Mezclas y combinaciones ( Noveno ) Escribir cinco diferencias entre mezclas y combinaciones

Mezclas Al hablar de una mezcla diremos que es la unión de dos o más sustancias o compuestos, en la que cada una mantiene sus propiedades; y luego pueden separarse fácilmente por acción mecánica, obteniéndose las sustancias primarias sin ninguna alteración. Para ilustrar este concepto te invitamos a realizar el siguiente experimento Materiales: Una hoja de papel Un imán Una cucharada de tierra seca Un cuarto de cucharada de limallas de hierro. Procedimiento: Coloca sobre la hoja de papel la tierra uniendo con las limallas de hierro (esto es la mezcla), siendo la tierra y las limallas las sustancias o componentes primarios; extiende la mezcla sobre la mitad de la hoja, por debajo del papel pasa el imán hacia la mitad que no contiene mezcla (el paso del imán es una acción mecánica) lo que observarás es que las limallas son atraídas por el imán, separándose éstas de la tierra, obteniendo nuevamente, sin alteración alguna, las dos sustancias primarias. Características de las mezclas Para que se pueda llevar a cabo una mezcla es necesario que se cumplan ciertas características: Que las sustancias que intervengan no pierdan sus propiedades. Ejemplo: al mezclar, en un vaso con agua, una cucharada de sal, el agua sigue siendo líquida y la sal no perdió su sabor salado. La cantidad de sustancias que forman una mezcla puede ser variable. Ejemplo: Si al vaso de agua se le agrega una o tres cucharadas de sal. Cuando se unen las sustancias para formar la mezcla no hay desprendimiento ni absorción de energía eléctrica, calorífica o luminosa. Ejemplo: al mezclar el agua con la sal no hay desprendimiento de electricidad, calor o luz. Las sustancias que intervienen pueden separarse por acciones mecánicas o físicas. Ejemplo: mediante la evaporación del agua por la acción del calor, podemos volver a obtener la sal. tipos de mezclas Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas Mezclas homogéneas.- Son en las que las sustancias que intervienen no se pueden diferenciar a simple vista. Ejemplo: la sangre, solo al verla no podemos diferenciar el plasma de los elementos figurados. Otros ejemplos de mezcla homogéneas: la leche, el aire, el agua. Mezclas heterogéneas.- Son las mezclas en las que las sustancias que intervienen se pueden diferenciar a simple vista. Ejemplo: el agua con el aceite, es un ejemplo muy claro de mezcla heterogénea. Como tú sabes el aceite es una sustancia oleosa,  que nunca pueden unirse con el agua  ya que por ser más liviano flota sobre el agua. Otros ejemplos de mezclas heterogéneas : las limaduras de hierro con agua, el arroz con el agua. Según el estado de los componentes de la mezcla, éstas pueden ser: Sólido – sólido          Ejemplo: Arroz y arena Sólido – líquido         Ejemplo: Piedras y agua Líquido – líquido       Ejemplo: Agua y jugo de limón Líquido – Gas             Ejemplo: Agua y gas carbónico Gas – Gas                    Ejemplo: El aire que respiramos. Procesos para separar mezclas Las sustancias o componentes que integran una mezcla pueden separarse por métodos como: Evaporación.- Este proceso separa las mezclas de sólidos con líquidos. Al colocar la mezcla al fuego, se calienta el líquido y pasa a estado gaseoso (se evapora) y el sólido permanece en el fondo del recipiente. Sedimentación.-  Separación de los componentes de una mezcla de sólidos  con líquidos por acción de la gravedad; en este proceso la sustancia más pesada se precipita o baja al fondo del recipiente y el líquido se mantiene sobre este. Magnetismo.-  Proceso que separa los componentes por acción  del poder que tienen algunos cuerpos de atraer  metales como el hierro, acero y otro  .  Recuerda el experimento que realizamos para separar las limaduras del hierro de la tierra. Flotación.- En este proceso se puede dar mezclas entre sólido – líquido o líquido – líquido, en las que la sustancia menos pesada flota sobre el líquido. Filtración.-  Proceso para separar, mezclar entre sólido – sólido  o sólido – líquido, con la ayuda de un filtro.- Aparato a través del cual se hace pasar un líquido que se desea clasificar .  O también las partículas pequeñas de un sólido. Combinaciones Combinación es la unión de dos o más componentes que forman una nueva sustancia, en la cual es imposible identificar las características que tiene los componentes y no se pueden separar usando procedimientos físicos o mecánicos sencillos. En las combinaciones las sustancias o componentes que intervienen deben ir en cantidades exactas. Ejemplo: Al combinarse varios compuestos químicos en cantidades exactas para fabricar las medicinas. Otros ejemplos de combinaciones. Al quemar una madera intervienen tanto el aire como el fuego y se producen sustancias diferentes como son el humo y el carbón en que queda convertida la madera. Ya no podemos obtener la madera que por acción del fuego se convirtió en otro elemento, (carbón). Al dejar un objeto de metal en contacto con agua o humedad en este se forma óxido. Otros ejemplos de combinaciones son: el agua, el aire, la leche, la sal. Características de las combinaciones. Las sustancias que intervienen pierden sus propiedades. Ej. Luego de quemar un papel; ya no podemos volver a obtener el papel, este se ha convertido en humo y ceniza. La cantidad de sustancias que intervienen en las combinaciones es exacta. Ejemplo: la combinación del aire es : Nitrógeno (N) = 78.08%, Oxígeno (O2 ) =20.95, Gases raros = 0.97% Las sustancias que intervienen no pueden separarse por acciones mecánicas o físicas sencillas. Ejemplo: Una tableta de aspirina no se puede separar en sus compuestos.

LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS (2) Leyes de las combinaciones químicas Las hipótesis de los filósofos griegos sobre la discontinuidad de la materia y su composición por partículas indivisibles, indestructibles e inmutables, denominadas átomos, se convirtió en teoría en 1803, gracias a Dalton (1766-1844). Éste se basó en las experiencias de Boyle (1627-1691) con gases, de Lavoisier (1743-1794) con combustiones, de Proust (1754-1826) sobre combinaciones entre los elementos y en las suyas propias. Fruto de estas experiencias son las leyes fundamentales de las combinaciones químicas, leyes cuantitativas basadas en la medida de volúmenes de gases y en la pesada con balanza de sustancias puras y mezclas. Ley de Lavoisier o de conservación de la masa Lavoisier enunció la ley de conservación de la masa para las reacciones químicas, según la cual en todas las reacciones químicas se cumple que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. En la figura se representa la comprobación experimental de la ley de Lavoisier. El carbonato de calcio (CaCO3) se transforma en óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO2) por la acción del calor, sin que varíe la masa durante el proceso. Ley de Proust o de las proporciones definidas En 1799, Proust (1754-1826) concluyó que la composición de una sustancia pura es siempre la misma, independientemente del modo en que se haya preparado o de su lugar de procedencia en la naturaleza. Así, por ejemplo, el agua pura contiene siempre un 11,2% de hidrógeno y un 88,8% de oxígeno. Según esto, para obtener en el laboratorio 100 gramos de agua pura hay que hacer reaccionar las cantidades mencionadas. Como la relación entre oxígeno e hidrógeno es constante en el caso del agua pura, se puede deducir que: Este hecho, comprobado en cientos de compuestos, se conoce como la ley de las proporciones definidas y se puede enunciar de dos formas: Cuando dos o más elementos químicos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen según una relación constante entre sus masas. Cuando un determinado compuesto se separa en sus elementos, las masas de éstos se encuentran en una relación constante que es independiente de cómo se haya preparado el compuesto, de si se ha obtenido en el laboratorio o de su procedencia. Las consecuencias de esta ley son importantes para la química, no sólo como método para identificar un compuesto, sino también para conocer las cantidades de las sustancias que reaccionan entre sí. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Dalton comprobó en el laboratorio que, al hacer reaccionar cobre con oxígeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de cobre diferentes que, dependiendo de las condiciones, podían combinarse de forma distinta, pero que sus masas siempre estaban en una relación de números enteros. Llegó a la misma conclusión con otros experimentos realizados en el laboratorio y dedujo la ley de las proporciones múltiples, cuyo enunciado es: las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos 1:1, 2:1, 1:2, 1:3, 3:1, 2:3, 5:3, etcétera. Ley de las proporciones múltiples de Dalton para dos óxidos de cobre. Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación Gay-Lussac (1778-1850) observó que al reaccionar un volumen de oxígeno con dos volúmenes de hidrógeno (esto es, un volumen doble que el primero), se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando los volúmenes de los gases se midieran a la misma presión y temperatura. Dispositivo para la medida del volumen del gas desprendido en una reacción. Según la ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, en la que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen de la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando la presión y la temperatura permanezcan constantes. Ley de los volúmenes de combinación aplicada al agua.

