Mi?rcoles, 03 de noviembre de 2010

ECUACIONES QU?MICAS

1.Definici?n.

Una ecuaci?n qu?mica es la representaci?n esquem?tica mediante f?rmulas y s?mbolos de un cambio o reacci?n qu?mica.

2. Partes de una ecuaci?n qu?mica


2.1.Reactivos

?Son las sustancias que reaccionan. Est?n colocadas antes de la flecha.
2.2.Productos

Son las sustancias que se forman. Est?n colocadas despu?s de la flecha.

2.3

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

?

2.4.

Un tri?ngulo sobre la flecha significa "calor". Los reactivos deben calentarse para que la reacci?n se efect?e.

2.5. Coeficientes

Son los n?meros colocados antes de cada sustancia. Indican el n?mero de moles que reaccionan de cada reactivo y el n?mero de moles que se forman de cada producto.

2.6.Algunas veces, la ecuaci?n muestra el estado f?sico de las sustancias que participan, indicando una letra min?scula entre par?ntesis, despu?s de cada sustancia:
(s): s?lido (l): l?quido (g): gas

2.7.Si la sustancia reacciona o se producen en soluci?n se usa el s?mbolo (ac) que significa acuoso.


?nicamente en los productos, se pueden utilizar los siguientes s?mbolos:

?

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 continuaci?n se muestra un ejemplo se?alando las partes de la ecuaci?n:

4 Cr (s) + 3 O2 (g)

?

2 Cr2O3 (s)

?

Esta ecuaci?n se leer?a as?: Cuatro moles de cromo s?lido reaccionan con tres moles de ox?geno gaseoso para producir, en presencia de calor, dos moles de ?xido de cromo III.

Reactivos: Cromo s?lido y ox?geno gaseoso.
Producto: ?xido de cromo III s?lido
Coeficientes: 4, 3 y 2

Mg3N2 (s) + 6 H2O (l)

?

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

?

Un mol de nitruro de magnesio s?lido reacciona con seis moles de agua l?quida y producen tres moles de hidr?xido de magnesio en soluci?n y dos moles de trihidruro de nitr?geno gaseoso.

Reactivos: Nitruro de magnesio s?lido (MgN2), agua l?quida (H2O)
Productos: Hidr?xido de magnesio en soluci?n [Mg (OH)2] y trihidruro de nitr?geno gaseoso (NH3 ).
Coeficientes: 1, 6, 3 y 2

3.Clasificaci?n de las reacciones qu?micas
3.1.? Reacciones de combusti?n

Sustancias formadas por C, H y a veces, O, reaccionan con ox?geno y producen CO2 (bi?xido de carbono) y H2O (agua).

Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g)

?

CO2 (g) + 2 H2O (g)

?

3.2. Reacciones de combinaci?n o s?ntesis

????? ?Dos o m?s sustancias se combinan para producir un solo compuesto.

Esquema b?sico:

A + B

?

AB

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

Ejemplo:

N2 (g) + 3 H2 (g)

?

2 NH3 (g)

3.3. Reacciones de descomposici?n

Una solo compuesto, se descompone en dos o m?s sustancias que pueden ser elementos y/o compuestos. Esquema b?sico:

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 b?sico:

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 m?s activo, de lo contrario no hay reacci?n. A continuaci?n se muestra una tabla con la serie electromotriz de los metales, el hidr?geno y los hal?genos.

Metales e hidr?geno

Hal?genos

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 sustituci?n

Dos compuestos AB y CD intercambian sus elementos.
Esquema b?sico:

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 ecuaci?n correctamente escrita debe presentarse balanceada. La ecuaci?n balanceada muestra en ambos miembros el mismo n?mero de ?tomos de cada uno de los elementos que intervienen en la reacci?n.
Existen varios m?todos para balancear una ecuaci?n. En este caso se ilustra un ejemplo de un balanceo por el m?todo de tanteo o de inspecci?n.

Fe (s) + HCl (ac)

?

FeCl2 (ac) + H2 (g)

Paso 1: Poner el s?mbolo de cada elemento debajo de la flecha de la ecuaci?n. Se prefiere poner al final hidr?geno y ox?genos si est?n presentes en la ecuaci?n.
Paso 2: En el lado izquierdo se escribe el n?mero de ?tomos 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 est? balanceado, pero el cloro no. Ponemos un 2 al HAL para tener dos ?tomos de cloro en los reactivos. Esto tambi?n modifica el hidr?geno y tambi?n queda bien, 2 ?tomos de hidr?geno en cada miembro.

