¿Quema o recubre? Ácidos y bases

Hoy vamos a hablar, de la manera más corta y acertada posible, acerca del... trrrrr *redoble de tambores por favor* .................................

¡pH! o Potencial de Hidrógeno. 

Todas las sustancias que utilizamos en nuestra vida cotidiana tienen un pH diferente, este término nos indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución, se trata de una medida de la acidez de una disolución. 

Aquí te dejo una tablita con las propiedades de los ácidos y las bases para que sepas diferenciarlas: 

Veamos qué es la acidez o alcalinidad para que quede claro, para determinarla se utiliza la escala de pH, que va de 0 a 14. Así, cuando la sustancia marca un pH de 7, la llamamos sustancia neutra, si es menor a ese valor entonces es ácida  y si es mayor será alcalina o básica

Por último tocaré el tema de la fórmula del pH, las concentraciones de [H3O^+] y [OH^-] en disolución, tienen como resultados, cantidades muy pequeñas que se hace incómodo manejar, por lo cual, se utiliza la forma más rápida y práctica para medir la acidez y basicidad de una disolución, es decir, utilizando el concepto de pH.

Por definición, el pH de una disolución es el logaritmo negativo de una expresión numérica de la concentración molar de iones [H3O^+]. Así, una disolución acuosa vale:  

Te dejo por aquí un link a un video que te puede ayudar a entender mejor la aplicación de esta fórmula en compuestos: Video del pH

Eso sería en resumidas cuentas todo por hoy, espero que la información te haya sido útil y comprendas la importancia de conocer estos datos pues recuerda que química hay en todos lados y a todas horas.

Fuente: Evelia Murillo Gutiérrez q. (2016). Química II. México: Umbral 

Secretos de la Estequiometría Revelados

PROBLEMARIO DE ESTEQUIMETRÍA 

La importancia de los cálculos estequiométricos es que en la fabricación de productos químicos es uno de los esfuerzos industriales más grandes del mundo. Las química es la base de cualquier sociedad industrial. Dependemos de ella respecto a productos que utilizamos a diario como gasolina, alimentos y medicinas de la industria alimentaria; telas y ropa de las industrias textiles; casi todo lo que compramos diariamente se fabrica mediante algún proceso químico o al menos incluye el uso de productos químicos.

PROBLEMARIO DE ESTEQUIOMETRIA.

1. ¿Qué masa de óxido de aluminio se obtiene si reaccionan 54 g de aluminio con suficiente oxígeno? La ecuación química ajustada es la siguiente:

4 Al + 3O2 → 2 Al2O3

Procedimiento:
4Al - 2Al 2(*) O 3(*)

108g - 204gmol

54g - 102g

Resultado: 102g        Relación: masa-masa


2. Para obtener oxígeno en el laboratorio se descompone el clorato de potasio (KClO3) en cloruro de potasio (KCl) y dioxígeno (O2), calentando en presencia de un catalizador. ¿Cuántos moles de oxígeno obtendrás si descompones 306 g de KClO3?
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

Procedimiento:
2KClO 3(*) - 3O 2(*)
246g - 3 moles
306g - 3.7 moles

Resultado: 3.7 moles     Relación: masa-mol

3. De acuerdo con la siguiente reacción, ¿Qué volumen de oxígeno se consume para quemar 10 g de azúcar? Balancear la ecuación:

C12H22O11 + O2 → CO2 + H2O

Procedimiento
C 12(*) H 22(*) O 11(*) - 12O 2(*)
342g - 268.8 l
10g - 7.85 l

Resultado: 7.85 litros       Relación: volumen- masa

4. El análisis de un compuesto dio la siguiente composición: K: 26,57% Cr: 35,36% O: 38,07%. Calcula la fórmula empírica del compuesto.
Procedimiento
K= 26.57
Cr= 35.36
O= 38.07

K= 26.57/39= 0.68/0.68= 1(2)= 2
Cr= 35.36/52 = 0.68/0.68 = 1(2) = 2
O= 38.07/16 = 2.38/0.68 = 3.5(2) = 1

