Monday, November 06, 2006

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ESTEQUIOMETRÍA





1. ¿Qué es Estequiometría y cuál es su origen?

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La estequiometría se relaciona al número significativos de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y casi siempre resulta útil en la clasificación de una. Reacción química.

También e puede definir como el estudio de las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de moléculas de los reactivos que intervienen en una reacción química.

Origen:

La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán Jeremias B. Richter para designar la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos.

Citas y referencias:

Titulo: Definiciones De Los Términos Más Utilizados En Química.

Consultada: 05/11/06.

Disponible en la Web: http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/definiciones.htm.

Titulo: ESTEQUIOMETRIA

Consultada: 05/11/06

Disponible en la Web: http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

2. ¿Para qué sirve la estequiometría?

La estequiometría sirve para poder relacionar entre los reactantes y los productos.

Titulo: ESTEQUIOMETRIA

Consultada: 05/11/06

Disponible en la Web: http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

3. ¿Cuáles son las unidades de medida en la estequiometría?

Las unidades de medida en la estequiometría son:

A) Átomo Gramo:

Es el peso atómico de un elemento en gramos.

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B) Mol Gramo:

Es un número de moléculas que están dentro en la molécula gramo o el peso molecular de una sustancia expresado en gramos.

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1.-Volumen gramo molecular: Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión = 22,4 1/mol.

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Temperatura normal: 0° C o 273° K

Presión Normal 1atm o 760 mm de Hg.

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2.-Numero de Avogadro: Es el numero de moléculas o moles de cualquier sustancia o en 22,41 de un gas en condiciones normales de temperatura y presión, y es igual a:

602 300 000 000 000 000 000= 6.02 x 1023 moléculas.

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La expresión matemática para calcular el número de moles es:

La expresión de moles = masa en gramos

peso molecular

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Titulo: ESTEQUIOMETRIA

Consultada 06/11/06

Disponible en la Web. http://html.rincondelvago.com/estequiometria_1.html#


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4. ¿Cuáles son las leyes estequiométricas?

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Las leyes estequiométricas son:

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

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Esta ley dice que en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia no se crea ni se destruye solo se transforma).

2.- Ley de Proust o de las proporciones constantes:

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En 1808, J.L. Proust dice que para que se pueda formar un compuesto, dos o más elementos químicos se deben unir y siempre en la misma porción ponderal.

Un ejemplo es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

3.- Ley de Dalton o de las proporciones múltiples:

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Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

4.-Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792):

"Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos."

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Citas y referencias:

Titulo: Leyes estequiométricas

Consultada: 06/11/06

Disponible en la web:

http://es.wikipedia.org/wiki/Leyes_estequiom%C3%A9tricas

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5. Estequiometría en elementos y compuestos.

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El Mol

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos.

Se ha demostrado que este número es: 6,02 x 1023 se conoce como numero de avogramo.

Pesos atómicos y moleculares:

Ejem:

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

La escala de masa atómica

Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes

Se ha demostrado que los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O.

Masa Molar

Un átomo de Carbono tiene una masa de 12 uma.

Un átomo de Magnesio tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de Carbono.

Entonces, una mol de átomos de Magnesio deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de Carbono.

Dado que por definición una mol de átomos de C pesa 12 gramos, una mol de átomos de Mg debe pesar 24 gramos.

Entonces la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol se llama masa molar

La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).


6. Estequiometría de disoluciones.

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Composición de una disolución:

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las siguientes partes:

El disolvente: El disolvente mayoritariamente es la sustancia que se encuentra en mayor concentración en la mezcla.

El o los solutos: Pueden haber en distintas cantidades, en uno en mas de uno, los solutos son los componentes mayormente minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto.

Ejm:

Al disolver azúcar en una mayor cantidad de agua decimos que el agua es el disolvente y el azúcar es el soluto.

Clasificación de las disoluciones:

Las disoluciones se pueden clasificar en:

Electrolíticas:

Las disoluciones electrónicas se caracterizan por:

  • Son disoluciones de compuestos iónicos o polares en disolventes polares.
  • Los solutos se disocian en disolución para formar iones.
  • Pueden disociarse completamente (electrolitos fuertes)
  • Pueden disociarse parcialmente (electrolitos débiles)
  • Son disoluciones que conducen la electricidad

No electrolíticas:

  • Son disoluciones de compuestos covalentes o en disolventes no polares
  • Los solutos no se disocian, solamente se dispersan
  • Son disoluciones que no conducen la electricidad.