Fe (s) + HAL (ac)

?

FeCl2 (ac) + H2 (g)

?

1-Fe-1

?

?

2-Cl-2

?

?

2-H-2

?

?

ESTEQUIOMETRIA

Parte de la qu?mica que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacci?n qu?mica.
Estas relaciones puede ser:

mol-mol

mol-gramos

gramos-gramos

mol-volumen

volumen-gramos

volumen-volumen

La parte central de un problema estequiom?trico es el FACTOR MOLAR cuya f?rmula se muestra a continuaci?n.

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 ECUACI?N BALANCEADA.

Para diferenciar el factor molar de los factores de conversi?n, se utilizan [corchetes ] para indicar el factor molar y (par?ntesis) para los factores de conversi?n.

?

RELACIONES MOL-MOL


Para la siguiente ecuaci?n balanceada:

4 Al + 3 O2

?

2 Al2O3


a) ?Cu?ntas moles de O2 reaccionan con 3.17 moles de Al?
b) A partir de 8.25 moles de O2, ?cu?ntas moles de Al2O3 (?xido de aluminio) se producen?

PASO 1
BALANCEAR LA ECUACI?N

Como en el problema propuesto la ecuaci?n est? ya balanceada, este paso se omite.

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

La sustancia deseada es aqu?lla 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 operaci?n 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 ox?geno el resultado final es 2.38 moles de O2.
b) A partir de 8.25 moles de O2, ?cu?ntas moles de Al2O3 (?xido de aluminio) se producen?

PASO 1
La ecuaci?n est? balanceada.

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

PASO 3
El dato est? en moles.

PASO 4

8.25 mol O2

[

2 moles de Al2O3 3 moles de O2

]

= 5.50 moles de Al2O3

?

La operaci?n realizada fue:

8.25 x 2 3

?

PASO 5

?

El problema ped?a moles de Al2O3, por tanto el resultado es:

5.50 moles de Al2O3

?

RELACIONES MOL-GRAMOS
La siguiente ecuaci?n muestra una reacci?n de combusti?n y est? balanceada:

2 C8H18 (g) + 25 O2 (g)

?

16 CO2 (g) + 18 H2O(g)

a) ?Cu?ntos gramos de C8H18 (octano) son necesarios para obtener 5.70 moles de CO2 (di?xido de carbono)?
b) Si se obtienen 55.0 g de vapor de agua, ?cu?ntas moles de O2 se utilizaron?

Resoluci?n del inciso a)
PASO 1: La ecuaci?n ya est? balanceada.

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

PASO 3: El dato est? 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 conversi?n 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

?

?

Resoluci?n del inciso b)
PASO 1: La ecuaci?n ya est? balanceada.

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

PASO 3: El dato est? en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversi?n 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 est? en moles que es la unidad requerida.

?

RELACI?N GRAMOS-GRAMOS

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

Resoluci?n

PASO 1: La ecuaci?n ya est? balanceada.


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

PASO 3: El dato est? en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversi?n 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 conversi?n 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

?


C?LCULOS CON VOLUMEN

Para realizar c?lculos estequiom?tricos con volumen, es necesario cumplir con tres requisitos:

1) Que la sustancia intervenga en la reacci?n en estado gaseoso.
2) Que la reacci?n se lleve a cabo en condiciones normales de temperatura y presi?n (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 presi?n.

Este dato del volumen molar nos permite establecer el factor de conversi?n de litros a moles.

1 MOL = 22.4 Litros

La siguiente ecuaci?n balanceada, muestra la reacci?n de combusti?n del etano.

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)

?

4 CO2 (g) + 6 H2O (g)


Calcule:
a) ?Cu?ntos litros de ox?geno reaccionan con 3.17 moles de C2H6 (etano)?
b) ?Cu?ntas moles de CO2 (bi?xido de carbono) se producen si se obtiene 13. 5 litros de vapor de agua?
c) ?Cu?ntos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bi?xido de carbono)?