Resultado: (K 2(*) Cr) 2(*) O 7(*)     FÓRMULA MÍNIMA

5. Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien: 19,3% de Na, y 26,9% de S y 53,8% de O. Su peso molecular es 238. Calcula la fórmula molecular.
6. Considere la siguiente reacción: Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?
2NH3 + CO2 à (NH2)2CO+ H2O

Na= 19.13
S= 26.9
O= 53.8

Na= 19.3/23 = 0.8/0.8 = 1
S= 26.9/32 = 0.8/0.8 = 1
O= 53.8/16 = 3.3/0.8 = 4

P.M= 2NaSO 4(*)
Na 2(*)  S 2(*) O 8(*)


7. La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
Procedimiento
2H 2(*) S - 35
68g - 96g
6.8 - 9.6

% rend = 8.2/9.6 x100 = 85.41%


8. La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Identifica al reactivo limitante y reactivo en exceso.

Procedimiento
Sb4 - 4SbCl 3(*)
488g - 908g
3 - 5.5g
EXCESO

6Cl 2(*) - 4SbCl 3(*)
420g - 908g
2 - 4.32g
LIMITANTE


% rendimiento = 3.65/4.32 x100 = 84.4


En conclusion la estequiometría es una herramienta crucial para una industria, en el que a partir de una ecuación quimica podemos extraer mucha informacion y establecer relaciones para la optimización de un producto sea jabón, gasolina u otros, ademas una ventaja es que tambien en las ecuaciones se pueden obtener datos de cantidad, de eficiencia y de resultados.

Si desean descargar este problemario les dejo el link donde podrán encontrar el archivo PDF: Descargar Aquí Problemario

Bibliografía
Anónimo. (2015). Estequiometría. Marzo 8, 2017, de Profesor en Línea Sitio web: http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Estequiometria.html
Anónimo. (2012). Importancia De Los Calculos Estequiometricos. Marzo 8, 2017, de BuenasTareas Sitio web: http://www.buenastareas.com/ensayos/Importancia-De-Los-Calculos-Estequiometricos/4064139.html

Publicado el 04/03/17

Editado 09/03/17

Proporcionando ando (Ley de las proporciones equivalentes)

Como ya se ha explicado en este blog, las leyes estequiométricas son parte muy importante de la química, ya que dictan el comportamiento que tendrán los elementos en las reacciones químicas, y por esta razón es importante que las conozcamos y podamos reconocerlas y aplicarlas. En esta entrada se hablará de una de estas leyes, se hablará de la ley de proporciones equivalentes. La cual estipula lo siguiente:

"Las masas de los elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un elemento dado son las masas relativas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas."

Los conceptos asociados a esta ley son reactivo limitante y en exceso, así como rendimiento de una reacción real, teórico y porcentual de una reacción química.

Ahora surge la siguiente pregunta:

¿Qué es un reactivo limitante?

Es el reactivo que está en menor proporción en una reacción química. Y por consiguiente se infiere que el reactivo en exceso es aquel que siempre sobra en una reacción química.

En las reacciones químicas intervienen diversas sustancias, una de ellas siempre se termina primero, y por lo tanto limita o detiene la reacción.

A continuación les mostraremos un ejemplo para que comprendan cómo obtener e identificar cada tipo de reactivo: Supongamos que se mezclan 637.2 g de NH3 con 1142g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2 CO] se obtendrán? 

2NH3 + CO2 ----> (NH2)2 CO + H2O

Paso 1

Establece la relación y proporción que se llevará a cabo entre el primer reactivo y el producto.

2NH3 ----> (NH2)2 CO

Paso 2

Coloque los valores del peso molar de los compuestos.

34 g ----> 60 g

Paso 3

Coloque debajo de la masa molecular del reactivo el gramaje indicado en el problema y debajo de la masa del producto una x, indicando que es el valor que deseamos conocer.

34 g ----> 60 g

637.2 g ----> x        

Paso 4

Obtenemos el valor de la incógnita.

x = (637.2)(60) / 34

x = 1124.1 g

Paso 5

Realizamos el mismo procedimiento con el otro reactivo, establecemos relaciones.

