Thursday, November 09, 2006

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ESTEQUIOMETRIA

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

Es una parte teórica y práctica de la química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de moléculas de los reactivos que intervienen en una reacción química y los productos obtenidos; hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química.

En resumen, La estequiometría es el estudio de las relaciones de mol, masa, energía, y volumen en las reacciones químicas, consiste en estudiar las relaciones ponderales o de masa entre reactivos y productos en una reacción química.

CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: ESTEQUIOMETRIA

Wikipedia

Esta página fue visitada el 06 de noviembre del 2006

es.wikipedia.org/wiki/Estequiometría

Titulo: Definiciones de los términos más utilizados en química

Fortunecity

Esta página visitada el 06 de noviembre del 2006

www.fortunecity.com/campus/dawson/196/definiciones.htm

2. ¿Para qué sirve la estequiometría?

La estequiometría sirve para cuantificar las cantidades de las sustancias que participan en una reacción química.

Y también para evaluar las cantidades de reactantes que se combinan para producir diferentes cantidades de productos.

CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: ESTEQUIOMETRIA

Wikipedia

Esta página fue visitada el 06 de noviembre de 2006

http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

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

3.1 Átomo Gramo

Es el peso de atómico de un elemento expresado en gramos.

3.2 Mol gramo

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

· Volumen gramo molecular

Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.

*Temperatura normal: 0° C o 273° K

*Presión Normal: 1atm o 760 mm de Hg.

· Numero de Avogadro

Es el número de moléculas o moles de cualquier sustancia o en 22.4 l de un gas en condiciones normales de temperatura y presión, y es igual a:

602 300 000 000 000 000 000 000 = 6.02 x 10 23 moléculas/ mol.

La expresión matemática para calcular el número de moles es:

Número de moles = masa en gramos

. . . . . .. . . peso molecular

CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: Unidades de medida usuales en estequiometría

Creador: Rincóndelvago

Auspician: wanadoo

http://html.rincondelvago.com/estequiometria_1.html#

4. ¿Cuáles son las leyes estequiométricas?

Ley de la conservación de la conversión de la masa:

Página Principal: Ley de conservación de la masa

Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de realizar varios experimentos en los cuales la cantidad de mas de las sustancias constituyentes rea igual al de las sustancias obtenidas de la masa de las sustancias obtenidas después del cambio químico sufrido.

Ley de las proporciones constantes:

Artículo principal: Ley de las proporciones constantes

En 1808, J.L. Proust se dio cuenta que para formar un compuesto, se necesitan dos o más elementos químicos unidos y en la misma proporción ponderal.

Esta ley es también conocida como ley de las proporciones definidas o fíjas.

En sus experimentos el químico francés Joseph Prooust realizo innumerables análisis cuantitativos, en los cuales se percató de que los elementos, al unirse para formar un compuesto, siempre lo hacen de la misma cantidad, la cual permanece fija e invariable.

Es por eso que esta ley dice: Los elementos que forman un compuesto se combinan siempre en la misma proporción.

Ejemplo:
En la reacción de formación del amoniaco, a partir de los gases Nitrógeno e Hidrógeno:
2 NH3 N2 + 3 H2
las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí, fueron:

NITRÓGENO

HIDRÓGENO

28 g.

6 g.

14 g.

3 g.

56 g.

12 g.

Ley de las proporciones múltiples:

Artículo principal: Ley de las proporciones múltiples

Dalton, al realizar sus experimentos, se dio cuenta de que hay elementos que al combinarse en diferente proporción forman compuestos distintos.

Esta ley nos menciona lo siguiente: Dos elementos se pueden combinar en proporciones diferentes formando compuestos distintos.

Por ejemplo: H2 + ½ O2 --> H2O

H2 + O2 --> H2O2

De la primera reacción tenemos la relación:

Masa de O2 16 8

—— = ——

Masa de H2 2 1

De la segunda reacción tenemos la relación:

Masa de O2 32 16

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

C + ½ O --> CO

12 g. de C + 16 g. de O2 --> 28 g. CO2

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

Artículo principal: Ley de las proporciones equivalentes

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.

Química. Leyes ponderales y volumétricas. Gases. Mezclas y disoluciones. Ecuaciones. Átomo. Enlaces

Ejemplo:
En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:

N2 + 3 H2 --> 2 NH3

1 g. H2<-->4.66 g. N2

H2 + ½ O2 --> H2O

1 g. H2<-->8 g. O2

Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno:

N2 + O2 --> 2 NO

28 g. N2<--> 32 g. O2

4.66/8 = (28/32)*4

CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: Leyes estequiométricas

Creador: Wikipedia

Esta página fue visitada el 07 de noviembre de 2006

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

Titulo: Leyes estequiométricas

Creador: Rincóndelvago

Auspician: wanadoo

http://html.rincondelvago.com/estequiometria_1.html#

5. Estequiometría en elementos y compuestos.

CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: Estequiometría en elementos y compuestos

Creador: anónimo

Esta página fue visitada el 07 de noviembre de 2006

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-05.html

6. Estequiometría de disoluciones.

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

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

*Los solutos: son los componentes minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto en el disolvente.

