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La Química y sus cálculos

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La Química y sus cálculos

Los átomos son demasiado pequeños para que los científicos puedan contarlos individualmente: ¡500.000 átomos de carbono apilados equivalen a la anchura de un solo cabello humano!

  • En este artículo aprenderás sobre la cantidad de sustancia.
  • Conocerás la constante de Avogadro (L) y cómo calcular el número de moles (n).
  • También descubrirás la masa atómica relativa (A r) y el por qué utilizamos la unidad de masa atómica unificada (u).
  • Hablaremos del rendimiento y la razón por la cual el rendimiento real es menor que el teórico.
  • Por último, conocerás la ecuación de los gases ideales y la teoría cinética de los gases.

Este es un artículo resumido. Para saber más en detalle, pulsa en los temas enlazados.

¿Qué cálculos tenemos que hacer en química?

Como ya sabes, las matemáticas son muy importantes para la química; nos permiten calcular, por ejemplo, los gramos que tenemos que añadir a una reacción y las condiciones de temperatura que necesita una reacción. Incluso, ¡Gracias a las matemáticas, Schrödinger logró calcular las regiones de los orbitales!

Pero, como estudiante de bachillerato, ¿qué cálculos tendrás que hacer?

Significado de la cantidad de sustancia

La cantidad de sustancia (n) es el número de partículas o entidades elementales de una muestra. También se denomina cantidad química. La unidad de la cantidad de sustancia es el mol.

Al hablar de cantidades de sustancia debes especificar de qué entidad elemental se trata.

Una entidad elemental es la cantidad más pequeña de una sustancia que puede existir. Las entidades elementales pueden ser átomos, moléculas, iones o electrones.

Por ejemplo, considera el elemento oxígeno. Podrías suponer que la entidad elemental de una cantidad de oxígeno es el átomo de oxígeno, O. Sin embargo, a temperatura y presión estándar dos átomos de oxígeno se combinan en oxígeno molecular O 2. Esto significa que la entidad elemental del oxígeno es O2.

  • Cuando hablamos de la cantidad de sustancia de los compuestos covalentes, nos referimos a su fórmula molecular.
  • Para los compuestos iónicos, nos referimos a sus unidades de fórmula.

Oxígeno partícula diatómica StudySmarterFig. 1: El oxígeno es una partícula diatómica. Existe en pares, por lo que la entidad elemental del oxígeno es O2.

El estudio de las relaciones entre los cálculos químicos se llama estequiometría. Profundizaremos en esto en otro artículo.

¿Qué es el mol?

Un mol químico es otra forma de decir un número específico. Al igual que decimos una docena para significar doce cosas, un mol es 0,6022 cuatrillones de cosas: ¡eso es 602,200,000,000,000,000,000,000! Por eso, para abreviar, se escribe como 6,022×1023.

El número 6,022×1023 también se conoce como la constante de Avogadro (L). Su nombre proviene de un científico italiano llamado Amedeo Avogadro, quien descubrió que si comparábamos gases con el mismo volumen, cuando se encuentran en condiciones estándar, contienen el mismo número de moléculas. Los científicos utilizaron este descubrimiento para calcular la constante de Avogadro.

La constante de Avogadro (L) es el número exacto de átomos en 12 gramos de carbono-12. Este número es 6,022×1023 . Le damos las unidades mol-1, que se leen como "por mol".

Calcular la cantidad de sustancia en moles

El mol es la unidad del SI (Sistema Internacional de Unidades) para la cantidad de sustancia.

Puedes encontrar el número de moles utilizando esta fórmula:

n = m / M

Donde,

  • n: número de moles
  • m: masa en gramos
  • M: masa molar (la masa de 1 mol en gramos)

La cantidad de entidades elementales en un mol es igual al número de átomos en 12 g del isótopo carbono-12. Esto significa que en 1 mol de cualquier sustancia hay exactamente 6,022 x 1023 entidades elementales, o la constante de Avogadro.

1 mol de una sustancia pesa 80 g y se usan 10 g. ¿Cuántos moles de la sustancia hay?

¿Por qué es importante el mol?

