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Principios fundamentales para el laboratorio de la química general



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    Sistemas de Unidades En Química normalmente se usan 2
    sistemas de unidades: el sistema métrico (SM) y el sistema
    internacional de unidades (SI) que es una variación del
    SM. En ambos sistemas se usan prefijos para designar
    múltiplos o submultiplos (fracciones) de las unidades
    basicas.

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    Los Prefijos comunes son: Tabla 1

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    Unidades Básicas o Fundamentales: Se llaman así a
    las unidades a partir de las cuales todas las otras han sido
    construidas. Tabla 2

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    Masa: 1 kg = 103 g = 104 dg = 105 cg = 106 mg = 1012 ng Ejemplo:
    ¿cuántos mg son 1 g? Longitud: 1 km = 1000 m ;1 m =
    100 cm ; 1 mm = 10-3 m Tiempo: 1 hr = 60 min; 1 min = 60 s
    Temperatura: Las temperaturas se mencionan en las escalas Celsius
    (ºC), Fahrenheit (ºF) y Kelvin (K) que es la escala
    científica más conocida:las relaciones entre ellas
    son las siguientes: Cantidad de Sustancia: 1 mol = 1000 mmol
    (milimoles) ; 1 mol = 106 ?mol (micromoles) En todas las unidades
    básicas hay múltiplos y submultiplos. Para entender
    mejor esto, consideremos los siguientes ejemplos 103g 106mg 1g X
    ;X=103mg

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    Unidades derivadas: son aquellas unidades que combinan las
    unidades básicas (o fundamentales). Por ejemplo el Volumen
    es una unidad derivada. Se muestran otros ejemplos:Tabla 3 * 1
    cal=4,187 J o 1 kcal=4,187kJ

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    Relaciones con unidades Inglesas (algunos ejemplos en tabla
    4)Tabla 4

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    Conversión de Unidades: Para transformar un conjunto de
    unidades en otro debemos conocer las equivalencias
    correspondientes y establecer proporciones o utilizar factores de
    conversión. Este método consiste en lo
    siguiente:“Se empieza con el número y sus unidades,
    y luego se multiplica por una serie de factores que expresan,
    cada uno, una relación entre unidades”Ejemplo:
    Convertir 59,32 km/h a cm/sDatos: 1 km = 1000 m ; 1 m = 100 cm ;
    1 hr = 3600 s

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    Notación CientíficaEn Química, muchas veces
    hay números demasiado grandes o extremadamente
    pequeños. Como el manejo de estos números es muy
    engorroso se usa la llamada “notación
    científica” en donde todos los números se
    pueden expresar de la forma Nx10n en que N es un número
    mayor que 1 y menor que 10 y n es un exponente positivo o
    negativo. Así siempre habrá un dígito (1 al
    9) hacia la izquierda de los decimales.Consideremos los
    siguientes ejemplos:

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    Ejemplo 1: Expresar los siguientes números en
    notación científica correcta. (a) 150 (b) 0,00486
    (c) 56×109 (d) 29,8×10-7 (e)679,873 = 1,5×102 = 4,86×10-3 =
    5,6×1010 = 2,98×10-6 = 6,79873×102

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    En las sumas o restas usando la notación científica
    primero se escribe cada una de las cantidades con el mismo
    exponente n. Entonces se suman o restan los valores
    N.Consideremos el ejemplo 2: (a)
    (5,42×105)+(4,1×104)=(5,42×105)+(0,41×105)=5,83×105 (b)
    (3,33×10-3)-(5,2×10-4)=(3,33×10-3)-(0,52×10-3)=2,81×10-3

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    En el caso de las multiplicaciones y divisiones usando la
    notación científica se multiplican los
    números N y los exponentes n se suman. Para la
    división los números N se dividen y los exponentes
    n se restan, todo de acuerdo con el álgebra de potencias
    estudiada en la educación media. Ejemplo 3 (a)
    (4,0×10-5)x(7,0×103) = (4,0×7,0)x(10-5+3) = = 28×10-2 = 2,8×10-1
    (b)

