1 mol. de H2O è 18g è 6.02 x 10 23
10g è X
Rpta.: X = 3.34… x 10 23 moléculas
- Peso equivalente:
En un elemento
Es el que resulta de dividir el peso atómico entre la valencia.
En hidróxidos
Es el que resulta de dividir el peso molecular entre el subíndice del OH.
En ácidos
Es el que resulta de dividir el peso molecular del ácido entre el número de hidrógeno que pierde.
En sales
Es el que resulta de dividir el peso molecular de la sal entre el número de átomos del anión.
Ejemplo:
- Calcular a cuántos gramos equivale un mol de NaCl
Na = 23 g
Cl = 35.45 g
- ¿Cuál es el peso equivalente del sulfato de sodio?
P-eq del Na2SO4 = 71
Ejemplo:
H2SO4 è P-eq del H2SO4 = 49 à 49g
- Equivalente gramo: Es el peso equivalente expresado en gramos.
Leyes ponderales:
Son las que tratan de las cantidades de las sustancias que intervienen en las reacciones.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER
La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción
Es la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.
Por ejemplo:
LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES
Esta ley fue enunciada por el químico francés Joseph Proust en 1789. En 1808, tras ocho años de las investigaciones, j.l. Proust llego a la solución de que para formar un establecido compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.
Por ejemplo:
- ¿Qué cantidades de Cloro existen en 200 gramos de cualquier muestra de cloruro de sodio?
Teniendo en cuenta los pesos atómicos anotados para el cloro y el Sodio, el peso molecular del cloruro de sodio será:
35 · 437 + 22.991 =58.448
Es decir:
En 58 · 448 grs. De NaCL hay 35 · 457 grs. De cloro.
LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
Esta ley fue enunciada por John Dalton en 1803 y sostiene que cuando dos elementos forman varios compuestos, el peso de uno de ellos permanece constante y el peso del otro varía en razón sencilla. También concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.
Ejemplo:
Por ejemplo:
C + O2 –> CO2 | 12 g. de C + 32 g. de O2 –> 44 g. CO2 |
C + ½ O –> CO | 12 g. de C + 16 g. de O2 –> 28 g. CO2 |
LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS
Los pesos de dos elementos que reaccionan con un mismo peso de un tercero, son los mismos con que reaccionan entre sí.
Ejemplo:
En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:
N2 + 3 H2 à 2 NH3 | 1 g. H2 à 4.66 g. N2 |
H2 + ½ O2 à H2O | 1 g. H2à 8 g. O2 |
Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno:
N2 + O2 à 2 NO | 28 g. N2 à 32 g. O2 |
MATEMÁTICA
Notación Científica
En la matemática, los números 10, 100, 1000; etc. Juegan un papel muy importante en la notación decimal, y se llaman potencias de 10. Un modo conveniente de indicar las potencias de 10 es mediante el uso de expresiones como estas:
Para poder definir y profundizar más aun esta parte de la matemática, es necesario que examines los ejemplos que te propongo a continuación:
Exprese en Notación Científica:
- 155 000 000 Km. = 155 x 106 Km.
- 0, 023654 ml.= 2,3654 x 102 ml.
- 700 000 = 7 x 105
- 521 000 000 000 000 000 = 521 x 1015
- 32 654, 47 = 3,265447 x 10-3
Nombre:
Mauricio Armando Purizaca Aguilar
Jonathan Eduardo Zapata Riofrío.
Christopher Cruz Zapata.
Chuquillanqui Soto Víctor Manuel.
Colegio San Ignacio de Loyola – Piura – Perú
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