QUÍMICA 10 GRADO
1. Método científico: Es
aquel en el cual se desarrollan una serie de procedimientos para poder realizar
una actividad o investigación. Sus pasos son:
-Observación del fenómeno:
En este paso intentamos entender y comprender por qué y como ocurre el fenómeno
para lo que usamos los sentidos.
-Formulación de Hipótesis Es la
explicación que nos damos ante el hecho observado, planteamos una
posible solución del fenómeno.
-Experimentación: Consiste en la verificación o comprobación de la
hipótesis. La experimentación determina la validez de las posibles
explicaciones que nos hemos dado y decide el que una hipótesis se acepte o se
deseche.
-Formulación de Hipótesis: En este paso
elaboramos los resultados obtenidos en la experimentación.
-Formulación de Leyes: Esta ley consiste en un conjunto de hechos derivados de
observaciones y experimentos debidamente reunidos, clasificados e interpretados
que se consideran demostrados.
2. Temperatura y calor: La temperatura es el valor promedio de la energía cinetica de las partículas que tiene un cuerpo.
El calor es la cantidad de energía que gana o pierde un cuerpo.
2.1. Escalas termométricas mas importantes:
- Escala Celsius o Centigrada: La escala Celsius o centígrada asigna el valor cero al punto de congelación o solidificación del agua y el valor 100 al punto de ebullición de la misma a la presión de una atmósfera.
-Escala Kelvin: La escala Kelvin está basada en la idea del cero absoluto, la temperatura en la que todo el movimiento molecular se para y no se puede detectar ninguna energía. Es así que el punto de congelamiento del agua es 273.15 Kelvin y 373.15 K es el punto de ebullición del agua.
-Escala Farenheit: Fahrenheit midió la temperatura del agua hirviendo a 212°F en su propia escala. Más tarde, Fahrenheit ajustó el punto de congelamiento del agua hirviendo de 30°F a 32°F, haciendo que el intervalo entre el punto de ebullición y el de congelamiento del agua fuera de 180 grados.
2.2. Formulas de conversión:
| De | hacia Fahrenheit | hacia Celsius | hacia Kelvin |
| ºF | F | (ºF - 32)/1.8 | (ºF-32)*5/9+273.15 |
| ºC | (ºC * 1.8) + 32 | C | ºC + 273.15 |
| K | (K-273.15)*9/5+32 | K - 273.15 | K |
3. Naturaleza de la luz
La luz presenta una naturaleza compleja: depende de cómo la observemos se manifestará como una onda o como una partícula. Estos dos estados no se excluyen, sino que son complementarios.
Teoría corpuscular: La teoría corpuscular estudia la luz como si se tratase de un torrente de partículas sin carga y sin masa llamadas fotones, capaces de portar todas las formas de radiación electromagnética.
Teoría corpuscular: La teoría corpuscular estudia la luz como si se tratase de un torrente de partículas sin carga y sin masa llamadas fotones, capaces de portar todas las formas de radiación electromagnética.
Teoría ondulatoria:Esta teoría, desarrollada por Christian Hyugens, considera que la luz es una onda electromagnética, consistente en un campo eléctrico que varía en el tiempo generando a su vez un campo magnético y viceversa, ya que los campos eléctricos variables generan campos magnéticos (ley de Ampère) y los campos magnéticos variables generan campos eléctricos (ley de Faraday). De esta forma, la onda se autopropaga indefinidamente a través del espacio, con campos magnéticos y eléctricos generándose continuamente.
4. Modelos atómicos:
4.1. Modelo de Dalton: Sus postulados son:
1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
3. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
4.2. Modelo de Thomsom: En este modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudin de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una nube de
carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.
4.3. Modelo de Rutherford: El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.
Rutherford Llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa. El se baso en su experimento de la lamina de oro.
4.4. Modelo de Bohr: Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905. Algunos de sus postulados eran: Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía. El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.
5. Estructura del átomo: La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleones, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases:
Protón: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10–27 kg. y una masa 1837 veces mayor que la del electrón.
Neutron: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10-27 kg).
Al número de protones que tiene un átomo se le llama numero atómico y se representa con Z. Cuando el átomo esta neutro el numero de protones es igual al de electrones.
La suma del número de protones y neutrones se denomina Número Másico: (A).
5.1. Isotopos: Estos son Átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en masa.
5.2. Isobaros: Se denominan isobaros a los distintos núcleos atómicos con el mismo número de masa (A), pero diferente número atómico (Z).