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    La Química estudia las transformaciones profundas que
    sufre la Materia Materia es todo lo que ocupa espacio y tiene
    masa. Las sustancias son una determinada clase de materia. Masa
    es una medida de la cantidad de materia. La masa es constante y
    físicamente corresponde a M = V x d dondeM = Masa (g); V =
    Volumen (mL); d = densidad o M = F/a donde F = Fuerza (dina); a =
    aceleración (cm/seg2) Peso es la fuerza con que la
    aceleración de gravedad de la Tierra atrae a una masa
    determinada. El Peso es variable y físicamente corresponde
    a P = m • a donde m es masa y a es aceleración de
    gravedad Introducción a la Química

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    La materia en sus estados de agregación (sólido,
    líquido o gas) se puede clasificar de acuerdo al esquema
    siguiente (Gp:) Métodosmecánicos (Gp:)
    Métodosfísicos (Gp:) Átomos distintos
    millones (Gp:) Métodos Químicos (Gp:) Átomos
    iguales 109 (Gp:) (*) Alótropos: Son formas diferentes de
    un mismo Elemento que están en el mismo estado
    físico. Ej.: O2 y O3 (Gp:) Solido Liquido Gas

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    Estequiometría: se denomina así al estudio de las
    relaciones cuantitativas que existen entre las sustancias que
    intervienen en las reacciones químicas. Las sustancias
    están constituidas por átomos. Atomo: es la menor
    cantidad de materia que puede reaccionar con otras
    partículas de materia. Está constituido por un
    núcleo central (donde se encuentran varias
    partículas subatómicas) y una envoltura de
    electrones. Partículas subatómicas:

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    Número Atómico (Z): corresponde al n° de
    protones que tiene un átomo, que es igual al N° de e-.
    El átomo es neutro: Z = p = e- Número Másico
    (A): corresponde a la suma de protones más neutrones que
    tiene un átomo: A = p + n o A = Z + n(Su valor corresponde
    al N° entero más cercano a Masa Atómica.) (Gp:)
    *Atomos se designan (Gp:) o

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    Isótopos: “átomos que tienen el mismo Z y
    distinto A” protio deuterio tritio (Gp:) Z=1 A=1 (Gp:) Z=1
    A=2 (Gp:) Z=1 A=3 (Gp:) ISOTOPOS DEL HIDROGENO (Gp:) * Los
    elementos son mezclas de ISOTOPOS (Gp:) Núcleo

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    Masa Atómica o Peso Atómico (PA): es la masa
    promedio ponderada de los Isótopos de un elemento,
    respecto a la masa del isótopo 12C. (escogido como
    estándar) Unidad de masa atómica (uma): Al
    isótopo 12C se le asignó una masa de 12 uma y por
    medio de un espectrómetro de masas se determinó la
    masa del átomo de 12C. Entonces: espectrómetro
    masas 12C = 12 uma 1,99 ? 10-23 g 1 uma X X = 1 uma = 1,66 ?
    10-24 g ? 1 g = 6,02 ? 1023 uma (Gp:) NA

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    Relación de Masa Real y Masa Atómica PAX = Masa
    Atómica de X (en uma) MX = Masa Real de 1 átomo X
    (en g) Unidades de la Masa Atómica: Como es un valor
    relativo podemos no asignarle ninguna unidad física.
    Podemos asignarle la uma como unidad Masa Molecular o Peso
    Molecular (PM): “es la masa relativa de 1 molécula
    comparada con la masa de 1 átomo de 12C”. Se calcula
    sumando las masas atómicas (multiplicadas por sus
    respectivos subíndices) presentes en la fórmula de
    una molécula. Hacer Ej.

