estos conceptos.
El TEM utiliza un haz de electrones para visualizar objetos a un millón de veces su tamaño real. Fue inventado en 1931 por Ernst Ruska y Max Knoll. Funciona lanzando un haz de electrones a través de una apertura hacia una muestra ultrafina, proyectando luego la imagen resultante en una pantalla.
Ejercicios repaso primero BachilleratoJosé Miranda
Este documento contiene la resolución de 35 ejercicios de química sobre cálculos de moles, moléculas, átomos, volúmenes y densidades de sustancias y gases. Los ejercicios involucran conceptos como masa molecular, fórmula empírica, fórmula molecular, concentraciones y reacciones químicas. Las soluciones proporcionan los pasos de cálculo para determinar las cantidades solicitadas en cada problema.
Este documento presenta la historia y desarrollo de la teoría atómica desde los griegos hasta el modelo cuántico. Comienza con los modelos de Demócrito y Aristóteles, luego describe los modelos atómicos de Dalton, Thomson y Rutherford basados en experimentos de la época. Finalmente, introduce conceptos como número atómico, masa atómica e isótopos, y explica espectros atómicos de emisión como el del hidrógeno.
Este documento presenta un experimento para determinar el calor de reacción de la disolución de dos sólidos, NaOH e KNO3, en agua. Explica conceptos como calor de reacción, entalpía y reacciones endotérmicas y exotérmicas. Describe los materiales, procedimiento y cálculos para medir los cambios de temperatura durante la disolución y calcular el calor intercambiado en cada reacción en J/mol.
El documento contiene varios ejercicios químicos resueltos que involucran cálculos de molaridad, normalidad, moles y gramos de varias soluciones. El primer ejercicio calcula la molaridad de una solución de hipoclorito de sodio en el blanqueador Clorox. El último ejercicio calcula el volumen requerido de una solución de hidróxido de calcio para neutralizar el ácido láctico en una solución dada.
Este documento presenta un ejercicio de cálculo químico para determinar la pureza de una muestra de piedra caliza a partir de la reacción con ácido clorhídrico. Se calcula que al atacar 62.5 g de piedra caliza con exceso de HCl se obtuvieron 10.95 L de CO2. Usando las ecuaciones químicas, la cantidad de sustancia y las masas molares, se determina que la muestra contenía 40 g de CaCO3 puro, lo que corresponde a una pureza del 64%.
Este documento explica los cálculos estequiométricos, que involucran determinar las cantidades de reactivos y productos en una reacción química basándose en las relaciones establecidas en la ecuación química balanceada. Describe cómo calcular moles, gramos y masas de sustancias usando factores de conversión derivados de los coeficientes estequiométricos. También presenta ejemplos de cálculos entre moles-moles, moles-gramos y gramos-gramos.
Este documento presenta 22 problemas de gravimetría. Los problemas involucran el cálculo de porcentajes de diversas sustancias como plomo, calcio, aluminio y cloro en muestras mediante la precipitación de sales. También incluyen cálculos de porcentajes de humedad, así como la determinación de factores gravimétricos para convertir entre diferentes sustancias.
El TEM utiliza un haz de electrones para visualizar objetos a un millón de veces su tamaño real. Fue inventado en 1931 por Ernst Ruska y Max Knoll. Funciona lanzando un haz de electrones a través de una apertura hacia una muestra ultrafina, proyectando luego la imagen resultante en una pantalla.
Ejercicios repaso primero BachilleratoJosé Miranda
Este documento contiene la resolución de 35 ejercicios de química sobre cálculos de moles, moléculas, átomos, volúmenes y densidades de sustancias y gases. Los ejercicios involucran conceptos como masa molecular, fórmula empírica, fórmula molecular, concentraciones y reacciones químicas. Las soluciones proporcionan los pasos de cálculo para determinar las cantidades solicitadas en cada problema.
Este documento presenta la historia y desarrollo de la teoría atómica desde los griegos hasta el modelo cuántico. Comienza con los modelos de Demócrito y Aristóteles, luego describe los modelos atómicos de Dalton, Thomson y Rutherford basados en experimentos de la época. Finalmente, introduce conceptos como número atómico, masa atómica e isótopos, y explica espectros atómicos de emisión como el del hidrógeno.
Este documento presenta un experimento para determinar el calor de reacción de la disolución de dos sólidos, NaOH e KNO3, en agua. Explica conceptos como calor de reacción, entalpía y reacciones endotérmicas y exotérmicas. Describe los materiales, procedimiento y cálculos para medir los cambios de temperatura durante la disolución y calcular el calor intercambiado en cada reacción en J/mol.
El documento contiene varios ejercicios químicos resueltos que involucran cálculos de molaridad, normalidad, moles y gramos de varias soluciones. El primer ejercicio calcula la molaridad de una solución de hipoclorito de sodio en el blanqueador Clorox. El último ejercicio calcula el volumen requerido de una solución de hidróxido de calcio para neutralizar el ácido láctico en una solución dada.
Este documento presenta un ejercicio de cálculo químico para determinar la pureza de una muestra de piedra caliza a partir de la reacción con ácido clorhídrico. Se calcula que al atacar 62.5 g de piedra caliza con exceso de HCl se obtuvieron 10.95 L de CO2. Usando las ecuaciones químicas, la cantidad de sustancia y las masas molares, se determina que la muestra contenía 40 g de CaCO3 puro, lo que corresponde a una pureza del 64%.
Este documento explica los cálculos estequiométricos, que involucran determinar las cantidades de reactivos y productos en una reacción química basándose en las relaciones establecidas en la ecuación química balanceada. Describe cómo calcular moles, gramos y masas de sustancias usando factores de conversión derivados de los coeficientes estequiométricos. También presenta ejemplos de cálculos entre moles-moles, moles-gramos y gramos-gramos.
