miércoles, 03 de noviembre de 2010

ECUACIONES QUÍMICAS

1.Definición.

Una ecuación química es la representación esquemática mediante fórmulas y símbolos de un cambio o reacción química.

2. Partes de una ecuación química


2.1.Reactivos

 Son las sustancias que reaccionan. Están colocadas antes de la flecha.
2.2.Productos

Son las sustancias que se forman. Están colocadas después de la flecha.

2.3

La flecha separa reactivos de productos. Se lee "produce".

 

2.4.

Un triángulo sobre la flecha significa "calor". Los reactivos deben calentarse para que la reacción se efectúe.

2.5. Coeficientes

Son los números colocados antes de cada sustancia. Indican el número de moles que reaccionan de cada reactivo y el número de moles que se forman de cada producto.

2.6.Algunas veces, la ecuación muestra el estado físico de las sustancias que participan, indicando una letra minúscula entre paréntesis, después de cada sustancia:
(s): sólido (l): líquido (g): gas

2.7.Si la sustancia reacciona o se producen en solución se usa el símbolo (ac) que significa acuoso.


Únicamente en los productos, se pueden utilizar los siguientes símbolos:

 

Significa que la sustancias que se forma es un precipitado, o sea que
es insoluble.

 

 


Significa que la sustancia que se produce se desprende en forma de gas.


A continuación se muestra un ejemplo señalando las partes de la ecuación:

4 Cr (s) + 3 O2 (g)

 

2 Cr2O3 (s)

 

Esta ecuación se leería así: Cuatro moles de cromo sólido reaccionan con tres moles de oxígeno gaseoso para producir, en presencia de calor, dos moles de óxido de cromo III.

Reactivos: Cromo sólido y oxígeno gaseoso.
Producto: Óxido de cromo III sólido
Coeficientes: 4, 3 y 2

Mg3N2 (s) + 6 H2O (l)

 

3 Mg (OH)3 (ac) + 2 NH3 (g)

 

Un mol de nitruro de magnesio sólido reacciona con seis moles de agua líquida y producen tres moles de hidróxido de magnesio en solución y dos moles de trihidruro de nitrógeno gaseoso.

Reactivos: Nitruro de magnesio sólido (MgN2), agua líquida (H2O)
Productos: Hidróxido de magnesio en solución [Mg (OH)2] y trihidruro de nitrógeno gaseoso (NH3 ).
Coeficientes: 1, 6, 3 y 2

3.Clasificación de las reacciones químicas
3.1.  Reacciones de combustión

Sustancias formadas por C, H y a veces, O, reaccionan con oxígeno y producen CO2 (bióxido de carbono) y H2O (agua).

Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g)

 

CO2 (g) + 2 H2O (g)

 

3.2. Reacciones de combinación o síntesis

       Dos o más sustancias se combinan para producir un solo compuesto.

Esquema básico:

A + B

 

AB

A y B pueden ser elementos o compuestos, AB representa la fórmula de un compuesto.

Ejemplo:

N2 (g) + 3 H2 (g)

 

2 NH3 (g)

3.3. Reacciones de descomposición

Una solo compuesto, se descompone en dos o más sustancias que pueden ser elementos y/o compuestos. Esquema básico:

AB

 

A + B

Ejemplo:

2 KClO3 (s )

 

2 KCl (s) + 3 O2 (g)

 

MnO2

 

 

3.4. Reacciones de desplazamiento sencillo

Un elemento A reacciona con un compuesto BC, reemplazado a uno de los elementos de dicho compuesto, formando un compuesto AC y un elemento B.
Esquema básico:

A + BC

 

AC + B


Ejemplo:

Cu (s) + 2 AgNO2 (ac)

 

Cu(NO3)2 (ac) + 2 Ag (s)

Para que un elemento pueda desplazar a otro, es necesario que el elemento que va a desplazar sea más activo, de lo contrario no hay reacción. A continuación se muestra una tabla con la serie electromotriz de los metales, el hidrógeno y los halógenos.