Por ejemplo:

Cuando disolvemos una pequeña cantidad de sal en una mayor cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y la sal es el soluto.

Todas aquéllos disoluciones en las cuales el agua es el disolvente, se llaman disoluciones acuosas.

Las disoluciones se clasifican en:

Electrolíticas:

· 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 BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: Estequimetria de disoluciones

Creador: anónimo

Esta página fue visitada el 07 de noviembre de 2006

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-05.html

7. ¿Qué ciencias intervienen en Estequiometría?

La Matemática.- Es el estudio de patrones en las estructuras de entes abstractos y en las relaciones entre ellas.

La Química.- Es una ciencia experimental que estudia la estructura, propiedades y transformaciones de la materia a partir de su composición atómica.



CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: "Matemática"

Creador: Jimmy Wales y Larry Sanger

wikipedia

Esta página fue visitada el 07 de noviembre de 2006

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


Titulo: “Química”

Creador: Jimmy Wales y Larry Sanger

wikipedia

Esta página fue visitada el 07 de noviembre de 2006
http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica#Campo_de_trabajo:_el_.C3.A1tomo

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

Antonio Lorenzo Lavoisier (1743- 1794) fue quien introdujo el empleo de la balanza en el estudio de la química.
Lavoisier realizó muchos estudios sobre reacciones de combustible y calentamiento de metales. Determinaba cuidadosamente la masa de los gases producidos, la de los combustibles y metales antes de calentar, así como la de los productos. Comprobó también, que la masa de ceniza obtenida era igual a la masa del mercurio del oxígeno combinado. Al calentar a temperatura superior el óxido obtenido, obtuvo de nuevo el oxígeno libre, cuyo volumen correspondía al perdido aparentemente por el aire en la primera reacción.

CITAS Y REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: Ley de la conversión de la masa

Creador: Gobierno Bolivariano de Venezuela

Auspician: RENA (Red Escolar Nacional)

Esta página fue visitada el 7 de noviembre de 2006

http://www.rena.edu.ve/terceraetapa/quimica/LeyesCbQuimica.html

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

Una vez que la materia sufre una reaccion quimica esta empieza a sufrir diversas variaciones, se transforma, pero al final no llega a destruirse , simplemente pasa por diferentes estados.

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

Estas son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio del peso relativo de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más elementos químicos. Por lo tanto se puede decir que se caracteriza en cuatro importantes leyes como lo son:

*Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. 1789

*Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. 1801.

*Ley de Dalton de las proporciones múltiples. 1803

*Ley de Richter a de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de combinación o masas equivalentes. 1792

CITAS BIBLIOGRAFICAS:

Titulo: Leyes Ponderables

Creador: rincondel vago

Esta pagina fue visitada el 14 de noviembre del 2006

http://html.rincondelvago.com/leyes-ponderales-de-quimica.html#

11. ¿Qué son leyes volumétricas?

a ) Ley de los volúmenes de combinación entre gases (Gay-Lussac):

- Los volúmenes de 2 gases que reaccionan guardan entre sí una relación constante y sencilla.

- El volumen del gas obtenido guarda una relación constante y sencilla con los gases reaccionantes.

b) Ley del numero de moléculas en un volumen de gas (Avogadro): Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.

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

"Es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas."

Clases de Reacciones:

Adición: dos o más reactivos se combinan para formar un producto.

Desplazamiento: un elemento desplaza a otro en un compuesto.

Descomposición: Un reactivo se rompe para formar 2 o más productos. Puede ser o no redox.

Iónicas: Una sustancia iónica se disuelve en agua, puede disociarse en iones.

Matatesis: Dos reactivos se entremezclan.

Precipitación: Uno o más reactivos al combinarse genera un producto que es insoluble.

Redox: Los reactivos intercambian electrones.

Dismutación: Los reactivos generan compuestos donde un elemento tiene 2 estados de oxidación.

Substitución: Se sustituye uno de los reactivos por alguno de los componentes del otro reactivo.

CITA BIBLIOGRAFICA:

Titulo: Estequiometria de la reacción química

Creador: Anónimo

Esta página fue visitada el 06 de noviembre de 2006

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-02.html

13. ¿Composición porcentual y molar?

La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo.

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%."

CITA BIBLIOGRAFICA:

Titulo: ESTEQUIOMETRIA

Creador: Rincondelvago

Auspicia: Wanadoo

Esta página fue visita 06 de noviembre de 2006

http://html.rincondelvago.com/estequiometria.html

14. ¿Qué es la masa atómica?

Masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele utilizar la uma (u) como unidad de medida.

"Medida promedio de la masa del átomo de un elemento, usualmente expresada en unidades de masa atómica. La masa atómica ofrecida en las Tablas periódicas es una medida ponderada de las masas de los isótopos a partir de su abundancia relativa."

CITA BIBLIOGRAFICA:

Titulo: MASA ATOMICA

Creador: Wikipedia

Esta página fue visitada el 06 de noviembre de 2006

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

15. Determinación de una fórmula molecular.

Es la que indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento que está presente en la unidad más pequeña de una sustancia.

CITA BIBLIOGRAFICA:

Titulo: FORMULAS QUIMICAS

Creador: Centro de Estudios e Investigaciones Técnicas de Gipuzkoa

Esta página fue visitada el 06 de noviembre de 2006

www.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/fórmulas_químicas.htm

16. ¿Qué es Mol? Clases.

Es la cantidad de materia que contienen todas las cosas como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C.

Demostración:


6,0221367 x 1023
Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.

CITA BIBLIOGRAFICA:

Titulo: Estequiometría en elementos y compuestos

Creador: anónimo

Esta página fue visitada el 06 de noviembre de 2006
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.html

17. ¿Qué es número Avogadro?

Es una constante que establece relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento.

CITA BIBLIOGRAFICA:

Titulo: NUMERO DE AVOGADRO

Creador: wikipedia

Esta página fue visitada el 06 de noviembre de 2006

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

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

Óxidos: Es la combinación de un elemento químico más el oxígeno, pero si ha este se le combina con un metal es un óxido base y si al oxígeno se le combina con un no metal sale un óxido ácido (anhídrido).



Formulación de un oxido

E .Q + O = OX
M + O = OX BASE
m + O = óxido ácido (anhidrido)

Nomenclatura

(Sr , Al, Zn)
Óxido de M :
Sr O Ox. De Estroncio

Valencias

Óxido M
A U2 O Óxido Airoso
A U2 O3 Óxido Aurico

Hidróxidos

Óxido + H2O = M (OH)
Au2O3 + 3H2O = 2Au(OH)
Óxido áurico Hidrox. Aurico

HID plúmbico
Pb (OH) 4
HID estañoso
Sn (OH) 2

Ácidos Oxácidos

Ox Ac + H2O
Anhídrido agua

Se O3 + H2O = H2SeO4
Anh Ac. Selénico
selénico

Ac. Antimónico: 3, 5
Sb2O5 + H2 O = 2HSbO3

Ac per clorito:
Cl2 O7 + H2O = 2HClO4

Ac. De forma directa :
Ac sulfúrico Hmo
H2 SO4
è 6+2 = 8 / 2 = 4

19. ¿Qué es un reactivo limitante?

*Es una reacción que se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.


*Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.


*Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

20. ¿Cuáles son las leyes gravimétricas?

Ley de conservación energía: establece el valor de la energía de un sistema aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo.


Ley de la conservación de la masa: es una de las leyes fundamentales de la química. Fue elaborada por Lavoisier y luego por otros mas que se le unieron, y esta ley establece un punto muy importante el cual se muestra a continuación: “En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”.


Ley de proporciones definidas: consiste en que un elemento químico contiene otros elementos químicos con un peso exactamente proporcionado.


Ley de proporciones múltiples: Ésta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.


Ley de proporciones recíprocas: 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.


Ley de combinaciones gaseosas: consiste en que un gas se expande proporcionalmente a su temperatura (absoluta) si se mantiene constante la presión.


Ley de Avogadro: volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas, a la misma presión y temperatura.

21. Expresiones de concentración molaridad.

Igual que advertimos en el siguiente apartado de molaridad, debo recordaros la fácil confusión que tienen los términos de molaridad y molaridad, los cuales nunca debéis confundirlos. En la molaridad ponemos en juego los moles de soluto que añadimos a la mezcla con el volumen de la disolución en la que vertemos el soluto. La molaridad también es utilizada en otra medida como es la fracción molar por lo que es doblemente utilizada en cuanto a la medida de la concentración.

CITA BIBLIOGRAFICA:

Titulo: CONCENTRACION DE DISOLUSION

Creador: Anónimo

Esta página fue visitada el 06 de noviembre de 2006

http://www.educared.net/aprende/anavegar4/comunes/premiados/D/627/concentracion/index_conct.htm

22. Teoría cinética de los gases.

*Todos los materiales de la Naturaleza están compuestos por moléculas y átomos.
*Las componentes microscópicas obedecen las leyes de Newton.
*Sus movimientos son aleatorios.
*Es el primer esfuerzo que se hizo para dar una interpretación molecular a las propiedades mecánicas y calóricas de los gases.