Es esencial utilizar el mol para las reacciones químicas porque te permite leer las ecuaciones químicas por el número de moles de cada sustancia. Así puedes saber las cantidades exactas de las sustancias que están reaccionando.

Fíjate en esta ecuación:

Podemos decir "el oxígeno y el hidrógeno reaccionan para hacer agua" o que "Dos moléculas de hidrógeno y una molécula de oxígeno reaccionan para formar agua".

¿Te has dado cuenta de que necesitamos el doble de moléculas de hidrógeno en comparación con el oxígeno? Así que si tuviéramos 1 mol de hidrógeno y 1 mol de oxígeno tendrían el mismo número de moléculas: la constante de Avogadro. Para asegurarnos de que tenemos el doble de moléculas de hidrógeno, necesitamos el doble de moles de hidrógeno.

Eso significa que, también, podemos decir "2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para hacer 2 moles de agua".

La masa de un mol de una sustancia es igual a su masa molecular relativa

¿Qué es la masa relativa?

Los científicos miden la masa de un átomo comparándola con un de la masa de un átomo neutro de carbono-12. A esto le llamamos masa relativa.

Expresamos la masa relativa refiriéndonos a la unidad de masa atómica unificada (u o dalton).

Un dalton (1 u.m.a) equivale al doceavo parte de la masa de un átomo estable de carbono-12 o 1,6060539049 x 10-27 kg. Por eso, comparamos todos los átomos con el de carbono-12. La u.m.a es la unidad de medida de la masa atómica.

¿Por qué utilizamos las masas relativas y no utilizamos instrumentos de medida?

Las masas relativas son necesarias porque los átomos son tan pequeños que medir su peso real dificulta su estudio: no se pueden medir con balanza y hay que usar un espectrómetro de masa para la medición. Por lo tanto, en lugar de medir la masa real de los átomos en los problemas, los científicos comparan todos los átomos con un átomo estándar: el carbono-12, puesto que es un isótopo estable y permite medir su masa con precisión.

El carbono-12 es el isótopo del carbono con 6 protones y 6 neutrones y su peso exacto es 6 x 10-23 gramos.

Los científicos asignaron una masa de 12 u al carbono-12 porque les pareció más fácil decir "el carbono-12 pesa 12 u". Al comparar el peso de todos los átomos restantes con el carbono-12, descubrieron que el átomo de hidrógeno pesa un doceavo de un átomo de carbono-12; así que dieron al hidrógeno una masa relativa de 1 u.

hidrógeno = masa de carbono ÷ 12 = 12 u ÷ 12 = 1 u

¿Qué es la masa atómica relativa?

La masa atómica de un elemento varía de un isótopo a otro. La cifra que vemos para la masa atómica de un elemento en la tabla periódica es la masa atómica relativa.

La masa atómica relativa (Ar) es la masa media de todos los isótopos de un elemento, ponderada por la abundancia de cada isótopo en la Tierra. Puedes calcular la masa atómica relativa utilizando esta fórmula:

¿Qué es la masa molecular relativa?

La media ponderada de la masa de una molécula comparada con el doceavo de la masa de un átomo de carbono-12 se llama masa molecular relativa.

¿Qué es el rendimiento?

Cuando comparamos la cantidad real de producto que obtenemos de una reacción química con la cantidad que teóricamente podríamos haber obtenido, llegamos al rendimiento.

El rendimiento es el porcentaje de los reactivos que se han convertido en producto; mide la eficacia de una reacción química. Lo calculamos así:

Cristina calculó que el rendimiento teórico de un experimento era 16,5 g de cloruro sódico. Como resultado de la reacción, obtuvo 12,8 g de cloruro sódico.

Calcula el porcentaje de rendimiento del experimento de Cristina.

Rendimiento = 77,6%.

¿Qué es el rendimiento teórico?

El rendimiento teórico (también conocido como rendimiento previsto) es la cantidad máxima de producto que puedes obtener de una reacción.

El rendimiento teórico es el que obtendrías si todos los reactivos de tu experimento se convirtieran en producto.

¿Por qué el rendimiento real es menor que el rendimiento teórico?

El rendimiento real (experimental o de la reacción) es la cantidad de producto que realmente obtienes de un experimento. Es raro obtener el 100% de rendimiento en una reacción.