Este documento presenta 22 problemas de gravimetría. Los problemas involucran el cálculo de porcentajes de diversas sustancias como plomo, calcio, aluminio y cloro en muestras mediante la precipitación de sales. También incluyen cálculos de porcentajes de humedad, así como la determinación de factores gravimétricos para convertir entre diferentes sustancias.
Los modelos atómicos propuestos a lo largo de los últimos 200 años han intentado explicar la naturaleza de la materia a nivel atómico y subatómico. Modelos como los de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr propusieron que los átomos están compuestos de partículas más pequeñas como electrones y núcleos. El modelo cuántico explica que los electrones se mueven en niveles de energía alrededor del núcleo.
El átomo es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien definidas, formado a su vez por constituyentes más elementales sin propiedades químicas bien definidas.
Este documento presenta 27 ejercicios de cálculo relacionados con disoluciones químicas. Los ejercicios involucran calcular cantidades como masas, volúmenes, molaridades y molalidades para preparar o analizar diferentes disoluciones. También incluyen cálculos para titulaciones ácido-base y precipitaciones. Las respuestas proporcionadas dan las cantidades solicitadas con 2-3 cifras significativas.
Este documento define y explica varios parámetros cromatográficos clave utilizados para evaluar el desempeño de la cromatografía de líquidos de alta eficacia (HPLC), incluida la resolución, el número de platos teóricos, la selectividad, la altura equivalente a un plato teórico y la asimetría de picos. Explica cómo estos parámetros miden la separación, eficiencia, selectividad y forma de pico alcanzadas por una columna cromatográfica HPLC
(1) El documento describe los procedimientos para calibrar material volumétrico como pipetas y buretas mediante la medición de masas de agua y el cálculo de volúmenes corregidos a 20°C. (2) Incluye tablas con factores de corrección para volumen de agua a diferentes temperaturas y ejemplos de calibración. (3) Los resultados incluyen la desviación estándar como medida de incertidumbre del material volumétrico.
El modelo atómico de Dalton fue el primer modelo con bases científicas, proponiendo que la materia está compuesta de átomos indivisibles e iguales de un mismo elemento. Explicaba las proporciones fijas en que se combinan los elementos y cómo pueden formarse varios compuestos. El modelo de Thomson propuso que los átomos están compuestos de electrones negativos dispersos en una nube positiva, como pasas en un budín, explicando la naturaleza eléctricamente neutra de la materia.
Este documento describe un experimento de potenciometría ácido-base que involucra la titulación de HCl y ácido fosfórico de Coca-Cola con NaOH estandarizado. El objetivo es obtener valores de pH y potencial eléctrico durante la titulación, graficar los datos, y calcular la primera y segunda derivada para determinar el punto de equivalencia.
Metodos normalizados libro Metodos normalizados libro
La alcalinidad de un agua es su capacidad
para neutralizar ácidos y constituye
la suma de todas las bases titulables.
El valor medido puede variar significativamente
con el pH de punto final utilizado.
La alcalinidad es la medida de una
propiedad agregada del agua, y solamente
puede interpretarse en términos de
sustancias específicas cuando se conoce
la composición química de la muestra.
La alcalinidad es importante en muchos
usos y tratamientos de aguas na-
* Aprobado por el Standard Methods Committee,
1985.
turales y residuales. La alcalinidad de
muchas aguas de superficie depende primordialmente
de su contenido en carbonatos,
bicarbonatos e hidróxidos, por lo
que suele tomarse como una indicación
de la concentración de estos componentes.
Los valores determinados pueden incluir
también la contribución de boratos,
fosfatos, silicatos y otras bases, cuando se
hallen presentes. La alcalinidad por exceso
de concentración de metales alcalinoférreos
tiene importancia para la determinación
de la aceptabilidad de un agua
para irrigación. Las determinaciones de
alcalinidad se utilizan en la interpretación
y el control de los procesos de tratamiento
de aguas limpias y residuales.
aguas residuales domésticas tienen una
alcalinidad menor (o sólo ligeramente
mayor) que la del suministro. Los digestores
anaerobios que actúan adecuadamente
presentan alcalinidades sobrenadantes
típicas con cifras de 2.000 a 4.000
mg de carbonato cálcico (CaCO3)/11. a) Principio: Los iones hidróxilo presentes
en una muestra como resultado de
la disociación o hidrólisis de los solutos
reaccionan con las adiciones de ácido estándar.
Por tanto, la alcalinidad depende
del pH de punto final utilizado. Para conocer
los métodos de determinación de
puntos de inflexión a partir de curvas de
titulación y las normas para titulación a
puntos finales de pH fijados, véase sección
2310B.la.
Para muestras de alcalinidad baja (menos
de 20 mg de CaCO3/l), utilícese una
técnica de extrapolación basada en la
proporcionalidad cercana de la concentración
de hidrogeniones y el exceso de
reactivo más allá del punto de equivalencia.
Se mide con precisión la cantidad de
ácido estándar requerida para reducir el
pH exactamente en 0,30 unidades. Como
este cambio del pH corresponde a una
duplicación exacta de la concentración
de hidrogeniones, puede hacerse una
extrapolación simple para el punto de
equivalencia1, 2.
b) Puntos finales: Cuando la alcalinidad
se debe enteramente al contenido de
carbonato o bicarbonato, el pH en el
punto de equivalencia de la titulación se
determina en función de la concentración
de dióxido de carbono (CO2) en esta fase.