Citas y referencias:

Titulo: Estequiometria de Disoluciones.

Consultada: 06/11/06

Disponible en la Web: http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-05.html

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7. ¿Qué ciencias intervienen en Estequiometría?

LAS CIENCIAS QUE ESTUDIA LA ESTEQUIOMETRÍA SON LAS SIGUIENTES:

Matemática:

Es el estudio ya que sirve para el redondeo de números, para poder entender la notación científica, y algunos métodos de balanceo.

Física:

Ya que tiene las finalidades de averiguar y comprender las causas de los sucesos, y predecir los sucesos provocados por dichas causas.

Química

Por qué es una ciencia que estudia la estructura, propiedades y transformaciones de la materia a partir de su composición atómica.


8. ¿Quién fue Lorenzo Lavoisier y cuál fue su aporte a la estequiometría


Lorenzo savoir fue un Químico francés de renombre universal. Este personaje creo la teoría de química moderna. Promotor de la ciencia pura que llevase al mundo a nuevas y más precisas investigaciones sobre el origen y composición de los elementos.

“Lavoisier estaba muy interesado en la «teoría del flogisto». Nuestro científico tenía sus ideas y era un hombre que proclamaba sus principios. No estaba de acuerdo con lo establecido en la mencionada teoría. Había hecho experimentos y las conclusiones eran diametralmente opuestas.

Quedaba, pues, demostrado el aumento de peso en los metales sometidos a la combustión o calcinación, pero permanecía ignorada la naturaleza del gas que, a través del aire, pasaba a combinarse con aquellos metales, dando lugar a la formación de un nuevo cuerpo más pesado que el primitivo. La tenaz búsqueda de este elemento llevaría más tarde a Lavoisier al descubrimiento del oxígeno.

Más tarde, nuevos estudios y experimentos le llevarían a descubrir nuevos elementos para la producción de un mejor tipo de pólvora. En ese tiempo, determinadas derrotas del ejército francés eran por entonces atribuidas al insuficiente ministro de pólvora y, sobre todo, a la ínfima calidad del explosivo.

A fin de remediar tal caso, el ministro Turgot declaró, en 1755, la creación de una «Administración de Pólvoras y Salitres», cuya presidencia era otorgada a tan competente y distinguido científico: Lavoisier”

Extraída de la siguiente pagina:

http://www.geocities.com/fedeortiz/personajes/lavoisier.html

En la parte: Estudios y observaciones.

Consultada: 06/11/06

Este cientifico francés Antonio Lorenzo Lavoisier Dice:

“La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”

El lo expreso en una forma matemática:

“En una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”.

2H2 + O2 .......................... 2H2O

2[1g(2)] + 1[16g(2)] ........................... 2[1g(2) + 16g(1)]

2(2g) + 1(32g) ........................... 2(2g+16g)

4g + 32g ............................ 2(18g)

Extraída de la siguiente pagina:

redexperimental.gob.mx/descargar.php?id=213.

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9. ¿Qué le ocurre a la materia cuando sufre una reacción química?

Según muchas propiedades se ha demostrado que la materia se transforma en otro cuerpo pero nunca se destruye.

10. ¿Qué son leyes ponderables y qué estudian? Clases

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LEYES PONDERALES DE LAS REACCIONES QUIMICAS

LEY DE LAVOISIER O LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA (1.789)

“En una reacción química, la masa no se crea ni se destruye, es decir, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masa de los productos de reacción.”

Ejemplo:


LEY DE PROUST O LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES


“ Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto, lo hacen en una proporción de masas constante.”



LEY DE DALTON O LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (1.803)


Cuando dos o más elementos forman un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de números enteros sencillos.

Ejemplo:
La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

C + O2 --> CO2

12 g. de C + 32 g. de O2 --> 44 g. CO2



LEY DE RITCHER O LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES O LEY DE LOS PESOS DE COMBINACION (1.792)


“Cuando dos elementos se combinan entre sí, lo hacen siempre en cantidades proporcionales a sus equivalentes o pesos de combinación.”