6. Configuración electrónica: Es aquella en la cual los electrones de un átomo se van ubicando en los subniveles por orden creciente de energía de estas.
6.1.El número cuántico principal n Este
número cuántico indica la distancia entre el núcleo y el electrón, medida en
niveles energéticos, pero la distancia media en unidades de longitud también
crece monótonamente con n. Los valores de este número, que corresponde al
número del nivel energético, varían entre 1 e infinito, mas solo se conocen
átomos que tengan hasta 7 niveles energéticos en su estado fundamental. El numero máximo de electrones en un nivel energético viene determinado con la formula 2N al cuadrado.
6.2. El numero cuántico azimutal(l): indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. El numero total de electrones de un subnivel esta determinado por la formula (2l+1)x2.
6.3. El número cuántico magnético (m, ml), Indica la
orientación espacial del subnivel de energía, "(m =
-l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m.
6.4. El número cuántico de espín (s, ms),
indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores
1/2 y -1/2.
7. Propiedades de los elementos: Estas no son arbitrarias, si no que dependen de la estructura del átomo y varían de manera ordenada con el numero atómico.
7.1. Propiedades no periódicas de los elementos: Algunas de las propiedades que no cumplen con la tabla periódica son:
7.1.1. Carga nuclear: Es la que es proporcional al numero atómico y que por definiciones igual al numero de protones.
7.1.2. Masa atómica: Es el promedio ponderado de la suma de protones y neutrones.
7.1.3. Calor especifico: Es la cantidad de calor necesario para elevar un grado C la temperatura de un gramo de sustancia.
7.2. Propiedades periódicas de los elementos:
7.2.1. Volumen atómico: Es el volumen que ocupa un mol de átomos de elementos. Es igual a la masa atómica sobre la densidad.
7.2.2. Densidad: Es una magnitud referida a la cantidad de masa contenida en un determinado volumen.
7.2.3. Radio atómico: Indica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital mas externo del átomo.
7.2.4. Radio covalente: Es la mitad de la distancia de 2 átomos iguales que forman un enlace covalente.
7.2.5. Radio ionico: Es la distancia entre el centro del núcleo y el el electrón estable mas alejado del ion.
7.2.6. Energía de ionización: Es la energía necesaria para separar un electrón de un atomo en su estado fundamental y su fase gaseosa.
7.2.7. Afinidad electrónica: Se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental captura un electrón y forma un ion.
7.2.8. Electronegatividad: Es una serie de valores numéricos arbitrarios asignados para atraer hacia el los electrones, cuando forma un enlace con una molécula.
7.2.9. Numero de oxidación: Es un numero entero que representa el numero de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
8. Enlaces químicos: Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos
se enlazan entre si, ceden,
aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se
unirá un átomo con otro y las características del enlace.Los elementos al combinarse
unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener
8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.
8.1. Enlaces covalentes: Características: Esta basado en el compartir de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, Comparten. Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales. Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son: Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso. Son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
Características: Esta formado por metal + no metal. No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones. Sus propiedades son: Son sólidos a temperatura ambiente. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Son solubles en solventes polares como el agua.
8.2. Enlace ionico: En este 2 o mas átomos se combinan.
Características: Esta formado por metal + no metal. No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones. Sus propiedades son: Son sólidos a temperatura ambiente. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Son solubles en solventes polares como el agua.
9. Sólidos metálicos: Los átomos metálicos se caracterizan por tener en el ultimo nivel de energía pocos electrones de valencia, los cuales recorren la red cristalina, y para los cuales no es fácil formar moléculas, tampoco iones.
9.1. Propiedades de los sólidos metálicos:
| - Conductividad eléctrica elevada. La presencia de un gran número de electrones móviles explica por qué los metales tienen conductividades eléctricas varios cientos de veces mayores que los no metales. La plata es el mejor conductor eléctrico pero es demasiado caro para uso normal. El cobre, con una conductividad cercana a la de la plata, es el metal utilizado habitualmente para cables eléctricos. - Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia. - Ductilidad y maleabilidad. La mayoría de los metales son dúctiles (capaces de ser estirados para obtener cables) y maleables (capaces de ser trabajados con martillos en láminas delgadas). En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.
|
10.4. La fórmula
desarrollada es más compleja que la fórmula
semidesarrollada. Indica todos los enlaces representados sobre un plano
cartesiano, que permite observar ciertos detalles de
la estructura que resultan de gran interés.