Esta concentración depende, a su vez, del
tipo de carbonato total nativo existente y
de cualquier pérdida que pueda haberse producido durante la titulación. Como
puntos de equivalencia de las concentraciones
de alcalinidad correspondientes,
en mg de CaCO3/l, se sugieren los valores
de pH que se expresa
La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos de una reacción química. Se basa en las leyes de conservación de la masa y de las proporciones constantes. Las ecuaciones químicas muestran estas relaciones mediante coeficientes estequiométricos, y el concepto de mol proporciona una unidad de cantidad de sustancia.
El documento explica diferentes métodos para expresar la concentración de soluciones químicas, incluyendo la molaridad, molalidad y fracción molar. Define la molaridad como la cantidad de moles de soluto por litro de solución y la molalidad como la cantidad de moles de soluto por kilogramo de disolvente. Proporciona ejemplos de cálculos para determinar la molaridad y molalidad de varias soluciones.
El documento explica los conceptos de masa atómica, masa molecular y mol. Define la masa atómica como la masa de un átomo expresada en unidades de masa atómica (u.m.a. o u) usando el carbono-12 como patrón. La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos de una molécula. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,023 x 1023 partículas elementales y cuya masa en gramos es igual a la masa atómica o molecular.
Este documento introduce las unidades químicas de masa como el átomo-grama, molécula-grama, mol y número de Avogadro. Explica cómo calcular la masa atómica promedio, masa molecular, composición porcentual y cómo interpretar una fórmula química. Incluye ejemplos de cálculos de masas atómicas, molares, números de átomos y moléculas, y composiciones porcentuales.
El documento describe diferentes conceptos relacionados con la masa de átomos y moléculas. Define la unidad de masa atómica (u) como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12. Explica que la masa atómica mide la masa de un átomo en u, mientras que la masa molecular mide la masa de una molécula en u como la suma de las masas atómicas que la componen. También introduce la masa molar como la masa en gramos de un mol de moléculas o unidades fórmula de
El documento explica diferentes conceptos relacionados con la masa de átomos y moléculas. Define la unidad de masa atómica como la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12. Explica que la masa atómica mide la masa de un átomo en unidades de masa atómica, mientras que la masa molecular mide la masa de una molécula como suma de las masas atómicas que la componen. También introduce la masa molar como la masa en gramos de un mol de sustancia.
1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos que no forman moléculas discretas. 3) La estequiometría estudia las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones
1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos. 3) Un mol es la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad de entidades que átomos hay en 12 gramos de carbono 12 y se utiliza en cálculos
1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos que no forman moléculas discretas. 3) La estequiometría estudia las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones
1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos que no forman moléculas discretas. 3) La estequiometría estudia las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción
El documento explica conceptos fundamentales de química como átomo, mol, masa atómica, masa molar, composición porcentual y cómo determinar fórmulas empíricas y moleculares a partir de datos experimentales como análisis químico y masas moleculares.
Los modelos atómicos propuestos a lo largo de los últimos 200 años han intentado explicar la naturaleza de la materia a nivel atómico y subatómico. Modelos como los de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr propusieron que los átomos están compuestos de partículas más pequeñas como electrones y núcleos. El modelo cuántico explica que los electrones se mueven en niveles de energía alrededor del núcleo.
El átomo es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien definidas, formado a su vez por constituyentes más elementales sin propiedades químicas bien definidas.
Este documento presenta 27 ejercicios de cálculo relacionados con disoluciones químicas. Los ejercicios involucran calcular cantidades como masas, volúmenes, molaridades y molalidades para preparar o analizar diferentes disoluciones. También incluyen cálculos para titulaciones ácido-base y precipitaciones. Las respuestas proporcionadas dan las cantidades solicitadas con 2-3 cifras significativas.
Este documento define y explica varios parámetros cromatográficos clave utilizados para evaluar el desempeño de la cromatografía de líquidos de alta eficacia (HPLC), incluida la resolución, el número de platos teóricos, la selectividad, la altura equivalente a un plato teórico y la asimetría de picos. Explica cómo estos parámetros miden la separación, eficiencia, selectividad y forma de pico alcanzadas por una columna cromatográfica HPLC
(1) El documento describe los procedimientos para calibrar material volumétrico como pipetas y buretas mediante la medición de masas de agua y el cálculo de volúmenes corregidos a 20°C. (2) Incluye tablas con factores de corrección para volumen de agua a diferentes temperaturas y ejemplos de calibración. (3) Los resultados incluyen la desviación estándar como medida de incertidumbre del material volumétrico.
El modelo atómico de Dalton fue el primer modelo con bases científicas, proponiendo que la materia está compuesta de átomos indivisibles e iguales de un mismo elemento. Explicaba las proporciones fijas en que se combinan los elementos y cómo pueden formarse varios compuestos. El modelo de Thomson propuso que los átomos están compuestos de electrones negativos dispersos en una nube positiva, como pasas en un budín, explicando la naturaleza eléctricamente neutra de la materia.
Este documento describe un experimento de potenciometría ácido-base que involucra la titulación de HCl y ácido fosfórico de Coca-Cola con NaOH estandarizado. El objetivo es obtener valores de pH y potencial eléctrico durante la titulación, graficar los datos, y calcular la primera y segunda derivada para determinar el punto de equivalencia.
Metodos normalizados libro Metodos normalizados libro
La alcalinidad de un agua es su capacidad
para neutralizar ácidos y constituye
la suma de todas las bases titulables.
El valor medido puede variar significativamente
con el pH de punto final utilizado.