Titulo: NOCIONES QUIMICAS ELEMENTALES

Consultada: 13/11/06

Disponible en la web:
http://html.rincondelvago.com/quimica_leyes-ponderales-y-volumetricas_gases_mezclas-y-disoluciones_ecuaciones_atomo_enlaces.html


11. ¿Qué son leyes volumétricas?

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Las leyes volumétricas son aplicaciones que se aplican a los gases.

Las leyes volumétricas se dividen en 2 partes, son:

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

Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química tienen relación de números enteros.

Ejemplo:

N2 + 3 H2 --> NH3

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

2.-LEYES DE LOS GASES IDEALES

Primero se debe saber que los gases ideales son aquellos gases que cumplen una serie de características, resumidas en que sus moléculas no interactúan entre ellas y que se mueven de forma aleatoria y perfectamente plásticas.

Además se debe saber que los Gases ideales no existen, pero los gases reales, en condiciones de baja presión y altas temperaturas, se comportan de manera muy parecida a gases ideales.

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12. ¿Qué es una reacción química? Clases de reacciones.

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

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13. Composición porcentual y molar?

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14. ¿Qué es la masa atómica?

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La Masa atómica o Masa de un átomo Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono.

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Su símbolo es uma(u) = unidad de medida

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Donde u.m.a son siglas que significan "unidad de masa atómica". Esta unidad también suele denominarse Dalton(Da) en honor al químico inglés John Dalton.

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15. Determinación de una fórmula molecular.

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16. ¿Qué es Mol? Clases.

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El molo o también conocido como molécula de gramo es la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades que se encarga de medir la cantidad de medida de una sustancia.

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MOL = Nº partículas y moléculas que hay en 0,012 kg de carbono 12.

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17. ¿Qué es número Avogadro?

El número de avogadro es la cantidad de moléculas o átomos de cualquier elemento o compuesto.

Que es igual a: 6.02 x 1023

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18. ¿Cuál es la composición química de los cuerpos?

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19. ¿Qué es un reactivo limitante?

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20. ¿Cuáles son las leyes gravimétricas?

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21. Expresiones de concentración molaridad.

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Como unidad de volumen de referencia de uso cómodo se emplea el litro, y por esto se define como unidad de concentración la Molaridad (M) que se establece como el número de moles de soluto o especie de interés que se encuentra disuelta de manera homogénea en un litro de la solución en la que se encuentra.

Entonces se puede decir que: La molaridad se refiere a una relación entre el número de moles de soluto y el de litros de disolución. (M)

Citas y referencias:

Titulo: Unidades de concentración. .
Consultada: 10/11/06
Disponible en la Web:

http://wwwprof.uniandes.edu.co/~infquimi/ANALISIS/unidades/concentracion.htm#Molaridad



22. Teoría cinética de los gases.

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La Teoria cinémica de los gases es una Teoria fisica que se encarga de explicar el comportamiento y propiedades macroscópicas de los gases a partir de una descripción estadistica de los procesos moleculares microscopicos.

Esta Teoria se desarrollo con base en los estudios de fisicos como Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX.

Los principios fundamentales de la teoría cinética son los siguientes:

  • Los gases están compuestos de moléculas en movimiento aleatorio. Las moléculas sufren colisiones aleatorias entre ellas y las paredes del recipiente contenedor del gas.
  • Las colisiones entre las moléculas del gas y entre ellas y las paredes son elásticas.
  • El volumen total ocupado por las moléculas del gas es despreciable frente al volumen del contenedor. Esto es equivalente a afirmar que las distancias entre partículas son relativamente grandes si las comparamos con su tamaño.
  • Las fuerzas de atracción entre las moléculas son despreciables.
  • Los efectos cuánticos son despreciables. Esto significa que las distancias entre las partículas son mucho mayores que su longitud de onda termal de De Broglie, y las moléculas pueden ser tratadas como objetos clásicos.

Adicionalmente, si el gas está en el interior de un recipiente, las colisiones con sus paredes se asume que son instantáneas y perfectamente elásticas.

Estos postulados describen el comportamiento de un gas ideal. Los gases reales se aproximan a este comportamiento ideal en condiciones de baja densidad y temperatura.

Citas y referencias:

Titulo: Teoría cinética

Consultada: 10/11/06

Disponible en la Web:

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