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    Mol: es la cantidad de sustancia que contiene el Número de
    Avogadro (NA) de cualquier partícula. (átomos,
    moléculas, electrones, etc. …) NA = 6,02 ? 1023 =
    Número de Avogadro o Constante de Avogadro También
    podemos decir que: “1 mol corresponde a la Masa
    Atómica (PA) expresada en g “o a la Masa Molecular
    (PM) expresada en g” Ejs: PA (O) = 16 …………… 1 mol
    de átomos de O = 16 g PM (H2O) = 18 …………… 1 mol
    de moléculas H2O = 18 g • También: 1 mol de
    átomos = se puede decir 1 at-g = 6,02 ? 1023
    átomos

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    Masa Molar: “ es la masa en g de 1 mol de
    átomos” o “la masa en g de 1 mol de
    moléculas” Hay 2 relaciones útiles: n =
    n° moles (de átomos o moléculas) m = masa en g
    o MMat = Masa Molar de 1 mol de átomos MMmolec = Masa
    Molar de 1 mol de moléculas Reacción
    Química: es un proceso en el que, por una
    redistribución de los átomos, los elementos o
    compuestos iniciales producen otros distintos. Se llaman
    Reaccionantes (o Reactantes) las sustancias iniciales que total o
    parcialmente desaparecen en la reacción y Productos a las
    sustancias nuevas que aparecen. Las reacciones químicas se
    representan gráficamente mediante las Ecuaciones
    Químicas las cuales son igualdades algebraicas en cuyo
    primer miembro se escriben los símbolos o fórmulas
    de los Reaccionantes y en el 2° miembro se escriben los
    símbolos o fórmulas de los Productos.

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    Representación esquemática de una ecuación
    química: Reactantes Productos 2 A2B(ac) + 4 C(s) 4 AC(s) +
    _B2 (g) ? ; ? Hr o ? Gr coeficientes Subíndices (n° de
    átomos) (n° de moles) estado (s) : sólido
    físico (l) : líquido (g) : gas (también ? )
    (ac) o (aq) : solución acuosa o pp : precipitado ? : calor
    ? Hr : cambio de contenido calórico o entalpía de
    la reacción ?G : cambio de energía libre de la
    reacción : reacción reversible : reacción
    irreversible (Gp:) ?

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    LEY CONSERVACION DE LAS MASAS (Lavoisier, 1785): “La suma
    de las masas de las sustancias que reaccionan es igual a la suma
    de las masas de las sustancias que se obtienen” mR = masa
    Reactantes ?mR = ?mP mP = masa Productos Ej.: CuO + 2HCl CuCl2 +
    H2O ? Si se conocen PA: 79,5 g + 2(36,45) g = 134,3 g + 18 g
    152,3 g = 152,3 g Ver Balance de Ecuaciones (Ej. Balance
    Algebraico) (Gp:) R (Gp:) P

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    LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (JL Proust 1808): “Cuando
    2 sustancias se combinan para formar un compuesto, las masas de
    cada una de ellas que interviene lo hace en una proporción
    fija y determinada. Si hay exceso de una de las sustancias,
    ésta no reacciona”. PA: H = 1 ; O = 16 Ej.: H2 +
    ½ O2 H2O relación sobran H : O Datos de
    ecuación: 2 g 16 g 18 g 1 : 8 – 4 g 32 g 36 g 1 : 8 – 2 g
    32 g 18 g 1 : 8 16 g O 2 g 8 g 9 g 1 : 8 1 g H Hacer problema: 3
    g 9 g ? 1 : 8 ?