La alcalinidad es la medida de una
propiedad agregada del agua, y solamente
puede interpretarse en términos de
sustancias específicas cuando se conoce
la composición química de la muestra.
La alcalinidad es importante en muchos
usos y tratamientos de aguas na-
* Aprobado por el Standard Methods Committee,
1985.
turales y residuales. La alcalinidad de
muchas aguas de superficie depende primordialmente
de su contenido en carbonatos,
bicarbonatos e hidróxidos, por lo
que suele tomarse como una indicación
de la concentración de estos componentes.
Los valores determinados pueden incluir
también la contribución de boratos,
fosfatos, silicatos y otras bases, cuando se
hallen presentes. La alcalinidad por exceso
de concentración de metales alcalinoférreos
tiene importancia para la determinación
de la aceptabilidad de un agua
para irrigación. Las determinaciones de
alcalinidad se utilizan en la interpretación
y el control de los procesos de tratamiento
de aguas limpias y residuales.
aguas residuales domésticas tienen una
alcalinidad menor (o sólo ligeramente
mayor) que la del suministro. Los digestores
anaerobios que actúan adecuadamente
presentan alcalinidades sobrenadantes
típicas con cifras de 2.000 a 4.000
mg de carbonato cálcico (CaCO3)/11. a) Principio: Los iones hidróxilo presentes
en una muestra como resultado de
la disociación o hidrólisis de los solutos
reaccionan con las adiciones de ácido estándar.
Por tanto, la alcalinidad depende
del pH de punto final utilizado. Para conocer
los métodos de determinación de
puntos de inflexión a partir de curvas de
titulación y las normas para titulación a
puntos finales de pH fijados, véase sección
2310B.la.
Para muestras de alcalinidad baja (menos
de 20 mg de CaCO3/l), utilícese una
técnica de extrapolación basada en la
proporcionalidad cercana de la concentración
de hidrogeniones y el exceso de
reactivo más allá del punto de equivalencia.
Se mide con precisión la cantidad de
ácido estándar requerida para reducir el
pH exactamente en 0,30 unidades. Como
este cambio del pH corresponde a una
duplicación exacta de la concentración
de hidrogeniones, puede hacerse una
extrapolación simple para el punto de
equivalencia1, 2.
b) Puntos finales: Cuando la alcalinidad
se debe enteramente al contenido de
carbonato o bicarbonato, el pH en el
punto de equivalencia de la titulación se
determina en función de la concentración
de dióxido de carbono (CO2) en esta fase.
Esta concentración depende, a su vez, del
tipo de carbonato total nativo existente y
de cualquier pérdida que pueda haberse producido durante la titulación. Como
puntos de equivalencia de las concentraciones
de alcalinidad correspondientes,
en mg de CaCO3/l, se sugieren los valores
de pH que se expresa
La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos de una reacción química. Se basa en las leyes de conservación de la masa y de las proporciones constantes. Las ecuaciones químicas muestran estas relaciones mediante coeficientes estequiométricos, y el concepto de mol proporciona una unidad de cantidad de sustancia.
El documento explica diferentes métodos para expresar la concentración de soluciones químicas, incluyendo la molaridad, molalidad y fracción molar. Define la molaridad como la cantidad de moles de soluto por litro de solución y la molalidad como la cantidad de moles de soluto por kilogramo de disolvente. Proporciona ejemplos de cálculos para determinar la molaridad y molalidad de varias soluciones.
El documento explica los conceptos de masa atómica, masa molecular y mol. Define la masa atómica como la masa de un átomo expresada en unidades de masa atómica (u.m.a. o u) usando el carbono-12 como patrón. La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos de una molécula. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,023 x 1023 partículas elementales y cuya masa en gramos es igual a la masa atómica o molecular.
Este documento introduce las unidades químicas de masa como el átomo-grama, molécula-grama, mol y número de Avogadro. Explica cómo calcular la masa atómica promedio, masa molecular, composición porcentual y cómo interpretar una fórmula química. Incluye ejemplos de cálculos de masas atómicas, molares, números de átomos y moléculas, y composiciones porcentuales.
El documento describe diferentes conceptos relacionados con la masa de átomos y moléculas. Define la unidad de masa atómica (u) como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12. Explica que la masa atómica mide la masa de un átomo en u, mientras que la masa molecular mide la masa de una molécula en u como la suma de las masas atómicas que la componen. También introduce la masa molar como la masa en gramos de un mol de moléculas o unidades fórmula de
El documento explica diferentes conceptos relacionados con la masa de átomos y moléculas. Define la unidad de masa atómica como la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12. Explica que la masa atómica mide la masa de un átomo en unidades de masa atómica, mientras que la masa molecular mide la masa de una molécula como suma de las masas atómicas que la componen. También introduce la masa molar como la masa en gramos de un mol de sustancia.
1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos que no forman moléculas discretas. 3) La estequiometría estudia las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones
1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos. 3) Un mol es la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad de entidades que átomos hay en 12 gramos de carbono 12 y se utiliza en cálculos
1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos que no forman moléculas discretas. 3) La estequiometría estudia las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones
1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos que no forman moléculas discretas. 3) La estequiometría estudia las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción
El documento explica conceptos fundamentales de química como átomo, mol, masa atómica, masa molar, composición porcentual y cómo determinar fórmulas empíricas y moleculares a partir de datos experimentales como análisis químico y masas moleculares.
Este documento resume las leyes fundamentales de la química como la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas, múltiples y recíprocas, y la teoría atómica de Dalton. También explica conceptos como masas atómicas, moléculares, la hipótesis de Avogadro y cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares.