CO2 ----> (NH2)2 CO

44 g ----> 60 g          

1142 g ----> x                

Paso 6

Encontremos la incógnita.

x = (1142)(60) / 44

x = 1557.22 g

  

El reactivo limitante es 2NH3, y CO2 es el reactivo en exceso. Ya que 1124.1 g < 1557.22 g.

La respuesta es: Se obtienen 1124.1 g de Urea.

Ya que como acabamos de mencionar el reactivo limitante es el que detiene la reacción.

* Es de vital importancia que antes de comenzar a realizar cualquier cálculo, comprobemos que la ecuación está balanceada.

Rendimiento de reacción

Si elaboramos algún producto es necesario conocer las cantidades exactas que participan en la reacción para tener el máximo rendimiento en la misma y así obtener todo el producto posible.

Entonces existe el rendimiento teórico, que se calcula antes de la reacción química, y el real que se conoce al momento de recoger el producto elaborado y final.

Hablamos de rendimiento de reacción teórica cuando se utiliza todo el reactivo limitante, sin embargo, éste generalmente no coincide con el rendimiento real, el cual es casi siempre menor debido a errores en el proceso.

El rendimiento porcentual nos permite saber la eficiencia de una reacción. Este de calcula con la siguiente fórmula: Rendimiento porcentual = rendimiento real/rendimiento teórico x 100.

Demostraremos en 2 ejemplos diferentes cómo se llevan a cabo estos cálculos. Ejemplos:

1. La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3 g de antimonio y 2 g de Cloro es de 3.65 g. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Identifica el reactivo limitante y en exceso.

Sb4 + 6 Cl2 ----> 4 SbCl3

Paso 1
Hacer los cálculos para identificar el reactivo limitante y en exceso.

Sb4 ----> 4 SbCl3

488 g ----> 908 g     

3 g ----> x        

Paso 2

Obtener el valor de x.

x = (3)(908) / 488

x = 5.5 g

Paso 3

Encontrar el valor del otro reactivo.

6 Cl2 ----> 4 SbCl3

420 g ----> 908 g   

2 g ----> x      

x = (2)(908) / 420

x = 4.32 g

Ahora nos podemos dar cuenta que 6Cl2 es el reactivo limitante y Sb4 el reactivo en exceso.

Paso 4

Utilizando la fórmula para obtener el rendimiento procentual. El valor del rendimiento real se nos da en la descripción del problema y el rendimiento teórico es el valor del reactivo limitante.

Rendimiento porcentual = rendimiento real/rendimiento teórico x 100

Rend. % = (3.65 g / 4.32 g) x 100

Rend. % = 84. 4 %

Reactivo limitante: Cloro

Reactivo en exceso: Antimonio

Teóricamente se producen 4.32 g de Cloruro de antimonio.

El rendimiento de la reacción es: 84.4 %

2. La reacción es de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?

2 H2S + SO2 ----> 3S + 2 H2O

Paso 1

Sacar el rendimiento teórico, ya que ya sabemos qué reactivo es el limitante, sólo debemos realizar este proceso una vez.

2 H2S ----> 3S     

68 g ----> 96 g

6.8 g ----> x     

x = (6.8)(96) / 68

x = 9.6 g

Paso 2

Obtener el rendimiento procentual.

Rendimiento porcentual = rendimiento real/rendimiento teórico x 100

Rend. % = (8.2 g / 9.6 g) x 100

Rend. % = 85. 41 %

El rendimiento porcentual de la reacción es: 85. 41 %

En conclusión, es importante tener claras las definiciones y las fórmulas presentadas en esta entrada, ya que son base de temas más complicados y no duden que volverán a ver estos temas  más adelante en nuestro blog, este ha sido el equipo de QuimiCurie.

¡Hasta la siguiente entrada!

Bibliografía 

Murillo Gitiérrez, E. & Magdaleno Peñaloza, N.. (2017). Química II. México, Ciudad de México: Umbral.

Anónimo. (2015). Reactivo Limitante y Rendimiento. Marzo 5, 2017, de Uva Sitio web: http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html

Anónimo. (2010). Reactivo en exceso y reactivo limitante – Estequiometría. Marzo 6, 2017, de Química Inorgánica Sitio web: http://www.fullquimica.com/2014/02/reactivo-en-exceso-y-reactivo-limitante.html

Formulita y formulota (Fórmula mínima y molecular)

Antes que nada deben saber que la fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede darnos información adicional como la manera e que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluo su distribución en el espacio. La fórmula química permite determinar la composición procentual de cada elemento en una sustancia compuesto. Los porcentajes así obtenidos son una expresión de la ley de la composición definida.