PASO 1 : La ecuaci?n 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 est? 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 ox?geno, por tanto aplicamos el volumen molar para establecer el factor de conversi?n.

11.45 moles de O2

(

22.4 L
1 mol

)

= 256.48 L O2

b) ?Cu?ntas moles de CO2 (bi?xido de carbono) se producen si se obtiene 13. 5 litros de vapor de agua?

PASO 1: La ecuaci?n est? 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 est? en moles, aplicamos el factor molar.

= 0.60 moles H2O

[

4 moles CO2
6 moles H2O

]

= 0.40 moles de CO2

?

c) ?Cu?ntos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bi?xido de carbono)?

PASO 1: La ecuaci?n est? balanceada.

PASO 2:

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

PASO 3: Como el dato est? 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 relaci?n cuantitativa de los elementos que intervienen en una reacci?n qu?mica.

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

1.2. En qu?mica, la estequiometr?a (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, m?tr?n, 'medida') es el c?lculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes (o tambi?n conocidos como reactivos) y productos en el transcurso de una reacci?n qu?mica.

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

1.3. La estequiometr?a se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones qu?micas.

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 reacci?n qu?mica combin?ndose en proporciones definidas

Leyes Ponderales

  1. Ley de la Conservaci?n 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 qu?micos se unen y siempre en la misma proporci?n definida.

  1. Ley de las Proporciones M?ltiples (Dalton)

Cuando dos o m?s 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 relaci?n de n?meros enteros y sencillos

  1. Ley de Richter o Proporciones Rec?procas o Equivalentes

Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otro tercero son qu?micamente equivalentes entre s?. Este fue enunciado por el alem?n JB Richter en 1792.

Leyes Volum?tricas

  1. Ley? de Avogadro

A igual condiciones de presi?n y temperatura de todos los gases existen el mismo n?mero de mol?culas y por lo tanto el mismo n?mero 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 presi?n que esta sometido

  1. Ley Charles

A presi?n de el volumen de la masa de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (?K)

  1. Ley?? de Gay-Lussac

A volumen de la presi?n de la masa? de un gas varia en forma directamente proporcional con la temperatura absoluta

?

?

Componentes de una reacci?n qu?mica

  1. Reactivo Limitante

Es el reactivo que se ha consumido por completo en la reacci?n qu?mica limitando la cantidad de producto formado

  1. Reactivo en Exceso

Es el reactivo presente en mayor cantidad durante la reacci?n qu?mica 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 sedimentaci?n de las part?culas dispersas

Sedimentaci?n de las part?culas dispersas, mediante ultra centrifugaci?n

Sedimentaci?n Espont?nea o mediante centr?fugas comunes

Las part?culas no pueden separarse mediante la filtraci?n

Separaci?n de las part?culas dispersas mediante ultra centrifugaci?n

Separaci?n f?cil de las part?culas mediante filtros comunes

Las part?culas no son vistas por ning?n proceso

Las part?culas son vistas a ultra microscopio (sistema heterog?neo)

Las part?culas son vistas al microscopio com?n (sistema heterog?neo)

?

Clasificaci?n de las Soluciones

  1. De acuerdo al estado f?sico de la soluci?n

1.1? Soluciones s?lidas

Ejemplo: aleaci?n cobre-n?quel

1.2? Soluciones l?quidas

Ejemplo: sal de cocina-agua

1.3? Soluciones gaseosas

Ejemplo: aire atmosf?rico

  1. De acuerdo a los estados f?sicos del soluto y solvente

2.1 Soluciones s?lido-l?quido

Ejemplo: Sal de c ocina-agua

2.2? Soluciones l?quido- l?quido

Ejemplo: alcohol-agua

2.3? Soluciones gas-l?quido

Ejemplo: CO2 ?en bebidas gaseosas

2.4? Soluciones gas ? gas

Ejemplo: mezcla gaseosa (aire)

2.5? Soluciones s?lido- s?lido

Ejemplo: aleaci?n cobre ? n?quel

  1. De acuerdo a la naturaleza

3.1 Soluciones moleculares

Ejemplo: az?car ? agua, mol?culas de? C12H22O11 dispersos en H2O

3.2? Soluciones I?nicas

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

  1. De acuerdo a la proporci?n entre soluto y solvente

4.1? Soluci?n diluida

Soluci?n con poco soluto

4.2? Soluci?n concentrada

Soluci?n con mucho soluto

4.3? Soluci?n sobresaturada

Soluci?n que tienen disuelto una cantidad de soluto superior a la normal

4.4? Soluci?n saturada

Soluci?n cuando a determinada temperatura no es posible disolver m?s soluto, ejemplo: se a?ade sal de cocina lenta y progresivamente al agua a temperatura constante y a agitaci?n continua, la sal no se disuelve m?s, se deposita en el fondo 360 g en 11 de H2O (punto de saturaci?n)

?

