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ACTIVIDAD SEMANA 1

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1. Se balancea una ecuacion para que los atomos decada elemento sean igual en reactivos y productos. Esto asegurando que la materia no se vaya a crear o se destruya.

2. El reactivo limitante es la sustancia que consume por completo una reaccion quimica y esto va a determinar la cantidad maxima de un producto que puede formarse y el reactivo en exceso es la sustancia que sobra al final de una reaccion que no se consume al 100%

3. El electrolito es una sustancia que se disuelve con agua y que produce iones y el no electrolito tambien se disuelve en agua pero no produce iones ni electricidad

4. En la ecuacion molecular se van a mostrar compuestos completos para una reaccion y en la ecuacion ionica va a mostrar los iones que intervienen en la reaccion quimica

5. Los acidos tienen u sabor agrio, tienen a cambiar el papel tornasol azul a rojo y liberar iones H en solucon acuosa y las bases tienen sabor amargo, cambian el papel de rojo a azul y liberan iones OH en solucion acuosa

6. Por que el mercurio es más pesado que el agua

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1. Obedece la Ley de conservación de la masa de Lavoisier, menciona, "La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos".

2. Reactivo limitante: Es el reactivo que se consume completamente durante la reacción y determina la cantidad máxima de producto que puede formarse.

Reactivo en exceso: Es el reactivo que se encuentra en mayor cantidad que la requerida estequiométricamente, por lo que sobra al finalizar la reacción.

3. Electrolito: es la sustancia que al disolverse en agua se ioniza y conduce corriente eléctrica.

No electrolito: es la sustancia que se disuelve sin formar iones, por lo que no conduce electricidad.

4. Ecuación molecular: Representa las sustancias como compuestos completos.

Ecuación iónica: Muestra las especies disociadas en solución.

5. Ácidos:

-Sabor agrio.

-pH menor que 7.

-Donan protones H⁺.

-Reaccionan con metales liberando hidrógeno.

-Cambian el papel tornasol azul a rojo.

Bases:

-Sabor amargo.

-pH mayor que 7.

-Aceptan protones.

-Tacto jabonoso.

-Cambian el papel tornasol rojo a azul.

6. Gracias a su alta densidad, una columna de aproximadamente 760 mm de Hg puede equilibrar la presión atmosférica, mientras que con agua se requeriría una columna cercana a 10.3 m.

7. Sera mayor porque al descender por debajo del nivel del mar aumenta la cantidad de aire sobre el punto considerado, incrementando la presión atmosférica.

8. - Ley de Boyle

A temperatura constante: el volumen es inversamente proporcional a la presión.

P1​V1​=P2​V2​

- Ley de Charles

A presión constante: el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

T1​/V1​​=T2/​V2​​

- Ley de Gay-Lussac

A volumen constante: la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

T1/​P1​​=T2​/P2​​

- Ecuación de Gas Ideal

PV=nRT

9. En el Sistema Internacional la densidad se expresa en: kg/m3.

10. Es la relación entre los moles de un componente y los moles totales de la mezcla.

xi​=ni/ntotal​

Es adimensional y la suma de todas las fracciones molares es igual a 1.

11. Gas ideal: no existen fuerzas intermoleculares y el volumen molecular es despreciable.

Gas no ideal: se desvía del comportamiento ideal principalmente a altas presiones y bajas temperaturas.

12. La tabla periódica organiza los elementos según su número atómico y configuración electrónica.

13. Porque las moléculas en los líquidos están muy próximas entre sí y existe muy poco espacio libre entre ellas.

14. Porque poseen electrones libres o deslocalizados que pueden desplazarse fácilmente a través de la estructura metálica.

15. Es una representación gráfica de las regiones de estabilidad de una sustancia en función de la presión y la temperatura.

16. Porcentaje en masa:

%m/m= (masa del soluto/masa de la solucion)x100

Unidad: %

Fraccion molar:

xi​=ni/ntotal​

Unidad: adimencional

Molaridad (M):

M=n​soluto​​/Vsolucion

Unidad: mol/L

Molalidad (m):

m=nsoluto​​/kgdisolvente​

Unidad: mol/kg

Conversión entre concentraciones

Generalmente se requiere:

Masa molar del soluto.

Densidad de la solución.

Masa o volumen de la solución.

17. Equilibrio físico:

No cambia la identidad química de las sustancias.

Equilibrio químico:

Existe una reacción química reversible.

18. El equilibrio químico permite predecir:

La cantidad de productos formados.