  • El rendimiento real suele ser menor que el teórico porque

    1. Algunos de los reactivos no se convierten en producto.

    2. Algunos de los reactivos se pierden en el aire (si es un gas).

    3. Las impurezas detienen la reacción.

    4. Se generan subproductos no deseados en reacciones secundarias.

    5. La reacción alcanza el equilibrio.

    La ecuación del gas ideal

    Los gases tienen tres propiedades naturales: volumen, presión y temperatura. Los científicos saben desde hace tiempo que existe una relación entre estas tres propiedades, que se representa en La ley de los gases ideales:

    Donde,

    • P: presión (atm)
    • V: volumen(L)
    • n: número de moles
    • R: la constante de los gases
    • T: temperatura (K)

    Calcula el volumen de 1 mol de un gas ideal a 0° C y a una presión de 2 atmósferas.

    0° = 273 K

    R =

    V = 11,2 L

    Antes de la ley de los gases ideales, los científicos habían observado otras relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen de los gases.

    • Los científicos descubrieron que, si la cantidad de gas y su presión permanecen iguales cuando se modifica la temperatura, el volumen también cambia. El aumento de la temperatura aumenta el volumen. Al bajar la temperatura disminuye el volumen. Los científicos llamaron a este descubrimiento Ley de Charles.

    • También se dieron cuenta de que el volumen y la presión están inversamente relacionados. Si el volumen aumenta, la presión disminuye. Lo contrario también es cierto. Esta relación se llama Ley de Boyle.

    ¿Qué es un gas ideal?

    Los gases ideales se comportan de acuerdo con la teoría cinética de los gases en todas las condiciones de temperatura y presión.

    Eso significaría que las moléculas del gas no tienen volumen, ni fuerzas de atracción entre ellas. Si lo piensas, ¡eso no puede ser cierto en absoluto! Por tanto, no existe un gas ideal.

    Los gases que no obedecen a la teoría cinética de los gases se llaman gases reales.

    Afortunadamente, la mayoría de los gases reales se comportan de forma ideal.

    ¿Qué es la teoría cinética de los gases?

    La teoría cinética de los gases explica la relación entre las propiedades de un gas. Describe los gases como si estuvieran formados por partículas diminutas que nunca dejan de moverse y tienen mucho espacio entre ellas.

    Esta teoría se basa en unos cuantos supuestos vitales.

    • Los gases tienen moléculas que se mueven aleatoriamente en líneas rectas.

    • Las moléculas de un gas se comportan como esferas rígidas.

    • Cuando las moléculas de un gas chocan con las paredes de un recipiente, se produce presión.

    • Cuando las moléculas chocan entre sí y contra el recipiente, no pierden energía cinética (las colisiones son completamente elásticas).

    • La temperatura del gas está relacionada con la energía cinética media de sus moléculas.

    • Las moléculas tienen fuerzas intermoleculares despreciables entre ellas.

    • El volumen ocupado por las moléculas es despreciable y relativo al volumen del recipiente.

    La Química y sus cálculos - Puntos clave

    • Un mol (n) es la unidad del SI para la cantidad de sustancia. La cantidad de entidades elementales en un mol es igual al número de átomos en 12 g del isótopo carbono-12. El número de entidades por mol es la constante de Avogadro.
    • La ecuación para el número de moles es
    • La constante de Avogadro (L) es el número de átomos en 12 gramos de carbono-12 o 6,022 x 1023. Le damos las unidades mol-1, que se leen como "por mol".

    • u es la unidad de medida de la masa atómica. 1u equivale a 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. Comparamos todos los átomos con 1/12 de carbono-12 porque es igual a 1u.
    • La masa atómica relativa (Ar) es la masa media de todos los isótopos de un elemento, ponderada por la abundancia de cada isótopo en la Tierra.
    • El rendimiento químico mide la eficacia de una reacción química.
    • La fórmula del rendimiento es
    • El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que puedes obtener de una reacción, mientras que el rendimiento real es la cantidad de producto que realmente obtienes de un experimento. Es raro obtener el 100% de rendimiento en una reacción.
    • La ley de los gases ideales es una ecuación que explica la relación entre las propiedades naturales de los gases.
    • La ecuación de los gases ideales es PV = nRT.
    • Los gases ideales se comportan según la teoría cinética de los gases en todas las condiciones de temperatura y presión.
    • Los gases que no obedecen a la teoría cinética de los gases se llaman gases reales.
    • La teoría cinética explica la relación entre las propiedades de un gas. Se basa en la suposición de que las moléculas tienen fuerzas intermoleculares despreciables entre ellas y el volumen ocupado por las moléculas es despreciable y relativo al volumen del recipiente.