Metales e hidrógeno

Halógenos

Li

F2

k

Cl2

Ba

Br2

Ca

I2

 

Na

 

 

Mg

 

 

Al

 

 

Zn

 

 

Fe

 

 

Cd

 

 

Ni

 

 

Sn

 

 

Pb

 

 

H

 

 

Cu

 

 

Hg

 

 

Ag

 

 

3.5. Reacciones de doble sustitución

Dos compuestos AB y CD intercambian sus elementos.
Esquema básico:

AB + CD

 

AC + BD

Ejemplos:

H2SO4 (ac) + NaCl (ac)

 

HCl + NaHSO4 (ac)

3 KOH (ac) + FeCl2 (ac)

 

3 KCl(ac) + Fe(OH)3


4.Balanceo de ecuaciones
Una ecuación correctamente escrita debe presentarse balanceada. La ecuación balanceada muestra en ambos miembros el mismo número de átomos de cada uno de los elementos que intervienen en la reacción.
Existen varios métodos para balancear una ecuación. En este caso se ilustra un ejemplo de un balanceo por el método de tanteo o de inspección.

Fe (s) + HCl (ac)

 

FeCl2 (ac) + H2 (g)

Paso 1: Poner el símbolo de cada elemento debajo de la flecha de la ecuación. Se prefiere poner al final hidrógeno y oxígenos si están presentes en la ecuación.
Paso 2: En el lado izquierdo se escribe el número de átomos de cada elementos presentes en los reactivos, y del lado derecho el de los productos.

Fe (s) + HCl (ac)

 

FeCl2 (ac) + H2 (g)

 

1- Fe -1

 

 

1- Cl - 2

 

 

1- H - 2

 

Vemos que el Fe está balanceado, pero el cloro no. Ponemos un 2 al HAL para tener dos átomos de cloro en los reactivos. Esto también modifica el hidrógeno y también queda bien, 2 átomos de hidrógeno en cada miembro.

Fe (s) + HAL (ac)

 

FeCl2 (ac) + H2 (g)

 

1-Fe-1

 

 

2-Cl-2

 

 

2-H-2

 

 

ESTEQUIOMETRIA

Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química.
Estas relaciones puede ser:

mol-mol

mol-gramos

gramos-gramos

mol-volumen

volumen-gramos

volumen-volumen

La parte central de un problema estequiométrico es el FACTOR MOLAR cuya fórmula se muestra a continuación.

FACTOR MOLAR =

[

MOLES DE LA SUSTANCIA DESEADA MOLES DE LA SUSTANCIA DE PARTIDA

]

 

Los datos para el factor molar se obtienen de los COEFICIENTES DE LA ECUACIÓN BALANCEADA.

Para diferenciar el factor molar de los factores de conversión, se utilizan [corchetes ] para indicar el factor molar y (paréntesis) para los factores de conversión.

 

RELACIONES MOL-MOL


Para la siguiente ecuación balanceada:

4 Al + 3 O2

 

2 Al2O3


a) ¿Cuántas moles de O2 reaccionan con 3.17 moles de Al?
b) A partir de 8.25 moles de O2, ¿cuántas moles de Al2O3 (óxido de aluminio) se producen?

PASO 1
BALANCEAR LA ECUACIÓN

Como en el problema propuesto la ecuación está ya balanceada, este paso se omite.

PASO 2
Identificar la sustancia deseada y la sustancia de partida.

La sustancia deseada es aquélla sobre la cual se pregunta un dato, y la de partida, es de la que nos dan el dato. Junto a la sustancia deseada se pone lo que me piden: moles, gramos o litros y junto a la de partida el dato. Para el problema propuesto en el inciso a):
SUSTANCIA DESEADA: O2 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: Al 3.17 moles

PASO 3
Convertir la sustancia de partida a moles.

Si el dato, como en este problema, es en moles, omitimos este paso.

PASO 4
Aplicar el factor molar

 

3.17 moles Al

[

3 moles de O2 4 moles de Al

]

= 2.38 moles de O2

 

La operación realizada fue

3.17 x 3 4

 

.

PASO 5
Convertir el dato a la unidad requerida.

Como en este caso lo que me piden son moles de oxígeno el resultado final es 2.38 moles de O2.
b) A partir de 8.25 moles de O2, ¿cuántas moles de Al2O3 (óxido de aluminio) se producen?