La conversión alcanzable.

Las condiciones óptimas de operación.

Es fundamental en el diseño de reactores y procesos industriales.

19. Cociente de reacción (Q):

Es una relación matemática entre productos y reactivos en cualquier instante de la reacción.

Constante de equilibrio (K):

Es el valor de Q cuando el sistema ha alcanzado el equilibrio químico.

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1.¿Por qué se debe hacer el balanceo de una ecuación química? ¿Qué ley se obedece con este procedimiento?

Se balancea porque se debe tener el mismo numero de reactivos y productos para cumplir la ley de l conservación de la masa.

2. Defina reactivo limitante y reactivo en exceso.

Reactivo limitante: se consume por completo en la reacción.

Reactivo en exceso: sobra al finalizar la reacción.

3. ¿Cuál es la diferencia entre un no electrolito y un electrolito?

Electrolito se disocia en iones en solución y conduce electricidad y el no electrolito no se disocia y no conduce electricidad.

4. ¿Cuál es la diferencia entre una ecuación iónica y una ecuación molecular?

La molecular muestra las sustancias como compuestos completos y la iónica muestra los compuestos en sus iones disociados.

5. Enuncie las propiedades generales de ácidos y bases.

Acido: pH por debajo de 7, sabor agrio, reaccionan con metales liberando H2

Base: Sabor amargo, pH mayor a 7 y una sensación resbaladiza al tacto.

6. ¿Por qué el mercurio es una sustancia más adecuada que el agua para utilizar en el barómetro?

Porque el mercurio es mas denso que el agua lo que permite que el barómetro tenga una altura manejable.

7. La presión atmosférica en una mina que está a 500 m bajo el nivel del mar será ¿mayor o menor que una atmósfera?

Sera mayor a 1 atm ya qué a mayor altitud hay una mayor columna de aire ejerciendo por encima.

8. Enuncie las leyes de gases en forma escrita y también con ecuaciones.

Ley de Boyle: A temperatura constante, el volumen es inversamente proporcional a la presión: P1V1 = P2V2.

Ley de Charles: A presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta: V1/T1 = V2/T2.

Ley de Gay- Lussac: A volumen constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta: P1/T1 = P2/T2.

Ley de Avogadro: A presión y temperatura constantes, el volumen es directamente proporcional a los moles de gas: V1/n1 = V2/n2.

¿Qué unidades se usan formalmente para expresar la densidad de gases

Se expresan en gramos por litro (g/L).

9. Explique qué es la fracción molar.

Es una unidad de concentración adimensional que representa la relación entre los moles de un componente particular y los moles totales de todos los componentes de la mezcla.

10. ¿Qué entiende por un gas ideal y un gas no ideal?

Gas ideal: Gas hipotético cuyas partículas no interactúan entre sí y no ocupan un volumen propio; sigue estrictamente la ecuación PV = nRT.

Gas no ideal (real): Gas cuyas partículas sí tienen interacciones intermoleculares y volumen propio, desviándose del comportamiento ideal a altas presiones y bajas temperaturas.

11. Describe brevemente la importancia de la tabla periódica.

Organiza y clasifica los elementos químicos según sus propiedades y número atómico, permitiendo predecir el comportamiento, la reactividad y los tipos de enlaces que formarán los elementos.

12. ¿Por qué los líquidos a diferencia de los gases son prácticamente incompresibles?

Porque en los líquidos las moléculas ya están muy juntas y en contacto directo unas con otras, por lo que casi no queda espacio libre entre ellas para reducir su volumen mediante presión.

13. ¿Por qué los metales son buenos conductores del calor y la electricidad?

Debido a su estructura de enlace metálico, donde los electrones de valencia están libres para moverse en una “nube” o “mar de electrones”, facilitando el transporte de carga y energía térmica.

14. ¿Qué es un diagrama de fases?

Es una representación gráfica (normalmente Presión vs. Temperatura) que muestra las condiciones bajo las cuales existen los estados sólido, líquido y gaseoso de una sustancia, así como los equilibrios entre ellos.

15. Defina los siguientes términos de concentración y especifique sus unidades: porcentaje en masa, fracción molar, molaridad, molalidad y qué pasos se requieren para la conversión entre molaridad, molalidad y porcentaje en masa.

Porcentaje en masa (% m/m): masa soluto /masa disolución x 100 [Unidad:%].

Fracción molar (X): moles soluto / moles totales [Adimensional].