Este documento presenta conceptos básicos sobre átomos, moléculas, moles y cálculos químicos. Explica que la materia está compuesta de mezclas de sustancias formadas por átomos combinados. Describe las partículas fundamentales que componen los átomos y define conceptos como molécula, elemento, compuesto e isótopo. Además, introduce la unidad mole y masa atómica para realizar cálculos químicos. Finalmente, aborda conceptos sobre gases ideales y determinación de fórmulas químicas
Este documento define y explica varios términos relacionados con la masa de átomos y moléculas. Define la unidad de masa atómica como la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12. Explica que la masa atómica mide la masa de un átomo en unidades de masa atómica, y que la masa molecular mide la masa de una molécula como la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen. También distingue entre masa molecular, que se usa para sust
El documento explica diferentes conceptos relacionados con la masa de átomos y moléculas. Define la unidad de masa atómica como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12. Explica que la masa atómica mide la masa de un átomo en unidades de masa atómica, mientras que la masa molecular mide la masa de una molécula como la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen. También distingue entre masa molecular, que se usa para compuestos moleculares,
Leyes fundamentales de química por patricio barragán patobarragan
Este documento presenta los contenidos de la unidad 1 del curso "Leyes Fundamentales de la Química". Se introducen las leyes fundamentales de la química como la ley de conservación de la masa y las leyes de proporciones. También se explica la teoría atómica de Dalton y conceptos como mol, masa atómica y composición centesimal. El documento proporciona ejemplos para ilustrar estas leyes y conceptos fundamentales de la química.
Este documento presenta las leyes fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, la hipótesis de Avogadro y la teoría atómica de Dalton. También explica conceptos como masas atómicas y moleculares, mol, composición centesimal, fórmulas empíricas y moleculares.
El documento describe la escala de masas atómicas y algunos conceptos relacionados. Explica que la masa del isótopo 12C se define como 12 unidades de masa atómica (u). A partir de esto se construye una escala relativa de masas atómicas que aparece en la tabla periódica. También describe que cuando existen varios isótopos de un elemento, la masa atómica promedio del elemento se calcula como la media ponderada de las masas de los isótopos según su abundancia natural.
1) La escala de masa atómica se define en función de la masa del isótopo 12C. 2) La masa atómica promedio de un elemento se calcula a partir de las masas y abundancias de sus isótopos. 3) Un mol contiene el número de Avogadro (6,022x1023) de entidades elementales y su masa en gramos es igual a su masa molecular.
Este documento presenta un plan de estudios para el tema de Cantidad de Sustancia y Reacciones Químicas. Incluye conceptos como mol, masa molar, peso atómico, ley de conservación de la materia, ecuaciones químicas y balances de reacciones. También cubre temas como estequiometría, unidades de concentración, y equilibrios químicos. El plan está dividido en varias secciones con fechas específicas para cada tema.
Examen de Selectividad. Geografía junio 2024 (Convocatoria Ordinaria). UCLMJuan Martín Martín
Examen de Selectividad de la EvAU de Geografía de junio de 2023 en Castilla La Mancha. UCLM . (Convocatoria ordinaria)
Más información en el Blog de Geografía de Juan Martín Martín
http://blogdegeografiadejuan.blogspot.com/
Este documento presenta un examen de geografía para el Acceso a la universidad (EVAU). Consta de cuatro secciones. La primera sección ofrece tres ejercicios prácticos sobre paisajes, mapas o hábitats. La segunda sección contiene preguntas teóricas sobre unidades de relieve, transporte o demografía. La tercera sección pide definir conceptos geográficos. La cuarta sección implica identificar elementos geográficos en un mapa. El examen evalúa conocimientos fundamentales de geografía.
La Unidad Eudista de Espiritualidad se complace en poner a su disposición el siguiente Triduo Eudista, que tiene como propósito ofrecer tres breves meditaciones sobre Jesucristo Sumo y Eterno Sacerdote, el Sagrado Corazón de Jesús y el Inmaculado Corazón de María. En cada día encuentran una oración inicial, una meditación y una oración final.
3. MASA ATÓMICA
Durante el siglo XIX era imposible determinar las masas reales de los átomos.
Actualmente el patrón de medida es un isótopo del carbono, con seis protones y
seis neutrones en el núcleo, al cual se asigna un valor de masa exactamente de
12,000
4.
5. ISÓTOPOS
Son átomos con el mismo número atómico Z (número de protones),
pero que difieren en el número de neutrones N en su núcleo.
MASA ATÓMICA RELATIVA.- Es el promedio ponderado de todas las
masas de los isótopos naturales de cada elemento.
6. Para calcular la masa atómica relativa, se debe multiplicar primero cada masa
isotópica por la abundancia de ese isótopo. Que se puede expresar en la fórmula:
7. Ejemplos
- Calcular la masa atómica relativa del Li,sabiendo que tiene dos
isótopos , el Li-6 con abundancia del 7,50% y Li-7, abundancia de
92,50%.
Masa atómica del Li = 6 uma x 7,50% + 7 uma x 92,50% = 6,925 uma
100%
- Determinar la masa atómica del Oxígeno, cuyos isótopos son 16, 17 y
18 y sus abundancias relativas 99,76%, 0,04% y 0,20%
Masa atómica del O=16u x99,76%+17u x 0,04%+18u x 0,20% =16,00uma
100%
8. EJERCICIOS
1) El magnesio tiene tres isótopos: 24 , 25 y 26, cuyas abundancias son 79%,
10% y 11%. Calcular la masa atómica relativa del elemento.
2) Un elemento consta de dos isótopos: 93,10% con una masa de 38,969 uma y
6,90% con una masa de 40,973 uma. Determinar su masa relativa e indicar de
qué elemento se trata.