PASO 1
La ecuación está balanceada.

PASO 2
SUSTANCIA DESEADA: Al2O3 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: O2 8.25 moles

PASO 3
El dato está en moles.

PASO 4

8.25 mol O2

[

2 moles de Al2O3 3 moles de O2

]

= 5.50 moles de Al2O3

 

La operación realizada fue:

8.25 x 2 3

 

PASO 5

 

El problema pedía moles de Al2O3, por tanto el resultado es:

5.50 moles de Al2O3

 

RELACIONES MOL-GRAMOS
La siguiente ecuación muestra una reacción de combustión y está balanceada:

2 C8H18 (g) + 25 O2 (g)

 

16 CO2 (g) + 18 H2O(g)

a) ¿Cuántos gramos de C8H18 (octano) son necesarios para obtener 5.70 moles de CO2 (dióxido de carbono)?
b) Si se obtienen 55.0 g de vapor de agua, ¿cuántas moles de O2 se utilizaron?

Resolución del inciso a)
PASO 1: La ecuación ya está balanceada.

PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: C8H18 ? gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: CO2 5.70 moles

PASO 3: El dato está ya en moles

PASO 4:

5.70 mol CO2

[

2 moles C8H18 16 moles CO2

]

=0.713 moles C8H18

PASO 5:
El problema pide gramos de C8H18 y nosotros tenemos moles, entonces usamos un factor de conversión utilizando la masa molecular del C8H18.

C 8 x12.01 =
H 18 x 1.01 =

98.08 18.18 + 114.26 g

 

0.713 moles C8H18

(

114.26 g
1 mol

)

= 81.47 g de C8H18

 

 

Resolución del inciso b)
PASO 1: La ecuación ya está balanceada.

PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: O2 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: H2O 55.0 gramos

PASO 3: El dato está en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversión a moles con la masa molar del agua.
H2O

H 2 x 1.01 =

O 1 x 16 =

2.02

16 +

18.02g

 

55.0 g H2O

(

1 mol
18.02 g

)

= 3.05 mol H2O

PASO 4:

3.05 mol H2O

[

25 moles de O2
18 moles de H2O

]

= 4.24 mol O2

PASO 5: El dato está en moles que es la unidad requerida.

 

RELACIÓN GRAMOS-GRAMOS

¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2 en base a la siguiente ecuación balanceada?
4 Zn (s) + 10 HNO3 (ac) 4 Zn(NO3)2 (ac) + N2O (g) + 5 H2O (l)

Resolución

PASO 1: La ecuación ya está balanceada.


PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: HNO3 ? gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: Zn(NO3)2 100.0 gramos

PASO 3: El dato está en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversión a moles con la masa molar del Zn(NO3)2.


Zn(NO3)2

Zn 1 x 65.39 =

N 2 x 14.01 =

O 6 x 16 =

65.39

28.02

96 +

 

189.41

 

100.0 g Zn(NO3)2

(

1 mol
189.41 g

)

= 0.530 molZn(NO3)2

PASO 4:

0.530 mol Zn(NO3)2

[

10 mol HNO3
4 mol Zn(NO3)2

]

= 1.33 mol HNO3

PASO 5:
El problema pide gramos de HNO3, y nosotros tenemos moles. Utilizamos un factor de conversión con la masa molar de HNO3.

HNO3,

H 1 x 1.01 =

N 1 x 14.01 =

O 3 x 16.00 =

1.01

14.01

48.00 +

 

63.02 g

 

1.33 mol HNO3

(

63.02 g
1 mol

)

= 83.82 g HNO3

 


CÁLCULOS CON VOLUMEN

Para realizar cálculos estequiométricos con volumen, es necesario cumplir con tres requisitos:

1) Que la sustancia intervenga en la reacción en estado gaseoso.
2) Que la reacción se lleve a cabo en condiciones normales de temperatura y presión (T = 0°C = 273°K, P = 1 atm).
3) Utilizar el volumen molar de un gas, cuyo valor es 22.4 L/mol.

Volumen molar de un gas.- Es el volumen que ocupa una mol de un gas a condiciones normales de temperatura y presión.