10.5. La fórmula de Lewis,
diagramas de Lewis o estructura de Lewis de una molécula indica el número total
de átomos de esa molécula con sus respectivos electrones de valencia (representados
por puntos entre los átomos enlazados o por una rayita por cada par de electrones).
11. Función oxido: Son compuestos binarios inorgánicos que resultan de la combinación del oxigeno mas cual quier otro elemento. Cuando el oxigeno esta unido a un metal se dice que es un óxido básico y cuando es la unión de un oxido con un no metal se llama oxido ácido.
11.1. Nomenclatura de óxidos: Existen 3 métodos para nombrar a los óxidos:
11.1.1. La nomenclatura tradicional toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos. |
- Cuando el elemento tiene un solo estado de
oxidación:
|
Se
nombra: "OXIDO" + nombre del elemento.
Ejemplo: CaO = Oxido de Calcio Sabiendo que Ca tiene como estado de oxidación 2 y O tiene -2 |
- Cuando el elemento tiene dos estados de
oxidación:
|
Si
se toma el estado de oxidación menor:
Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: Bi2O3 = Oxido Bismutoso Sabiendo que Bi tiene como estado de oxidación 3 y O tiene -2 Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejemplo: Bi2O5 = Oxido Bismutico Sabiendo que Bi tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2 |
Cuando el elemento tiene tres estados de
oxidación:
|
-Si se toma el estado de oxidación menor:
Se nombra: "OXIDO" + prefijo "HIPO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: P2O3 = Oxido hipofosforoso Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 3 y O tiene -2 -Si se toma el estado de oxidación intermedio: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: PO2 = Oxido fosforoso Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 4 y O tiene -2 -Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejemplo: P2O5 = Oxido fosforico Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2 |
- Cuando tiene cuatro estados de oxidación:
|
Si se toma el estado de oxidación menor:
Se nombra: "OXIDO" + prefijo "HIPO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: Cl2O = Oxido hipocloroso Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 1 y O tiene -2 -Si se toma el estado de oxidación intermedio menor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejm: Cl2O3 = Oxido cloroso Sabiendo que Cl tiene como estados de oxidación 3 y O tiene -2 -Si se toma el estado de oxidación intermedio mayor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejemplo: Cl2O5 = Oxido clorico Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2 -Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "PER" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejemplo: Cl2O7 = Oxido perclorico Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 7 y O tiene -2.
|
HF-----Floruro de hidrógeno.(Solución solida)
13. Hidróxidos: Son sustancias que se forman por la combinación de un oxido no metálico mas agua. Ejemplo:
CaO + H2O ---------------- CaO2H2 o Ca(OH)2
14. Balanceo de ecuaciones: En la química tradicional así como en la química moderna, se aplica un principio fundamental el cual es el de la conservación de la materia y la ley de Lavoisier.
14.1. Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
13. Hidróxidos: Son sustancias que se forman por la combinación de un oxido no metálico mas agua. Ejemplo:
CaO + H2O ---------------- CaO2H2 o Ca(OH)2
14.1. Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de
la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
-H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
-5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a
las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
H2O + N2O5= NHO
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro
(H2O). Para ello, con solo agregar
un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrógeno.
H2O + N2O5 =2 NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos
dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo
miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido
nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Ejemplo:
HCl + Zn =ZnCl2 H2
2HCl + Zn =ZnCl2 H2
KClO3 =KCl + O2
2 KClO3= 2KCl + 3O2
14.2.Balanceo de ecuaciones por el método algebraico
Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes pasos:
1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal(variable o letra) y a la flecha de reacción el signo de igual.
Fe + O2 =Fe2O3
A B C
2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica
Para el Hierro A = 2C
Para el Oxigeno 2B = 3C
3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C
Por lo tanto si C = 2
Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:
2B = 3C
2B = 3(2)
B = 6/2
B = 3
Los resultados obtenidos por este método algebraico son
A = 4
B = 3
C = 2
Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación
4Fe + 3O2= 2 Fe2O3
14.3. Método de oxirreducción: En este método utilizamos los números de oxidación de los reactivos y de los productos para asi hallar los coeficientes de ambos.
15. Ley de Boyle: Es una de
las leyes de los gases ideales que relaciona
el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente
proporcional a la presión:
PxV=K
K es una constante.