?

?

?

Solubilidad

Es la m?xima 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 soluci?n o en un gramo de soluto por 100g de solvente.

Ejemplo:

La solubilidad del cloruro de sodio (sal de cocina) en agua a 20?C es de 360g por litro de soluci?n ? 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 i?nicos 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 l?quido, la solubilidad disminuye con la temperatura.

Para los s?lidos que se disuelven en l?quidos, 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.

Presi?n

No tiene mayor influencia en la solubilidad de s?lidos en l?quidos y de l?quidos en l?quidos pero en las soluciones de gas en l?quido, el aumento de la presi?n, incrementa el coeficiente de solubilidad tal como lo expresa la ley de Henry.

Ley de Henry (1803)

La solubilidad es directamente proporcional a la presi?n del gas sobre el l?quido

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

La ley de Henry manifiesta que la solubilidad o concentraci?n es proporcional a la presi?n parcial con la siguiente f?rmula:

C= kP

C= solubilidad (concentraci?n)

K= constante de proporcionalidad

P= presi?n parcial del gas

?Factores que influyen en la velocidad de Disoluci?n

Tama?o de la Part?cula

Mientras mas peque?as sean las part?culas del soluto, mas r?pida es la disoluci?n, ejemplo un t err?n de az?car s?lido se disolver? mas lentamente que la misma cantidad de gr?nulos peque?os

Velocidad de Agitaci?n

La agitaci?n a la mezcla del soluto y solvente aumenta la disoluci?n del soluto

Temperatura

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

Concentraci?n de Soluciones

Concentraci?n

Es la cantidad de soluto presente en una cantidad de soluci?n

La concentraci?n de una soluci?n puede expresarse en unidades f?sicas y qu?micas.

Unidades F?sicas

Porcentaje de peso a peso (% P/P)

Es la cantidad en gramos por 100g de la soluci?n, 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 soluci?n al 10% de NaCl en agua de peso a volumen (10g de soluto en 100ml de soluci?n)

Soluci?n

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 est? contenido en 30ml de soluci?n cuya concentraci?n es el 12%

Porcentaje de volumen (%V/V)

Se refiere al volumen de soluto en ml, por cada 100ml de soluci?n

Ejemplo:

Una soluci?n de alcohol absoluto al 40% de volumen contiene 40 ml de alcohol en 100 ml de soluci?n.

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 l?quidos en l?quidos.

?

?

?

?

Ejercicio:

Si a 15?C se a?ade, 50ml de etanol (C2H5OH) a 53.73ml de agua se forman 100ml de soluci?n (muchas disoluciones se efect?an con aumento o disminuci?n de volumen) Calcular Cv

?

?

Datos e Inc?gnitas

F?rmulas

C?lculos y Resultados

?

VS = 50 ml ( C2H5OH)

Vd = 53.73 ml H2O

V disol= 100 ml

Cv=?

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Partes por mill?n (ppm)

Partes por mill?n

Un kilogramo de soluto por un mill?n de kilogramos de soluci?n

Este sistema es usado para expresar peque?as cantidades de soluto disuelto en grandes cantidades de disoluci?n

Equivalencias:

1ppm= 1 g de soluto por 1.000.000 g de soluci?n

1ppm= 1 mg de soluto por 1.000.000ml de soluci?n

1ppm= 1 mg de soluto por 1 l de soluci?n

Unidades Qu?micas

Concentraci?n Molar o Molaridad (M)

Es el n?mero de moles del soluto contenidos en un litro de soluci?n, es decir, cuantas moles del soluto existen en un litro de soluci?n.

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Paginas Web

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

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Publicado por carmenerazo @ 1:49
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