Este dato del volumen molar nos permite establecer el factor de conversión de litros a moles.

1 MOL = 22.4 Litros

La siguiente ecuación balanceada, muestra la reacción de combustión del etano.

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)

 

4 CO2 (g) + 6 H2O (g)


Calcule:
a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3.17 moles de C2H6 (etano)?
b) ¿Cuántas moles de CO2 (bióxido de carbono) se producen si se obtiene 13. 5 litros de vapor de agua?
c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bióxido de carbono)?

PASO 1 : La ecuación se muestra ya balanceada.

PASO 2 :

SUSTANCIA DESEADA: O2 litros
SUSTANCIA DE PARTIDA: C2H6 3.17 moles

PASO 3: El dato de la sustancia de partida ya está en moles.

PASO 4: Aplicar el factor molar.

3.27 moles C2H6

[

7 moles de O2
2 moles de C2H6

]

= 11.45 moles de O2

PASO 5: El problema pide litros de oxígeno, por tanto aplicamos el volumen molar para establecer el factor de conversión.

11.45 moles de O2

(

22.4 L
1 mol

)

= 256.48 L O2

b) ¿Cuántas moles de CO2 (bióxido de carbono) se producen si se obtiene 13. 5 litros de vapor de agua?

PASO 1: La ecuación está balanceada.

PASO 2:

SUSTANCIA DESEADA: CO2 moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: H2O 13.5 L

PASO 3: Debemos convertir 13.5 L a moles.

13.5 L H2O

(

1 mol
22.4 L

)

= 0.60 moles H2O

PASO 4: Como el dato ya está en moles, aplicamos el factor molar.

= 0.60 moles H2O

[

4 moles CO2
6 moles H2O

]

= 0.40 moles de CO2

 

c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bióxido de carbono)?

PASO 1: La ecuación está balanceada.

PASO 2:

SUSTANCIA DESEADA: C2H6 gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: CO2 125 litros

PASO 3: Como el dato está en litros, convertimos a moles con el volumen molar.

125 L CO2

{

1 mol
22.4 L

}

= 5.58 mol CO2


PASO 4: Aplicamos el factor molar.

5.58 mol CO2

[

2 mol C2H6
4 mol CO2

]

= 2.79 mol C2H6

PASO 5: Convertimos a gramos utilizando el peso molecular.
C2H6

C 2 x 12.01 =

H 6 x 1.01 =

24.02

6.06 +

 

30.08 g

 

2.79 mol C2H6

(

30.08 g
1 mol

)

= 83.92 g C2H6

 

http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/t8.cfm

 

ESTEQUIOMETRIA

Definiciones

1.1. Es la relación cuantitativa de los elementos que intervienen en una reacción química.

http://www.elergonomista.com/quimica/estequiometria.html

1.2. En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacción química.

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

1.3. La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones químicas.

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/estequiometria.htm

1.4. Es un estudio de las reacciones  de cantidad de materia que participan en una reacción química combinándose en proporciones definidas

Leyes Ponderales

  1. Ley de la Conservación de la Masa (Lavoisier)

La materia no se crea  ni se destruye tan solo se transforma

  1. Ley  de las Proporciones Definidas (Proust)

Para formar un determinado compuesto, dos o mas elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción definida.

  1. Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton)

Cuando dos o más elementos pueden formar mas de un compuesto las cantidades de uno de ellos que se cambia con una  cantidad fija del otro, guarda entre si relación de números enteros y sencillos

  1. Ley de Richter o Proporciones Recíprocas o Equivalentes

Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otro tercero son químicamente equivalentes entre sí. Este fue enunciado por el alemán JB Richter en 1792.

Leyes Volumétricas

  1. Ley  de Avogadro

A igual condiciones de presión y temperatura de todos los gases existen el mismo número de moléculas y por lo tanto el mismo número de moles.