De esto sacamos que: P1xV1=P2xV2
16.Ley de Charles: Esta dice que a presión constante el volumen es directamente proporcional a la temperatura.
V/T=K
La temperatura debe estar en grados Kelvin.
K es una constante.De esto sacamos que:
V1/T1=V2/T2 o V1/V2=T1/T2
17. Ley de Avogadro: Dice que el volumen de un gas es directamente proporcional al numero de partículas y no a su masa como ocurre con los sólidos y líquidos.
18. Ley de Dalton de las presiones parciales: Dice que la presión total de una mezcla de gases, que no se licuan entre si, es igual a la suma de presiones parciales de cada una de ellas.
Ptotal=P1+P2+P3......
19. Ley de Graham(Ley de difusión de gases): Esta dice que el cociente de sus velocidades de difusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada del cociente de sus masa moleculares.
Va/Vb= raíz cuadrada(Mb/Ma)
20. Propiedades de los líquidos :Algunos son
-Volumen definido(Su volumen no varia).
-Se adaptan a la forma del recipiente que los contiene.
-Difusión:Al realizar la mezcla de 2 líquidos, las moléculas de uno de ellos se difunde en la moléculas del otro a menor velocidad que en un gas.
-Viscosidad(A mayor viscosidad fluyen mas lentamente).
-Fluidez: Tienen la capacidad de poder pasar por cualquier orificio.
-Incompresibilidad(Son incompresibles debido a que sus moléculas estan considerablemente unidas).
-Capilaridad: Es la capacidad de subir un tubo capilar.
-Tensión superficial(Cada molécula de un líquido se desplaza bajo la influencia de sus moléculas vecinas.
21. Propiedades de los sólidos: Algunas son
-Volumen definido.
-Forma definida.
-Incompresibilidad(Sus moléculas no se pueden unir mas).
-Tienen la capacidad de formar cristales al ser calentados a 200 grados.
21.1. Clases de sólidos:
21.1.1. Amorfos: Presentan sus átomos en forma desordenada, de tal manera que carece de forma.
21.1.2. Cristalinos: Sus átomos se disponen de manera ordenada.
22. Soluciones: Es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias, que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Describe un sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas o disueltas en forma homogénea en otra sustancia. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua.
22.1. Soluto: Es aquel que se encuentra generalmente en menor cantidad y se conoce como fase dispersa.
22.2. Solvente: Es aquella que se encuentra en mayor proporción en la solución generalmente y se conoce como fase dispersante.
22.3. Clases de solución según su estado: pueden ser soluciones gaseosas(gas disuelto en gas),como el aire; soluciones líquidas si es un gas disuelto en líquido, o un sólido disuelto en liquido o liquido disuelto en liquido; o solución solida(sólido disuelto en sólido).
22.4. Clases de solución según su cantidad de soluto:
- Insaturadas o diluidas: Son aquellas en las cuales el soluto se encuentra en menor cantidad que el solvente.
-Saturadas: Son aquellas en las que el soluto abarca la capacidad de disolucion de los solventes.
22.5. Concentración de las soluciones: Las concentraciones son aquellas que nos ayudan a medir la cantidad de soluto que esta disuelta en el solvente. Estas son:
-Concentración física: Sus unidades son porcentaje de masa. Su fórmula es:
(cantidad de soluto/cantidad de solución)x100
- Porcentaje volumen volumen: Es igual a las concentraciones que se utilizan en los líquidos y así tenemos que es igual al volumen. Su fórmula es:
(volumen del soluto/volumen de la solución)x100
- Porcentaje masa volumen: Corresponde a (la masa del soluto en gramos/el volumen de la solución)x100
- Partes por millón(ppm): Se utiliza para medir concentraciones muy pequeñas. Sus fórmulas son: (masa del soluto/masa de la solución x1000000 o (mg del soluto/Litros de la solución)x1000000
Nota: Los slashs significan división.
23. Reactivo limite: El reactivo limite es el reactivo que en una reacción química determina, o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración limitante a la anterior. Cuando una ecuación está balanceada. Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que no se consumen parcialmente son los reactivos en exceso. Una manera de hallar el reactivo limite es: si tenemos que la formula es
aX+bY=cZ, siendo a b y c sus coeficientes Si:
-numero moles de X/numero de moles Y>a/b entonces Y es el reactivo limite.
-numero moles de X/numero moles de Y<a/b entonces X es el reactivo limite.