Preguntas frecuentes sobre La Química y sus cálculos

El mol es la unidad del SI (Sistema Internacional de Unidades) para la cantidad de sustancia. 

Puedes encontrar el número de moles utilizando esta fórmula: 

n = m / M

Donde, n: número de moles; m: masa en gramos; M: masa molar (la masa de 1 mol en gramos).

La cantidad de sustancia (n) es el número de partículas o entidades elementales de una muestra. También se denomina cantidad química. La unidad de la cantidad de sustancia es el mol.

El estudio de los relaciones entre los cálculos químicos se llama estequiometría

Para medir la masa de átomo se podría utilizar un espectrómetro de masas; pero, gracias a las masa relativas, medimos cantidades más grandes con balanzas. 

La cantidad de sustancia (n) es el número de partículas de sustancia en moles. Al utilizar el número de Avogadro, para pasar de unidades de masa atómica a gramos para poder calcular el rendimiento, la cantidad real de producto que obtenemos

Cuestionario final de La Química y sus cálculos

Pregunta

¿Qué se entiende por masa relativa?

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Answer

La masa relativa es la masa de un átomo o molécula comparada con la masa del átomo de carbono-12.

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Pregunta

¿Qué es un isótopo?

Mostrar respuesta

Answer

Cuando un átomo del mismo elemento tiene un número diferente de neutrones

Show question

Pregunta

¿Qué es la masa isotópica relativa?

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Answer

Cuando la masa de un átomo de un isótopo se compara con la masa del átomo de carbono-12

Show question

Pregunta

¿Qué se entiende por masa atómica relativa?

Mostrar respuesta

Answer

La masa atómica relativa es la media ponderada de las masas de los isótopos de un elemento comparada con la masa del átomo de carbono-12.

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Pregunta

¿Qué se entiende por media ponderada?

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Answer

Es la media de las masas de los isótopos de un elemento con su porcentaje de abundancia.

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Pregunta

¿Qué es la masa molecular relativa?

Mostrar respuesta

Answer

Cuando comparamos la media ponderada de la masa de una molécula covalente con la masa del átomo de carbono-12.

Show question

Pregunta

¿Qué es la masa relativa de la fórmula?

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Answer

Cuando comparamos la media ponderada de las masas de las unidades de fórmula con la masa del átomo de carbono-12.

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Pregunta

¿Qué es un ion?

Mostrar respuesta

Answer

Cuando un átomo tiene más o menos electrones que protones, se trata de un ion. Los iones pueden tener carga positiva o negativa.

Show question

Pregunta

¿Por qué las masas atómicas no tienen unidad?

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Answer

Porque las medimos comparándolas con la masa del átomo de carbono-12. Por tanto, no estamos midiendo la masa real de los átomos.

Show question

Pregunta

¿Qué es el mol?

Mostrar respuesta

Answer

El mol es la unidad del SI para la cantidad de sustancia. La cantidad de entidades elementales en un mol es igual al número de átomos en 12g del isótopo carbono-12. El número de entidades por mol es la constante de Avogadro.

Show question

Pregunta

¿Qué es la constante de Avogadro?

Mostrar respuesta

Answer

La constante de Avogadro (L) es el número de átomos en 12 gramos de carbono-12 o 6,022 x 1023. Le damos las unidades mol-1, que se leen como "por mol".

Show question

Pregunta

¿Qué es la masa relativa?

Mostrar respuesta

Answer

La masa relativa es cuando la masa de un átomo se compara con un doceavo de la masa de un átomo neutro de carbono-12.

Show question

Pregunta

¿Qué es un gas ideal?