  1. Ley de Boyle – Mariotte

A temperatura absoluta constante, el volumen que ocupa una muestra de un gas, varia en forma inversamente proporcional a la presión que esta sometido

  1. Ley Charles

A presión de el volumen de la masa de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (ºK)

  1. Ley   de Gay-Lussac

A volumen de la presión de la masa  de un gas varia en forma directamente proporcional con la temperatura absoluta

 

 

Componentes de una reacción química

  1. Reactivo Limitante

Es el reactivo que se ha consumido por completo en la reacción química limitando la cantidad de producto formado

  1. Reactivo en Exceso

Es el reactivo presente en mayor cantidad durante la reacción química el cual sirve para hacer reaccionar en su totalidad el reactivo limitante.

http://www.youtube.com/watch?v=em6s47oC5dk

 

 

SOLUCIONES

 

 

Soluciones Verdaderas

Soluciones Coloidales

Suspensiones

Ausencia de sedimentación de las partículas dispersas

Sedimentación de las partículas dispersas, mediante ultra centrifugación

Sedimentación Espontánea o mediante centrífugas comunes

Las partículas no pueden separarse mediante la filtración

Separación de las partículas dispersas mediante ultra centrifugación

Separación fácil de las partículas mediante filtros comunes

Las partículas no son vistas por ningún proceso

Las partículas son vistas a ultra microscopio (sistema heterogéneo)

Las partículas son vistas al microscopio común (sistema heterogéneo)

 

Clasificación de las Soluciones

  1. De acuerdo al estado físico de la solución

1.1  Soluciones sólidas

Ejemplo: aleación cobre-níquel

1.2  Soluciones líquidas

Ejemplo: sal de cocina-agua

1.3  Soluciones gaseosas

Ejemplo: aire atmosférico

  1. De acuerdo a los estados físicos del soluto y solvente

2.1 Soluciones sólido-líquido

Ejemplo: Sal de c ocina-agua

2.2  Soluciones líquido- líquido

Ejemplo: alcohol-agua

2.3  Soluciones gas-lìquido

Ejemplo: CO2  en bebidas gaseosas

2.4  Soluciones gas – gas

Ejemplo: mezcla gaseosa (aire)

2.5  Soluciones sólido- sólido

Ejemplo: aleación cobre – níquel

  1. De acuerdo a la naturaleza

3.1 Soluciones moleculares

Ejemplo: azúcar – agua, moléculas de  C12H22O11 dispersos en H2O

3.2  Soluciones Iónicas

Ejemplo: sal de cocina – agua (iones NA+ Y CT dispersos en H2O)

  1. De acuerdo a la proporción entre soluto y solvente

4.1  Solución diluida

Solución con poco soluto

4.2  Solución concentrada

Solución con mucho soluto

4.3  Solución sobresaturada

Solución que tienen disuelto una cantidad de soluto superior a la normal

4.4  Solución saturada

Solución cuando a determinada temperatura no es posible disolver más soluto, ejemplo: se añade sal de cocina lenta y progresivamente al agua a temperatura constante y a agitación continua, la sal no se disuelve más, se deposita en el fondo 360 g en 11 de H2O (punto de saturación)

 

 

 

 

Solubilidad

Es la máxima cantidad de soluto  que se puede disolver en una cierta cantidad de solvente a una temperatura determinada

Cuando no se indica el nombre del  disolvente, el disolvente es el agua, la solubilidad se expresa en gramos de soluto por litro de solución o en un gramo de soluto por 100g de solvente.

Ejemplo:

La solubilidad del cloruro de sodio (sal de cocina) en agua a 20ºC es de 360g por litro de solución ó de 36g por 100g de agua.

Factores que influyen en la Solubilidad

Naturaleza del Soluto y Solvente

Se refiere a la afinidad que debe existir entre  el soluto y el solvente.

Generalmente los compuestos iónicos son solubles en solventes polares.

Los compuestos covalentes son solubles en compuestos no polares, por eso se dice, lo semejante disuelve a lo semejante.

Temperatura

Generalmente cuando se eleva la temperatura aumenta la solubilidad con excepciones de algunos compuestos para soluciones de un gas en un líquido, la solubilidad disminuye con la temperatura.

Para los sólidos que se disuelven en líquidos, para muchas sustancias, la solubilidad aumenta con la temperatura, pero para algunas sustancias, la solubilidad permanece constante a los cambios de temperatura.