Molaridad (M): moles soluto / litros disolución [Unidad: mol/L].

Molalidad (m): moles soluto / kg disolvente [Unidad: mol/kg].

Pasos para conversión: Se necesita conocer la densidad de la disolución y la masa molar del soluto para pasar de volumen a masa (o viceversa) y de gramos a moles.

16. Explique la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico.

Equilibrio físico: Es un equilibrio entre diferentes fases de la misma sustancia (ej. Evaporación y condensación del agua); no cambian las identidades químicas.

Equilibrio químico: Es un equilibrio reversible donde las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, manteniendo constantes las concentraciones de reactivos y productos distintos.

17. Describa brevemente la importancia del equilibrio en el estudio de las reacciones químicas.

Permite predecir el rendimiento máximo de una reacción, determinar cuánta cantidad de producto se formará bajo ciertas condiciones y saber cómo modificar la presión, temperatura o concentración para optimizar el proceso (Principio de Le Châtelier).

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Roxana Nohemi Sánchez Martinez

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1. Balanceo de ecuaciones químicas

¿Por qué se debe hacer? Se realiza para garantizar que la cantidad de átomos de cada elemento sea exactamente la misma en los reactivos (inicio) y en los productos (final).

Ley que obedece: Sigue estrictamente la Ley de Conservación de la Masa (o Ley de Lavoisier), la cual establece que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

2. Reactivo limitante y reactivo en exceso

Reactivo limitante: Es aquel que se consume por completo primero en una reacción química. Determina de forma estricta la cantidad máxima de producto que se puede formar.

Reactivo en exceso: Es el reactivo que queda sobrante cuando la reacción se detiene porque el reactivo limitante se ha agotado.

3. Diferencia entre electrolito y no electrolito

Electrolito: Sustancia que, al disolverse en agua o fundirse, se disocia en iones y permite la conducción de la corriente eléctrica (por ejemplo: sal de mesa, NaCl).

No electrolito: Sustancia que se disuelve en agua pero no se disocia en iones (permanece en forma molecular), por lo que su disolución no conduce la electricidad (por ejemplo: azúcar o glucosa).

4. Diferencia entre ecuación iónica y ecuación molecular

Ecuación molecular: Muestra las fórmulas químicas completas de todos los reactivos y productos como si existieran como moléculas o compuestos completos individuales.

Ecuación iónica: Muestra explícitamente a las especies químicas disueltas en agua desglosadas en sus respectivos iones libres (especialmente los electrolitos fuertes).

5. Propiedades generales de ácidos y bases

Ácidos: Tienen sabor agrio, cambian el papel tornasol a color rojo, reaccionan con metales activos liberando hidrógeno gaseoso (H2) y neutralizan a las bases.

Bases: Tienen sabor amargo, son resbaladizas al tacto (como el jabón), cambian el papel tornasol a color azul y neutralizan a los ácidos.

6. Mercurio en el barómetro

El mercurio es mucho más adecuado que el agua debido a su alta densidad (aproximadamente 13.6 g/cm3). Si se utilizara agua, la columna del barómetro tendría que medir más de 10 metros de altura para equilibrar la presión atmosférica, mientras que con mercurio solo se necesitan unos 76 centímetros. Además, el mercurio tiene una presión de vapor muy baja, evitando que interfiera en la medición.

7. Presión en una mina bajo el nivel del mar

La presión atmosférica será mayor que una atmósfera (> 1 atm). Esto se debe a que a mayor profundidad, la columna de aire que se encuentra encima de la mina es más alta y densa, lo que ejerce una mayor fuerza por unidad de área.

8. Leyes de los gases

Ley de Boyle (Temperatura constante): El volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión.

Fórmula: P1 V1 = P2 V2

Ley de Charles (Presión constante): El volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (en Kelvin).

Fórmula: V1 / T1 = V2 / T2

Ley de Gay-Lussac (Volumen constante): La presión de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Fórmula: P1 / T1 = P2 / T2

Ley de Avogadro: El volumen es directamente proporcional al número de moles de gas.

Fórmula: V1 / n1 = V2 / n2

Ley de los gases ideales: Combina las leyes anteriores.

Fórmula: P V = n R * T

9. Unidades de la densidad de gases

Formalmente se expresa en gramos por litro (g/L), a diferencia de los sólidos y líquidos que comúnmente se expresan en g/cm3 o g/mL debido a que los gases ocupan mucho más volumen por unidad de masa.