Si se tienen mas de 2 reactivos entonces: se divide el numero de mole entre el coeficiente respectivo
numero de moles x/a numero de moles Y/b numero de moles en otro/ su coeficiente
el de menor cociente sera el reactivo limite.
Nota: La ecuación debe estar balanceada.
Otros links de mis compañeros de salón son:
http://carolinaobregonosorio.blogspot.com/
http://thesquirrelhood.blogspot.com/
19. Ley de Graham(Ley de difusión de gases): Esta dice que el cociente de sus velocidades de difusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada del cociente de sus masa moleculares.
Va/Vb= raíz cuadrada(Mb/Ma)
20. Propiedades de los líquidos :Algunos son
-Volumen definido(Su volumen no varia).
-Se adaptan a la forma del recipiente que los contiene.
-Difusión:Al realizar la mezcla de 2 líquidos, las moléculas de uno de ellos se difunde en la moléculas del otro a menor velocidad que en un gas.
-Viscosidad(A mayor viscosidad fluyen mas lentamente).
-Fluidez: Tienen la capacidad de poder pasar por cualquier orificio.
-Incompresibilidad(Son incompresibles debido a que sus moléculas estan considerablemente unidas).
-Capilaridad: Es la capacidad de subir un tubo capilar.
-Tensión superficial(Cada molécula de un líquido se desplaza bajo la influencia de sus moléculas vecinas.
21. Propiedades de los sólidos: Algunas son
-Volumen definido.
-Forma definida.
-Incompresibilidad(Sus moléculas no se pueden unir mas).
-Tienen la capacidad de formar cristales al ser calentados a 200 grados.
21.1. Clases de sólidos:
21.1.1. Amorfos: Presentan sus átomos en forma desordenada, de tal manera que carece de forma.
21.1.2. Cristalinos: Sus átomos se disponen de manera ordenada.
22. Soluciones: Es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias, que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Describe un sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas o disueltas en forma homogénea en otra sustancia. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua.
22.1. Soluto: Es aquel que se encuentra generalmente en menor cantidad y se conoce como fase dispersa.
22.2. Solvente: Es aquella que se encuentra en mayor proporción en la solución generalmente y se conoce como fase dispersante.
22.3. Clases de solución según su estado: pueden ser soluciones gaseosas(gas disuelto en gas),como el aire; soluciones líquidas si es un gas disuelto en líquido, o un sólido disuelto en liquido o liquido disuelto en liquido; o solución solida(sólido disuelto en sólido).
22.4. Clases de solución según su cantidad de soluto:
- Insaturadas o diluidas: Son aquellas en las cuales el soluto se encuentra en menor cantidad que el solvente.
-Saturadas: Son aquellas en las que el soluto abarca la capacidad de disolucion de los solventes.
22.5. Concentración de las soluciones: Las concentraciones son aquellas que nos ayudan a medir la cantidad de soluto que esta disuelta en el solvente. Estas son:
-Concentración física: Sus unidades son porcentaje de masa. Su fórmula es:
(cantidad de soluto/cantidad de solución)x100
- Porcentaje volumen volumen: Es igual a las concentraciones que se utilizan en los líquidos y así tenemos que es igual al volumen. Su fórmula es:
(volumen del soluto/volumen de la solución)x100
- Porcentaje masa volumen: Corresponde a (la masa del soluto en gramos/el volumen de la solución)x100
- Partes por millón(ppm): Se utiliza para medir concentraciones muy pequeñas. Sus fórmulas son: (masa del soluto/masa de la solución x1000000 o (mg del soluto/Litros de la solución)x1000000
Nota: Los slashs significan división.
23. Reactivo limite: El reactivo limite es el reactivo que en una reacción química determina, o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración limitante a la anterior. Cuando una ecuación está balanceada. Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que no se consumen parcialmente son los reactivos en exceso. Una manera de hallar el reactivo limite es: si tenemos que la formula es
aX+bY=cZ, siendo a b y c sus coeficientes Si:
-numero moles de X/numero de moles Y>a/b entonces Y es el reactivo limite.
-numero moles de X/numero moles de Y<a/b entonces X es el reactivo limite.
Si se tienen mas de 2 reactivos entonces: se divide el numero de mole entre el coeficiente respectivo
numero de moles x/a numero de moles Y/b numero de moles en otro/ su coeficiente
el de menor cociente sera el reactivo limite.
Nota: La ecuación debe estar balanceada.
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