1. Volumen molar (JOSE)
1.1. Volumen molar es un concepto que se utiliza en el ámbito de la química. La noción se emplea para nombrar al volumen ocupado por un mol de una sustancia, utilizándose como unidad de referencia al metro cúbico por mol.
2. Número de Avogadro (Rebeca)
2.1. El numero o constante de Avogadro, es el numero de partículas constituyentes de una sustancia que se pueden encontrar en la cantidad de un mol de la sustancia. El valor aceptado de esta constante es de 6,02214087(62) x 1023 mol-1.
3. Ley de Conservación de Materia (Saúl)
3.1. La Ley de conservación de la materia establece que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma; de manera análoga, la Ley de conservación de la energía establece que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Esto significa que en todos los fenómenos del universo, la cantidad de energía y de materia existentes antes y después de dicho fenómeno son las mismas, aunque sus formas hayan cambiadoLa Ley de conservación de la materia establece que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma; de manera análoga, la Ley de conservación de la energía establece que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Esto significa que en todos los fenómenos del universo, la cantidad de energía y de materia existentes antes y después de dicho fenómeno son las mismas, aunque sus formas hayan cambiado
3.1.1. La descomposición de la fruta Es notable la reducción del tamaño del alimento a medida que se degrada. Esa materia se transforma en gases que se liberan en el ambiente. Fundir hielo Al dejar un vaso con hielo a temperatura ambiente el hielo se derrite. La cantidad de sustancia que queda en el recipiente es la misma, solo se altera su estado. Hervir agua La ebullición del agua nos sirve también de ejemplo, ya que cuando hierve, el agua se consume y se transforma en vapor, que permanece en el ambiente. Objetos oxidados Los objetos metálicos, generalmente de hierro, se oxidan debido a su exposición al oxígeno. El oxígeno reacciona con el metal generando una capa de óxido en su superficie.
4. Ley de las proporciones múltiples (Saúl)
4.1. La ley de las proporciones múltiples establece que si dos elementos forman más de un compuesto cuando reaccionan entre sí, entonces la proporción de las masas con que uno de ellos se combina con una masa fija del otro, es igual a una relación de números enteros pequeños.
4.1.1. CO-CO2 : ste ejemplo explica de forma sencilla cómo funciona la ley de proporciones múltiples; en el CO (monóxido de carbono), hay 1.333 gramos de oxígeno por cada gramo de carbono. En el dióxido de carbono (CO₂), hay 2.666 gramos de oxígeno por cada gramo de carbono. Por tanto, la proporción de oxígeno en ambos compuestos es 1:2, un número entero pequeño.
4.1.2. H2O-H2O2 En un mol de H2O, 2 gramos de hidrógeno se combinan con 16 gramos de oxígeno. Mientras, en un mol de H2O2, 2 gramos de hidrógeno se combinan con 32 gramos de oxígeno. Para comprobar si se cumple esta ley, debemos fijar una misma masa para uno de los elementos en ambos compuestos. Esta vez es el hidrógeno: 2 gramos.
4.1.3. SO2-SO3 En un mol de SO2, 32 gramos de azufre se combinan con 32 gramos de oxígeno. Mientras, en un mol de SO3, 32 gramos de azufre se combinan con 48 gramos de oxígeno. La masa del azufre es la misma para ambos compuestos, así que podemos comparar directamente las proporciones de oxígeno: SO2: 32 gramos O SO3: 48 gramos O
4.2. Si dos elementos A y B se combinan para formar más de un compuesto, entonces los cocientes de las masas relativas de cada elemento que se puede combinar puede representarse por un conjunto característico de números enteros y pequeños.