9.
10. Las masas atómicas de los elementos también permiten obtener las masas
relativas de las moléculas o las fórmulas de un compuesto y en ambos casos es
igual a la suma de las masas atómicas de los elementos multiplicadas por el
subíndice correspondiente del elemento en la fórmula.
Sulfato crómico
11. Ejercicios
Hallar las masas moleculares relativas de las siguientes sustancias:
a) metano CH₄ b) dióxido de carbono CO₂
c) dicromato férrico Fe₂(Cr₂O₇)₃ d) clorato de potasio KClO₃
e) nitrato de sodio NaNO₃ f) ácido sulfúrico H₂SO₄
12. Importante recordar
El número de masa (A), es el número total de neutrones y protones presentes
en núcleo de un átomo de un elemento.
Masa Atómica, es la masa de un átomo de un isótopo de un elemento,
expresado en u.m.a.
Masa Atómica Relativa(Ar), es la masa de los átomos isótopos de un
elemento,promediado tomando en cuenta la abundancia relativa de los
mismos. Su unidad es la u.m.a. y suele usarse como peso atómico.
Masa Molecular Relativa, es la masa de una molécula, calculada a partir de
las masas atómicas relativas de los elementos que la componen. Suele usarse
también como peso molecular.
13. CANTIDAD DE SUSTANCIA Y EL MOL
La cantidad de sustancia es una magnitud
macroscópica, extensiva y que sirve para
contar entidades elementales con números
pequeños; se determina en forma indirecta
a través de la masa, el volumen o el número
de entidades elementales. Así por ejemplo
hablamos de longitud (la magnitud) y del
metro (su unidad), de la misma manera
debemos hablar de cantidad de sustancia
(la magnitud) y del mol (su unidad).
14. EL MOL
Es la unidad fundamental para medir la
cantidad de una sustancia ( elemento o
compuesto), puesto que los átomos de los
elementos y las moléculas son demasiado
pequeños para ser vistos.
El mol es la cantidad de sustancia que
contiene el mismo número de unidades
elementales que el número de átomos
presentes en 12 g del isótopo de C - 12.
que es 6,022 x 10៱23 átomos de C
19. La masa molar de un elemento es la masa de un mol de sus átomos. Se
expresa en kg/mol aunque es común hacerlo en g/mol. Numéricamente la
masa molar de un elemento (en gramos) es igual a la masa atómica (en
u.m.a.). La masa molar de un compuesto es la masa de un mol de sus
moléculas. Se expresa en kg/mol o en g/mol. Numéricamente la masa molar
de un compuesto (en gramos) es igual a la masa molecular (en u.m.a.).
21. EL MOL Y LA MASA MOLAR
La masa molar puede utilizarse para determinar el
número de moles presentes en una muestra de una
sustancia o viceversa
22.
23. EJERCICIOS
1.- ¿Cuántos moles hay 100 g de NaCl?
2.-¿Cuántos gramos hay el 8,5 moles de KI?
3.- Calcular la cantidad de sustancia en moles de las siguientes
sustancias:
a) 100,0 gramos de nitrato de potasio KNO3
b) 400 g dióxido de nitrógeno NO2
c) 27,5 g clorato de potasio KClO3
4.- Calcular la masa en gramos de las siguientes sustancias : a) 3,6
moles de bicarbonato de sodio NaHCO3 b) 0.65 mol ácido sulfúrico
H2SO4
1 mol NaCl = 58,5 g NaCl
24. Resolver los ejercicios
1.-¿Cuántas moles y moléculas hay en 450g de bicarbonato de sodio NaHCO3 ?
1mol NaHCO3 = 84 g NaHCO3= 6,022x10៱23 moléculas NaHCO3
450g NaHCO3 (1 mol NaHCO3 ) = 5,36 mol NaHCO3
(84 g NaHCO3 )
450g NaHCO3 (6,022x10៱23 moléculas NaHCO3) = 3,2x10^24 moléculas 84 g
(84 g NaHCO3)
25. ¿Cuántos átomos de C,H y O hay en 1,24 moles de glucosa C6H12O6
a) 1,24 moles C6H12O6 ( 6 moles de C) (6,022x10^23 átomos de C
(1 mol C6H12O6) ( 1 mol de C)
= 4,4810^24 átomos de C
b) 1,24 moles C6H12O6 12 moles de H) (6,022x10^23 átomos de H
(1 mol C6H12O6) ( 1 mol de H)
= 8,9610^24 átomos de H
c) 1,24 moles C6H12O6 ( 6 moles de O) (6,022x10^23 átomos de O)
( 1 mol C6H12O6) ( 1 mol de O)
= 4,4810^24 átomos de O
26.
27.
28. VOLUMEN MOLAR
El volumen molar de una es igual al volumen ocupado por un mol de gas en
condiciones normales c.n. , es decir, 0°C y una atmósfera de presión.
T = 0°C= 273 K P = 1 atm = 760 mm de Hg
Mediante experimentos se ha determinado que el volumen molar de un gas es de
22,4L en c.n., por tanto se puede escribir una relación operacional;
1 mol de gas en c.n. = 22,4 L de gas en c.n.
29. Calcular el volumen en litros y en c.n. que ocupan a) 2,71 moles de gas helio ,
b) 0,362 moles de CO2 ?
a) 2,71 moles de He ( 22,4 L de He) = 60,7 L de He
( 1mol de He )
b) 0,362 moles de CO2(22,4 L de CO2) = 8,11 L de CO2
(1 mol de CO2 )
1 mol de gas en c.n = 22,4 L
30. Un volumen de 50 L de H2S gaseoso en c.n. determinar la masa(g)
del mismo
50 L de H2S (1 mol de H2S)(34g de H2S) = 75,89g de H2S
22,4 L de H2S)(1 mol de H2S
Calcular la masa en gramos de 120 L de gas CO2 en c.n.