Fórmula mínima (o empírica)

La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto.

Por ello, a veces, se llama fórmula mínima y se representa con "fm". Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula.

Ejemplo

Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien:

K = 26.57 %

Cr = 35.36 %

O = 38.07 %

Encuentra la fórmula mínima del compuesto.

Paso 1

Divide el porcentaje de cada elemento entre la masa atómica del mismo.

K = 26.57 % / 39 = 0.68
Cr = 35.36 % / 52 = 0.68
O = 38.07 % / 16 = 2.38

Paso 2

Los cocientes encontrados se van a dividir entre el más pequeño de todos.

K = 0.68 / 0.68 = 1
Cr = 0.68 / 0.68 = 1
O = 2.38 / 0.68 = 3.5

*En este caso se multiplicarán todos los cocientes por dos, debido a que un de ellos tiene .5


K = 0.68 / 0.68 = 1*2 = 2
Cr = 0.68 / 0.68 = 1*2 = 2
O = 2.38 / 0.68 = 3.5*2 = 7

Paso 3

El resultado de las divisiones será el subíndice de la fórmula.

K = 2
Cr = 2
O = 7

La fórmula empírica es: K2Cr2O7




Fórmula molecular

Es una representación convencional de los elementos que forman una molécula o compuesto químico. Una fórmula molecular se compone de símbolos y subíndices numéricos; los símbolos se corresponden con los elementos que forman el compuesto químico representado y los subíndices, con la cantidad de átomos presentes de cada elemento en el compuesto. También se llama fórmula verdadera porque representa exactamene el número de partículas de cada elemento que el compuesto posee.

Ejemplo

Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien:

Na = 19.3 %
S = 26.9 %
O = 53.8 %

Su peso molecular es 238. Calcula la fórmula molecular.

Paso 1

Encuentra la fórmula mínima del compuesto.
Divide el porcentaje de cada elemento entre la masa atómica del mismo.

Na = 19.3 % / 23 = .8
S = 26.9 % / 32 = .8
O = 53.8 % / 16 = 3.3

Paso 2

Los cocientes encontrados se van a dividir entre el más pequeño de todos.

Na = 0.8 / 0.8 = 1
S = 0.8 / 0.8 = 1
O = 3.3 / 0.8 = 4

Paso 3

El resultado de las divisiones será el subíndice de la fórmula.

Na = 1
S = 1
O = 4

La fórmula empírica es: NaSO4

Paso 4

Divide el peso molar real entre el peso de la fórmula mínima.

n = 238 / 119 = 2

Paso 5

Multiplica la fórmula mínima por el cociente anterior.

FM = 2 NaSO4

La fórmula molecular es: Na2S2O8


Esperamos que hayan comprendido la explicación y sus dudas se hayan aclarado, esto esmuy importante debido a que es un tema de vital importancia en la química y nos interesa que tú puedas aprender y repasar. No olviden dejar su opinión en los comentarios. ¡Amen lo química y... ¡nos leemos!

Referencias bibliográficas:

Murillo Gitiérrez, E. & Magdaleno Peñaloza, N.. (2017). Química II. México, Ciudad de México: Umbral.

Osorio Giraldo R. D.. (2015). Fórmula empírica y molecular. Marzo 3, 2017, de Universidad de Antioquia Sitio web: http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/mod/page/view.php?id=242

La estequiometría y sus 4 babys (Leyes ponderables)

Como ya vimos en la entrada pasada, la estequiometría es la rama de la química encargada de la cuantificación de la masa y de los elementos en los compuestos que interviene en una reacción química. Tiene sus bases en 4 leyes ponderables. Esta vez decidimos hacer un organizador gráfico para garantizar la comprensión de este tema tan importante en la química.

Esperamos que este pequeño mapa les haya sido muy útil. No olviden dejar su opinión en los comentarios, ¡nos leemos pronto! Y recuerden...