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    Para hacer estos problemas se debe determinar el Reactivo
    Limitante (sustancia en menor proporción) en base al cual
    se hacen los cálculos. La determinación del R.L. se
    hace con el cálculo de q: q = ; El valor más
    pequeño de q corresponde al R.L. Prob: ?El Reactivo
    Limitante (RL) es el O2

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    Reacciones Redox o de Oxidación-Reducción: Son
    procesos en que hay transferencia de e-. La Oxidación y la
    Reducción son fenómenos simultáneos. En
    estas reacciones “redox” los átomos en los
    Reactantes sufren un cambio en el N° Oxidación al
    formar los Productos. n+m- Ej.: A°red + B°ox AmBn ; Hay 2
    semireacciones: A°red – ne- •/m Semireacción
    Oxidación Reductor B°ox + me- •/n
    Semireacción Reducción Oxidante mA°red +
    nB°ox m + n Reacción Redox En otras palabras:
    Oxidación: reductor 1 – ne- oxidante 1
    Reducción: oxidante 2 + ne- reductor 2 Luego
    Reacción redox: reductor1 + oxidante2 oxidante1 +
    reductor2

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    Reacción redox: reductor1 + oxidante2 oxidante1 +
    reductor2 o 2+ o 2+ Ej. Detallado: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4 o
    Oxidación Fe – 2e- Fe2+; también: Fe° Fe2+ +
    2e- reductor Reducción: Cu2+ + 2e- Cu° Oxidante
    Fe° + Cu2+ Fe2+ + Cu° Nota: Al reductor se le llama
    también sustancia oxidada. Al oxidante se le llama
    también sustancia reducida. * ANOX : Oxidación
    ocurre en el ÁNODO. RED CAT: Reducción ocurre en el
    CÁTODO.

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    Métodos para balancear ecuaciones redox: A. Método
    del Cambio en N° de Oxidación 1° Se determinan los
    N°OX de todos los elementos de la ecuación. 2° Se
    observa cuales son los elementos en que cambia su N°OX. (de
    Reactantes a Productos). 3° Se escriben las semireacciones
    con los elementos que cambian su N°OX., colocando los e- que
    se ganan y los que se pierden. 4° Se igualan los e- en las 2
    semireacciones multiplicando por un factor. 5° Se suman las 2
    semireacciones y se colocan los coeficientes obtenidos en
    ecuación original.

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    +1 +5 -2 +1 -2 +1 -2 +2 -2 o Ej. (1) HNO3 + H2S H2O + NO + S N+5
    + 3e- N+2 x 2 S-2 – 2e- S° x 3 2 N+5 + 3S-2 2N+2 + 3S° ?
    2HNO3 + 3H2S 4H2O + 2NO + 3S (el H2O se arregla por diferencia)
    Ej. (2) PbO2 + HCl PbCl2 + Cl2 + H2O TAREA

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    SOLUCIONES O DISOLUCIONES “Mezclas homogéneas
    monofásicas formadas por 2 o más componentes y de
    composición variable”
    Solución=Soluto+Solvente Soluto: Componente que se
    encuentra en menor proporcion relativa (es el “medio
    disperso”) Solvente: Componente que se encuentra en mayor
    proporción relativa (es el “medio
    dispersante”) No es totalmente cierto….¡caso del
    azúcar! Ej: azúcar(s)+H2O(l) solución(l) 1g
    0,5g ? El azúcar seria solvente Por eso también se
    define al solvente como el componente cuyo estado fisico coincide
    con el de la solución obtenida, el agua es el
    solvente…… H2O(l)……… solución(l)
    Concentración: Cantidad de soluto contenida en una
    determinada cantidad de solvente o solución. Se expresa
    como: soluto/solvente o soluto/solución

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    Expresiones de Concentración 1.- Expresiones que emplean
    unidades físicas: %p/p: g de soluto que hay en 100g
    solución %p/v: g de soluto que hay en 100mL
    solución %v/v: mL de soluto que hay en 100mL
    solución g/L: g de soluto que hay en 1L solución
    ppm: partes de soluto en 106 partes solución; 1ppm=1mg/L
    (soluciones acuosas)

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    2.- Expresiones que emplean unidades químicas: Molaridad
    (M): Moles de soluto que hay en 1L solución Normalidad
    (N): Eq-g de soluto que hay en 1L solución Molalidad (m):
    Moles de soluto que hay en 1kg. Solvente Fracción Molar
    (x):

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