5. Relaciones estequiométricas (laura)
5.1. Mol-Mol
5.1.1. La sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia deseada se pide en moles.
5.1.1.1. Si se suministran a la reacción 4 moles de hidróxido de sodio (NaOH), ¿Cuántos moles de Na2SO4 se obtendrán? H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O. Solucion: 4mol NaOH(1mol Na2SO4/2 mol NaOH)= 2mol Na2SO4
5.2. Masa-Masa
5.2.1. La cantidad de sustancia que se conoce y la que se busca esta en gramos
5.2.1.1. ¿Cuántos gramos de NaOH son necesarios para obtener 500g de NaClO? 2NaOH+02=NaClO+H2O Solución: 500g NaClO(1mol NaClO/ 74g NaClO)(2mol NaOH/ 1mol NaClO)(40g NaO/ 1mol NaOH)
5.3. Masa-Mol
5.3.1. Una de las sustancias se expresa en gramos y la otra en moles
5.3.1.1. ¿Que cantidad en gramos de oxigeno se produciran a partir de 5 moles de KClO3 de acuerdo con la siguiente reacción? 2KClO3=2KCl+302 Solución: 5mol KClO3(1 mol 02/ 2mol KClO3)(96g O2/ 1mol 02)
5.4. Mol-Masa
5.4.1. La primer sustancia se expresa en moles y la otra en gramos
5.4.1.1. 5mol KClO3x 32g O2/1mol=160g
5.5. Masa-Volumen
5.5.1. Se expresa la cantidad de masa de soluto contenida en una cantidad de volumen de disolución
5.5.1.1. Cuántos gramos de zinc se necesitan para producir 11.2 litros de hidrógeno, cuando este metal reacciona con ácido clorhídrico. Zn + 2HCI ⇒ ZnCl2 + H2^
5.6. Masa-Moléculas
5.6.1. Se multiplica la masa por el numero de átomos para dar la masa molecular
5.6.1.1. O2= 16x2= 32 g
6. Porcentaje de Rendimiento(laura)
6.1. Relación que nos indica qué cantidad de un producto de una reacción química se obtiene realmente al llevar a cabo dicha reacción por cada 100 partes
6.1.1. Porcentaje de rendimiento= (rendimiento real / rendimiento teórico) x 100%
7. Estequiometria (Rebeca)
7.1. La estequiometria consiste en calcular, de manera cuantitativa, las relaciones que establecen los productos y los reactivos en el marco de una reacción química.
7.1.1. Es importante ya que gracias a esto podemos obtener una cantidad de producto sabiendo si es rentable o no.
8. Materia (Irving)
8.1. La materia es el conjunto de elementos que constituyen de la realidad perceptible, es decir, construye las sustancias a nuestro mundo y a nosotros mismos.
9. Átomos (Irving
9.1. ConcepLos átomos tienen las propiedades del elemento químico que componen y, a su vez, los elementos están organizados y clasificados según sus números atómicos, configuración electrónica y propiedades químicas en la Tabla Periódica de los elementos. Un mismo elemento químico puede estar compuesto por distintos átomos de la misma clase.
10. Moles (Elihu)
10.1. El mol se define de la siguiente fo rma: “el mol, símbolo mol, es la un idad SI de cantidad de sustancia de una entidad e lemental, la cual puede ser un á tomo, molécula, ion, electrón, o c ualquier otra partícula o un grupo específico de tales partículas; su magnitud se establece mediante la fijación del valor numérico de
11. Masa (Elihu)
11.1. Molar
11.1.1. la masa molar (símbolo M) de sustancia dada es una propiedad física definida como su masa por unidad de cantidad de sustancia. su unidad de medida es el SI es kilogramo por mol (kg/mol)sin embargo, por razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por el mol (g/mol)
11.2. Molecular
12. Las moléculas están conformadas p or átomos (dos o más) agrupados e n forma definida, enlazados de modo covalente, componiendo el primer elemento de los cuerpos. La masa molecular de una sustancia se obtiene mediante la suma de las masas atómicas de los elementos que constituyen la molécula.
13. Reactivo Limitante y Excedente (José)
13.1. El reactivo en exceso será aquel que no se agote por completo durante la reacción. La cantidad de producto que se obtenga de la reacción, dependerá siempre de la cantidad de reactivo limitante que se tenga en la reacción.
13.1.1. AI2O3 + 3K2CrO4 = AI2(CrO4)3 + 3K2O
13.1.2. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.