1mol CO2 = 44 g CO2
1 mol CO2 = 22,4 L CO2
120 L de CO2(1 mol CO2 )(44g CO2) = 235,71 g CO2
(22,4L CO2)(1 mol CO2)
31. EJERCICIOS
1) ¿Cuántos gramos de nitrógeno hay en 100 L de NO medidos en c.n.?
2) ¿Cuántos moles de Cl2 en c.n. hay en 26 mL de Cl2?
3) ¿Cuántos gramos de gas NO2 hay 2,85 L de este gas en c.n?
4) ¿Cuántas moléculas de H2 hay en 26,8 mL en c.n.?
32.
33.
34. Ejemplo 1
¿Qué volumen ocupara una masa de 608 g de aluminio?. Densidad del aluminio ρ
= 2,7 g/cm3
V=?
m= 608 g de Al
ρ= 2,7 g/cm3
ρ= m
V
V = m
ρ
V = 608 g de Al = 225,185cm³ de Al
2,7 g/cm³
35. Ejemplo 2
¿Qué masa tendrá un cubo de 10 cm de lado hecho de corcho, cuya densidad es
ρ = 0,14 g/cm3?
datos
m = ?
a = 10 cm
ρ = 0,14 g/cm3
ρ = m
V
m= ρ V
m = 0,14g/cm³(1000cm³ )
m= 140 g
Volumen de un cubo
V = a³=a.a.a
V =(10cm)³
V = 1000 cm³
36. COMPOSICIÓN PORCENTUAL
El porcentaje en masa de un elemento en un compuesto es el mismo número de
gramos de este elemento presente en 100 g del compuesto
La ley de la composición constante establece que cualquier muestra de
cualquier compuesto puro, siempre consta de los mismos elementos combinados
en la misma proporción en masa.
1,59% de Hidrógeno
22,22% de Nitrógeno
76,19% de Oxígeno
37. Composición porcentual de un elemento en una molécula
La Composición Porcentual de un elemento en una molécula se calcula a partir
del peso molecular y viene determinada por la siguiente fórmula:
Masa molar del elemento·n(número de moles)
Composición Porcentual = . 100%
Masa molecular
C2H5OH
38. Ejemplos de composición porcentual
Ejemplo 1.- Calcular la composición porcentual del H y O en el agua (H2O) si la
masa molecular del mismo es 18 y las masas atómicas del H y del O son 1 y 16
respectivamente.
Composición Porcentual del H = 1g (2) x 100% = 11,11 % de H
18 g
Composición Porcentual del O = 16g (1) x 100%= 88,89% de O
18g
Sumando ambos resultados obtenidos la suma da : 11,11+88,89 = 100%
39. Ejemplo 2.- Calcular la composición porcentual del H,S y O en el ácido
sulfúrico (H2SO4)
masa molar del H2SO4 = 1g(2)+32g(1)+16g(4)= 98g
Composición porcentual del H= 1g(2)(100%) = 2,04 %
98g
Composición porcentual del S = 32g (1) (100%) = 32,65 %
98g
Composición porcentual del O= 16g (4) (100%) = 65,31 %
98g
Verificamos que la suma de los resultados da 100%
2,04 % + 32,65 %+ 65,31 % = 100%
40. Ejemplo 3.-
Determinar el porcentaje de cada elemento que hay en el HCl.
masa molar de HCl =1g(1)+35,5g(1) = 36,5g HCl
porcentaje de H = 1g(1)(100%) = 2,74 %
36,5g
porcentaje de Cl = 35,5g(1)(100%) = 97,26 %
36,5g
41. Ejercicios
Determinar el porcentaje de cada elemento en :
a) nitrato de amonio ( NH4NO3) ,
b) propano (C3H8) ,
c) perclorato de potasio(KClO4),
d) Pentaóxido de dinitrógeno (N2O5),
e) ácido pirosilícico ( H6Si2O7)
42. PORCENTAJE DESDE UN ANÁLISIS CUANTITATIVO
Esta técnica de análisis se procede de la siguiente manera:
1. Se coloca una masa determinada de muestra de un compuesto, generalmente unos pocos
gramos o miligramos.
2. Se quema en presencia de oxígeno, todo el Carbono presente en la muestra se
transforma en dióxido de carbono.
3. Todo el Hidrógeno presente en la muestra
se transforma en agua,
4. La cantidad de CO2 y H2O producida se
calcula midiendo el aumento en masa de
los tubos donde son absorbidos.
5. Aplicando el concepto de mol se calcula las masas de C e H
6. Si hubiera oxígeno en la muestra,ésta se determina por diferencia, es decir:
Masa de oxígeno = Masa de la muestra - masa de los otros elementos
7. Todos los cálculos deben ser referidos a una cantidad determinada de muestra.
43. Ejemplos
Una muestra de 1,74 g de un compuesto que contiene solamente C e H se quemó
en oxígeno y se obtuvo 5,28 g de dióxido de carbono CO2 y 2,70 g de agua.
¿Cuál es la composición porcentual del compuesto?