Mostrar respuesta

Answer

Los gases ideales se comportan, según la teoría cinética de los gases, en todas las condiciones de temperatura y presión.

Show question

Pregunta

¿Qué es la masa atómica relativa?

Mostrar respuesta

Answer

La masa relativa (Ar) es la masa media de todos los isótopos de un elemento, ponderada por la abundancia de cada isótopo en la Tierra.

Show question

Pregunta

¿Nombra uno de los supuestos que pertenecen a la teoría cinética?

Mostrar respuesta

Answer

Las moléculas tienen fuerzas intermoleculares despreciables entre ellas.

Show question

Pregunta

¿Cuál es la ecuación de los gases ideales?

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Answer

PV = nRT

Show question

Pregunta

¿Qué es la ley de los gases ideales?

Mostrar respuesta

Answer

La ley de los gases ideales es una ecuación que explica la relación entre las propiedades naturales de los gases.

Show question

Pregunta

¿Qué es el rendimiento teórico?

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Answer

El rendimiento teórico (también conocido como rendimiento previsto) es la cantidad máxima de producto que puedes obtener de una reacción.

Show question

Pregunta

¿Qué es el rendimiento real?

Mostrar respuesta

Answer

El rendimiento real es la cantidad de producto que, realmente, obtienes de un experimento.

Show question

Pregunta

¿Qué es el rendimiento químico?

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Answer

El rendimiento químico mide la eficacia de una reacción química: representa el porcentaje de reactivos que se han convertido en un producto.

Show question

Pregunta

¿Cuál es una de las razones por las que el rendimiento real suele ser inferior al rendimiento teórico?

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Answer

Que algunos de los reactivos no se convierten en producto

Show question

Pregunta

¿Qué es la Ley de Conservación de la Materia?

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Answer

Los átomos no pueden crearse ni destruirse'.

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Pregunta

¿Qué son los coeficientes de reacción y qué muestran?

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Answer

Son los números grandes que ponemos delante de las fórmulas cuando equilibramos las ecuaciones químicas. Muestran la relación entre las muestras que reaccionan y los productos que forman.

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Pregunta

¿Qué son los símbolos de estado? Pon ejemplos.

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Answer

Nos indican en qué estado se encuentra una muestra en una reacción. Ejemplos de símbolos de estado: (l), (g), (s), (ac).

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Pregunta

¿Qué son los iones espectadores?

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Answer

Los iones espectadores se disocian en una disolución pero no participan en la reacción química.

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Pregunta

¿Qué es la disociación iónica?

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Answer

Cuando los compuestos iónicos de una disolución acuosa se separan en sus iones.

Show question

Pregunta

Se produce una reacción entre el cloruro de calcio y el carbonato de sodio. Escribe la ecuación equilibrada de esta reacción. Escribe las ecuaciones iónicas completa y neta y encuentra los iones espectadores.

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃ + NaCl

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Answer

Ecuación molecular 


CaCl₂(ac) + Na₂CO₃(ac) → CaCO₃(s) + 2NaCl(ac) 


Ecuación iónica completa 


Ca2+(ac) + 2Cl-(ac) + 2Na⁺(ac) + CO₃²-(ac) → 2Cl-(ac) + 2Na⁺(ac) + CaCO₃(s)


Ecuación iónica neta

Ca2+(ac) + CO₃²-(ac) → CaCO₃(s)


Iones espectadores: Cl- y Na⁺

Show question

Pregunta

Se produce una reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio. Escribe la ecuación equilibrada de esta reacción. Escribe las ecuaciones iónicas completas y netas y encuentra los iones espectadores.


HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Mostrar respuesta

Answer

Ecuación molecular


HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H₂O(l)


Ecuación iónica completa


H⁺ (ac) + Cl- (ac) + Na⁺ (ac) + OH- (ac) → Na⁺ (ac) + Cl- (ac) + H₂O(l)


Ecuación iónica neta


H⁺ (ac) + OH- (ac) → H₂O(l)


Iones espectadores: Cl- y Na⁺

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Pregunta

¿Cuales son los dos métodos de ajuste?

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Answer

El método de tanteo y el método algebraico

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Pregunta

¿Quién descubrió y definió el concepto de mol?