10. Fracción molar

Es una unidad de concentración adimensional que expresa la relación entre los moles de un componente en particular (ni) y el total de moles de todos los componentes presentes en la mezcla (ntot).

Fórmula: X = Moles de componente / Moles totales

11. Gas ideal vs. Gas no ideal

Gas ideal: Gas hipotético cuyo comportamiento se describe perfectamente por la ecuación de los gases ideales. Se asume que sus moléculas no tienen volumen propio y no existen fuerzas de atracción ni repulsión entre ellas.

Gas no ideal (o Real): Gas real que a presiones elevadas y temperaturas muy bajas se desvía del comportamiento ideal, ya que sus moléculas sí ocupan un espacio real y experimentan fuerzas intermoleculares de atracción o repulsión.

12. Importancia de la tabla periódica

Es fundamental porque organiza y clasifica todos los elementos químicos conocidos de acuerdo a su número atómico y propiedades. Permite predecir de forma muy precisa el comportamiento químico, la reactividad, las configuraciones electrónicas y los tipos de enlaces que formará un elemento con solo observar su posición (grupo y periodo).

13. Incompresibilidad de los líquidos

A diferencia de los gases, donde las moléculas están extremadamente separadas por espacio vacío, las moléculas en los líquidos ya están muy juntas y en contacto cercano. Debido a esto, las fuerzas de repulsión electrostática entre las nubes electrónicas de sus átomos impiden que se reduzca significativamente el espacio entre ellas al aplicar presión.

14. Conductividad de los metales

Se debe a su estructura de enlace metálico, descrita comúnmente como un "mar o nube de electrones libres". Los electrones de valencia están deslocalizados y se mueven con extrema facilidad a través de la red de átomos, transportando rápidamente tanto la energía cinética (calor) como la carga eléctrica.

15. Diagrama de fases

Es un gráfico que muestra las fronteras de transición entre los diferentes estados de la materia (sólido, líquido y gas) de una sustancia específica, en función de variables controladas de presión y temperatura.

16. Términos de concentración y conversiones

Porcentaje en masa (%): Masa del soluto por cada 100 unidades de masa de disolución. (g soluto / g disolución) * 100.

Fracción molar (X): Relación de moles de soluto entre los moles totales de la mezcla. (mol soluto / mol totales).

Molaridad (M): Moles de soluto contenidos en un litro de disolución. (mol soluto / L disolución).

Molalidad (m): Moles de soluto contenidos por cada kilogramo de disolvente. (mol soluto / kg disolvente).

Pasos para la conversión entre ellas: Para interconvertir estas unidades se requiere conocer la densidad de la disolución y las masas molares de los componentes.

Asumir una base de cálculo: Por ejemplo, asumir exactamente 1 Litro de disolución (si partes de molaridad) o 100 gramos de disolución (si partes de % en masa).

Utilizar la densidad: Para transformar la masa de la disolución a volumen, o viceversa (Masa = Densidad * Volumen).

Calcular masas o moles individuales: Descontar la masa del soluto de la masa total de la disolución para obtener la masa del disolvente de forma aislada, y usar la masa molar para pasar de gramos a moles según lo requiera la fórmula final.

17. Equilibrio físico vs. Equilibrio químico

Equilibrio físico: Los procesos que ocurren a velocidades opuestas e iguales son cambios de estado físico (por ejemplo, la evaporación y condensación simultánea de agua en un frasco cerrado; la identidad química no cambia).

Equilibrio químico: Ocurre en reacciones reversibles donde las velocidades de la reacción directa (hacia productos) e inversa (hacia reactivos) se igualan, manteniendo las concentraciones de todas las sustancias constantes en el tiempo.

18. Importancia del equilibrio químico

Su estudio permite a los científicos e ingenieros predecir el rendimiento máximo de una reacción y controlar las condiciones óptimas (presión, temperatura, concentración) mediante el Principio de Le Châtelier para maximizar la producción de sustancias de interés (como fármacos o fertilizantes) minimizando los costos de producción.

19. Cociente de reacción (Q) y Constante de equilibrio (K)

Cociente de reacción (Q): Expresa la relación de concentraciones de productos y reactivos en cualquier momento aleatorio del proceso. Nos ayuda a saber hacia dónde se desplazará el sistema para alcanzar el equilibrio.

Constante de equilibrio (K): Es el valor numérico fijo y único que toma el cociente de reacción únicamente cuando el sistema ha alcanzado el estado de equilibrio estable a una temperatura determinada.