Sin embargo hay otras sustancias para los cuales la solubilidad disminuye cuando la temperatura aumenta.

Presión

No tiene mayor influencia en la solubilidad de sólidos en líquidos y de líquidos en líquidos pero en las soluciones de gas en líquido, el aumento de la presión, incrementa el coeficiente de solubilidad tal como lo expresa la ley de Henry.

Ley de Henry (1803)

La solubilidad es directamente proporcional a la presión del gas sobre el líquido

Ejemplo:
El CO2  en refrescos carbonados, mientras la botella se mantiene cerrada tiene una presión debido al CO2 sobre el líquido y el CO2  permanece disuelto en el líquido, cuando la botella se abre o se  destapa, se libera la presión, la solubilidad del gas disminuye y el CO2  burbujea fuera del líquido.

La ley de Henry manifiesta que la solubilidad o concentración es proporcional a la presión parcial con la siguiente fórmula:

C= kP

C= solubilidad (concentración)

K= constante de proporcionalidad

P= presión parcial del gas

 Factores que influyen en la velocidad de Disolución

Tamaño de la Partícula

Mientras mas pequeñas sean las partículas del soluto, mas rápida es la disolución, ejemplo un t errón de azúcar sólido se disolverá mas lentamente que la misma cantidad de gránulos pequeños

Velocidad de Agitación

La agitación a la mezcla del soluto y solvente aumenta la disolución del soluto

Temperatura

El aumento de la temperatura acelera la disolución del soluto. Esto es cierto siempre y cuando la solubilidad real aumente o disminuya a alta temperatura.

Concentración de Soluciones

Concentración

Es la cantidad de soluto presente en una cantidad de solución

La concentración de una solución puede expresarse en unidades físicas y químicas.

Unidades Físicas

Porcentaje de peso a peso (% P/P)

Es la cantidad en gramos por 100g de la solución, soluto y solvente se pesan

Las expresiones:

 

 

 

 

Porcentaje de peso a volumen (%PV)

Se refiere al peso del soluto por cada 100ml de volumen

Ejemplo:

Preparar una solución al 10% de NaCl en agua de peso a volumen (10g de soluto en 100ml de solución)

Solución

Se prepara pesando 10g de NaCl puro, se deposita en un matraz aforado de 100ml, se adiciona H2o destilada hasta completar los 100ml de volumen.

Ejemplo:

Calcular la cantidad de soluto que está contenido en 30ml de solución cuya concentración es el 12%

Porcentaje de volumen (%V/V)

Se refiere al volumen de soluto en ml, por cada 100ml de solución

Ejemplo:

Una solución de alcohol absoluto al 40% de volumen contiene 40 ml de alcohol en 100 ml de solución.

Se prepara midiendo 10 ml de alcohol, se lleva a un matraz aforado y se completa con agua hasta que afore a 100 ml.

Esta unidad es importante cuando se refiere a gases disueltos en gas o líquidos en líquidos.

 

 

 

 

Ejercicio:

Si a 15ºC se añade, 50ml de etanol (C2H5OH) a 53.73ml de agua se forman 100ml de solución (muchas disoluciones se efectúan con aumento o disminución de volumen) Calcular Cv

 

 

Datos e Incógnitas

Fórmulas

Cálculos y Resultados

 

VS = 50 ml ( C2H5OH)

Vd = 53.73 ml H2O

V disol= 100 ml

Cv=?

 

 

 

 

Partes por millón (ppm)

Partes por millón

Un kilogramo de soluto por un millón de kilogramos de solución

Este sistema es usado para expresar pequeñas cantidades de soluto disuelto en grandes cantidades de disolución

Equivalencias:

1ppm= 1 g de soluto por 1.000.000 g de solución

1ppm= 1 mg de soluto por 1.000.000ml de solución

1ppm= 1 mg de soluto por 1 l de solución

Unidades Químicas

Concentración Molar o Molaridad (M)

Es el número de moles del soluto contenidos en un litro de solución, es decir, cuantas moles del soluto existen en un litro de solución.

  

 

Paginas Web

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

 


Publicado por carmenerazo @ 1:49
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