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Answer

Amadeo Avogadro

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Pregunta

¿Qué fórmula utilizarías para determinar la concentración de una disolución a partir de un volumen conocido de líquido y de los moles de compuesto utilizados?

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Answer

moles x volumen

Show question

Pregunta

Un mol equivale a cuántos átomos?

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Answer

6,022 x 1023 átomos

Show question

Pregunta

¿Qué ocurre con el volumen de un gas ideal cuando la presión disminuye?

Mostrar respuesta

Answer

El volumen aumenta proporcional y linealmente

Show question

Pregunta

¿Cómo definimos los gases ideales?

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Answer

Como un gas cuyo volúmen tiene una relación directa y constante con la temperatura y el número de moles y una relación inversa y constante con la presión

Show question

Pregunta

¿Qué ocurre con el volumen de un gas ideal cuando aumenta la temperatura?

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Answer

Aumenta proporcionalmente

Show question

Pregunta

¿El volumen de un gas ideal depende de la naturaleza del compuesto?

Mostrar respuesta

Answer

Verdadero

Show question

Pregunta

¿Qué fórmula utilizarías para averiguar los gramos necesarios de un reactivo para una reacción, dada una cantidad de moles?

Mostrar respuesta

Answer

moles x masa molar

Show question

Pregunta

Define estequiometría.

Mostrar respuesta

Answer

La estequiometría es la ciencia que mide y relaciona la cantidad de las sustancias que se consumen y se producen en una reacción

Show question

Pregunta

¿De qué depende el volumen de un gas ideal?

Mostrar respuesta

Answer

De la presión, la temperatura y las moles

Show question

Pregunta

¿Qué fórmula utilizarías para determinar los moles presentes en un compuesto, dada su cantidad en gramos?

Mostrar respuesta

Answer

gramos/masa molar

Show question

Pregunta

¿Cuántos moles de un compuesto hay en una disolución de 1 L, si se dice que tiene una concentración de 1M?

Mostrar respuesta

Answer

6,022 x 1023

Show question

Pregunta

¿Qué fórmula utilizarías para determinar los moles presentes en una disolución con una concentración dada?

Mostrar respuesta

Answer

concentración x volumen

Show question

Pregunta

¿A qué unidad conviene convertir el peso o la masa para relacionarlo con moles?

Mostrar respuesta

Answer

gramos

Show question

Pregunta

_______ se define como la cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de disolución. 

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Answer

La concentración

Show question

Pregunta

_________ es aquella que tiene una cantidad importante de soluto disuelto en ella en comparación con una _________.

Mostrar respuesta

Answer

Disolución concentrada; disolución diluida

Show question

Pregunta

¿Por qué utilizamos la molalidad?

Mostrar respuesta

Answer

Al aumentar la temperatura de una disolución, las moléculas de agua se expanden y su volumen aumenta, afectando así a la molaridad. Luego, como la molalidad no considera volumen, es una medida de concentración más precisa.

Show question

Pregunta

¿Qué son las disoluciones?

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Answer

Las disoluciones son mezclas homogéneas o de composición uniforme.

Show question

Pregunta

Encuentra la concentración de una disolución que contiene 2 g de dióxido de carbono disueltos en 10.000 g de agua. 

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Answer

Para resolver esto, podemos usar ppm (partes por millón). Donde:

  • Masa del soluto: 1 g de CO2
  • Masa de la muestra: 10000 g de agua + 1 g de dióxido de carbono = 10001 g de masa total 

Recuerda, 1 millón = 106 


ppm = 1 g de CO2  / 10001 g de disolución x 106 = 99 ppm


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Pregunta

¿Cuál es la diferencia entre molaridad, molalidad y fracciones molares?

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Answer

Las fracciones molares se utilizan para cantidades adimensionales, mientras que la molaridad tiene unidades de mol/L y la molalidad tiene unidades de mol/kg. Además, las fracciones molares se utilizan principalmente para los gases. 

Show question

Pregunta

¿Qué fórmula usarías para encontrar la composición del hidrógeno en un gas que contiene X moles de hidrógeno en Y moles de nitrógeno para formar amoníaco.  


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Answer

Fracción molar = moles de A / moles totales

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