Referencias bibliográficas:

Murillo Gitiérrez, E. & Magdaleno Peñaloza, N.. (2017). Química II. México, Ciudad de México: Umbral.

Escuela Americana. (2017). Leyes Ponderables . Febrero 25, 2017, de Escuela Americana Sitio web: https://www.amschool.edu.sv/Paes/science/leyes.htm

Estequiome¿qué?

¡Hola amigos! 

En esta nueva publicación hablaremos de lo que es la estequiometría y con qué se relaciona.

Esta vez, decidimos hacer algo más didáctico para proporcionarles la información, así que usamos una pequeña historieta donde se explica claramente el tema. 😋❤

Esperamos que esta información haya sido útil y de su agrado, no olviden dejar sus comentarios, ¡nos leemos pronto! 📓⚗️

Bbliografía:
Murillo Gutiérrez, E. & Magdaleno Peñaloza, N.. (2017). Química II. México, Ciudad de México: Umbral

¿Moles verdes o rojos? Número de Avogadro y masa molecular

Como ya habíamos aclarado, comemos, respiramos y vivimos la química, se encuentra en todo aquello que está al alcance de nuestras manos como las pinturas de uñas, aquel retrato familiar que todos odiamos e incluso en nuestro chicle favorito.

En la vida se nos presenta la necesidad de medir cantidades para diferentes cosas, como las cantidades de los ingredientes para hacer un pastel, cuánta agua necesitamos para llenar una alberquita, etcétera. Para cada situación científicos han establecido una unidad de medida de acuerdo a la necesidad. En la rama de la química tenemos al MOL, que se refiere a la cantidad de sustancia de determinado elemento. 

El mol es una unidad de medida perteneciente al sistema internacional de unidades, éste se representa con la letra "n". El mol puede expresarse en gramos, en litros, átomos o moléculas.

El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, etcétera.) como existen en 12 gramos de carbono-12. Un mol de cualquier compuesto contiene siempre una cantidad de moléculas igual al número de Avogadro (que explicaremos a continuación), este contiene 6.022x10^23 de moléculas. Se utiliza mucho para efectuar los cálculos químicos y la cantidad está redondeada para su mejor utilización.

Trataremos de ejemplificarlo, digamos que vas a organizar una fiesta y una de las actividades que has creado para entretener a tus invitados es llenar un recipiente muy grande y transparente con huevos kinder para que ellos adivinen cuántos huevos kinder hay en ese recipiente y cuántas partículas hay dentro del mismo, tomaremos esos huevos kinder como las moles, 1 huevo equivale a 1 mol. Tú ya sabes que 1 mol equivale a 6.022x10^23, entonces los único que tienes que hacer es multiplicar esa cantidad por el número de huevos que metiste en el recipiente, así es como obtienes el número de partículas, lo mismo pasa con los elementos y los compuestos químicos. Por ejemplo, 12 
gramos de carbono contienen 6.022x10^23 átomos de carbono. 

Amadeo "El Hermoso" Avogadro

El mol no existiría de no ser por un grande de la ciencia llamado Amadeo Avogadro. Él en 1811 tras haber profundizado en los estudios de Dalton y GayLussac, enunció la hipótesis por la que ha pasado a la historia: La ley de Avogadro. Descubrió que "bajo iguales condiciones de presión y temperatura, dos volúmenes de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas". Aparte de la ley que lleva su nombre, este hombre inmortalizó la cantidad de 6.02214129x10^23 que es el número de moléculas que hay en 22.4 litros de un gas en una atmósfera de presión y 273.15°K de temperatura, lo que también se conoce como mol. 

Y por último pero no menos importante explicaré qué es la masa molecular, esta es la masa de una molécula que se encuentra en un compuesto, se obtiene sumando la masa de los átomos que lo componen.

Esperamos que esta información les sea útil y les sirva en sus estudios, no olviden dejar su opinión en los comentarios, y como dijo el buen señor Arnold schwarzenegger:

Bibliografía:
Murillo Gutiérrez, E. & Magdaleno Peñaloza, N.. (2017). Química II. México, Ciudad de México: Umbral