5,28 g CO2(1 molCO2)( 1 mol C)( 12 g C) = 1,44 g C
(44g CO2)(1mol deCO2)(1 mol C)
2,70 g de H2O (1 mol H2O)(2 mol de H)(1g H) = 0,30g H
(18 g H2O) (1 mol H2O) (1 mol H)
Cuando la muestra sólo contiene C e H, la suma de las masas debe ser igual a la
muestra analizada: 1,44 g + 0,3g = 1,74 g
44. Porcentaje del elemento = masa del elemento x 100%
masa de la muestra
Porcentaje de C =1,44 g C x 100% = 82,76 % de C
1,74 g
Porcentaje de H = 0,30g H x 100% = 17,24 % de H
1,74g
Ejemplo 2.- El colesterol es un compuesto que contiene C,H y O.La combustión
de una muestra de 9,50 g del compuesto produjo 29,20 g de CO2 y 10,18 g de
agua.¿ Cuál es la composición porcentual del compuesto?
45. 29,20 g de CO2x (1mol CO2)( 1mol de C) ( 12 g C) = 7,96 g de C
(44g CO2) ( 1 mol de CO2)(1 mol C)
10,18 g de H2O (1mol de H2O)( 2 moles de H)( 1g de H) = 1,13 g de H
(18 g H2O)( 1 mol de H2O) ( 1 mol de H)
masa de Oxígeno = 9,50 g - (7,96g + 1,13g)= 0,41 g de O
porcentajes
porcentaje de C= 7,96 g de C x 100% = 83,79 % de C
9,50 g
Porcentaje de H = 1,13 g de H x 100% = 11,90 % de H
9,50 g
porcentaje de O = 0,41 g de O x 100% = 4,32% de O
9,50 g
47. La fórmula empírica nos muestra la proporción mínima entre los átomos de un
compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del
compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados
por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas.
La fórmula molecular es la fórmula
química que indica el número y tipo de
átomos distintos presentes en la molécula.
La fórmula molecular es la cantidad real
de átomos que conforman una molécula.
Sólo tiene sentido hablar de fórmula
molecular si el elemento o el compuesto
están formados por moléculas; en el caso
de que se trate de cristales, se habla de su
fórmula empírica.
48. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS
Determinación de fórmula empírica
1. Conocer la composición cualitativa,es decir, qué elementos están presentes
en la fórmula.
2. Conocer la composición cuantitativa, que se obtiene del análisis del
compuesto, el cual puede estar expresado en moles o gramos y/o
porcentajes.
3. Si la composición está expresada en porcentajes se considera por
conveniente que se tiene 100g de muestra, por lo tanto los otros
porcentajes de los elementos que se puede expresar en gramos.
4. Para transformar a moles los gramos o porcentajes se divide la masa o el
porcentaje de cada elemento entre la masa atómica respectiva
5. El cociente molar anterior se divide entre el menor de ellos.
6. El resultado se redondea al entero más próxima
49. Ejemplos
Ejemplo 1.- El hierro reacciona con el azufre para dar un sulfuro.
¿Cuál es la fórmula empírica del sulfuro si 2,561g de hierro
reaccionan con 2,206 g de azufre.
2,561g de Fe( 1 mol de Fe) = 0,0459 mol de Fe
( 55,8 g de Fe)
2,206 g de S( 1 mol de S) = 0,0689 mol de S
( 32,06g de S)
0,0459 mol de Fe = 1 mol de Fe x 2= 2 moles de Fe
0,0459
0,0689 mol de S = 1,5 mol de S x 2= 3 moles de S
0,0459
Fe2S3
50. Práctica
5,28 g de estaño reacciona con flúor para dar 8,65 g de fluoruro metálico ¿Cuál
es la fórmula empírica del fluoruro?
5,28 g de Sn ( 1 mol Sn) = 0,0445 mol de Sn = 1 mol Sn
( 118,71g Sn 0,0445
Cálculo de masa del Fluor: 8,65 g - 5,28 g = 3,37 g de F
3,37 g de F( 1mol de F) = 0.1774 mol de F =3,99mol de F = 4mol de F
(18,998 g de F) 0,0445
Sn F4
51. Determinación de fórmula molecular
Procedimiento:
1. Determinar la fórmula empírica
2. Calcular la masa molar de la fórmula empírica
3. Conocer o calcular la masa de molecular de la sustancia
4. Dividir la masa molecular de la sustancia entre la masa molecular de
la fórmula, para calcular el subíndice.
5. Multiplicar a todos los subíndices de la fórmula empírica
52. Ejemplo
Determinar las fórmulas moleculares de: a ) HBS2 , masa molecular es 227,81 g
masa fórmula empírica = 1+10,81+32,06x2= 75,93 g
n= 227,81 g = 3
75,93 g
(HBS2) x 3 = H3B3S6 fórmula molecular
b) NaSO2 , masa molecular 174,10 g c) NaPO3 , masa molecular 815,69
masa NaSO2 = 87,06 g
n= 174,10g= 1,999 = 2
87,06g
Na2S2O4
masa NaPO3= 101,93g
n= 815,69 = 8
101,93g
Na8 P8 O24
53. La masa molecular del ácido cítrico es 192,12 y el compuesto contiene 37,51% de
C; 58,29% de O; 4,20% de H ¿Cuál es la fórmula molecular del ácido cítrico?
37,51g de C( 1 mol de C) =3,12 mol de C = 1 mol de C x 3= 3x2=6 mol C
12,01g de C 3,12
58,29g de O( 1 mol de O) = 3,64 mol de O = 1,16 mol deOx3=3,5x2=7 mol de O
(16 g de O) 3,12
4,20g de H ( 1 mol de H) = 4,16 mol de H = 1,33 mol de H x3= 4x2=8 mol de H
(1.01g de H 3,12
masa fórmula
C6H8O7
masa = 192,14g
determinación del
subíndice n
n= 192,12g= 1
192,14
Fórmula molecular
C6H8O7