 

Selección natural ( 3 de BGU ) Elaborar cinco conclusiones de la selección natural

SISTEMA RESPIRATORIO ( 2 DE BGU) Realizar un mapa conceptual de todos los componentes del sistema respiratorio

Igualación por redox ( 2de BGU ) Realizar dos ejemplos e igualar

Soluciones Químicas ( 3 de BGU ) Realizar cinco ejemplos parecidos de soluciones cambiando los datos

SOLUCIONES QUÍMICAS: Las soluciones son sistemas homogéneosformados básicamente por dos componentes. Solvente y Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente. Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos. La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como los solventes orgánicos no polares. CONCENTRACION: La concentración es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución o de solvente. Esta relación se puede expresar de muchas formas distintas. Una de ellas se refiere a los porcentajes. Porcentaje masa en masa o peso en peso, (%m/m):Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 gramos de solución. Ej: Una solución 12% m/m tiene 12 gramos de soluto en 100 gramos de solución. Como formula, podemos expresar esta relación así: %m/m = x 100 Porcentaje masa en volumen (%m/v): Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 ml de solución. Aquí como se observa se combina el volumen y la masa. Ej: Una solución que es 8% m/v tiene 8 gramos de soluto en 100 ml de solución. Fórmula: % m/v = x 100 Porcentaje volumen en volumen (%v/v): Es la cantidad de mililitros o centímetros cúbicos que hay en 100 mililitros o centímetros cúbicos de solución. Ej: Una solución 16% v/v tiene 16 ml de soluto por 100 ml de solución. Fórmula: % v/v = x 100 Otras formas son la Molaridad, la Normalidad y la Molalidad. Es bueno recordad antes el concepto de mol. El mol de una sustancia es el peso molecular de esa sustancia expresada en gramos. Estos datos se obtienen de la tabla periódica de los elementos. Sumando las masas de los elementos se obtiene la masa de la sustancia en cuestión. Molaridad: Es la cantidad de moles de soluto por cada litro de solución. Como fórmula: M = n/V M = M: Molaridad. n: Número de moles de soluto. V: Volumen de solución expresado en litros. Normalidad: Es la cantidad de equivalentes químicos de soluto por cada litro de solución. Como fórmula: N = n eq/V N = Normalidad. n eq. : Número de equivalentes del soluto. V: Volumen de la solución en litros. Molalidad: Es la cantidad de moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente. En fórmula: m = n/kgs solvente m = Molalidad. n: Número de moles de soluto por Kg = 1000 gramos de solvente o 1 kg de solvente. Ejercicios: A continuación comenzaremos una guía de problemas donde pondremos en práctica a todas estas fórmulas. 1) Calcula el % m/m de una solución que tiene 6 gramos de soluto en 80 gramos de solución. Aplicamos la fórmula: % m/m = 6 grs x 100 / 80 grs % m/m = 7.5 2) Calcula el % m/m de una solución que tiene 10 grs. de soluto y 110 grs. de solvente. En este caso, la masa de la solución es de 120 grs. ya que resulta de sumar los 10 grs. de soluto mas los 110 grs. de solvente. % m/m = 10 grs x 100 / 120 grs % m/m = 8.33. 3) Calcula la masa de soluto que tendría una solución de 220 grs. que es 4% m/m. En este caso podemos despejar la masa de soluto de la fórmula. Nos queda. masa de soluto = % m/m x masa solución / 100 masa de soluto = 4% x 220 grs / 100 Masa de soluto = 8.8 grs. 4) Cuantos grs. de soluto y solvente tendrán 320 grs. de solución cuya concentración es 5 % m/m: masa de soluto = 5 % x 320 grs / 100 Masa de soluto = 16 grs. La masa de solvente es fácil obtenerla. Directamente le restamos a la masa de la solución la masa de soluto. Masa de solvente = 320 grs. – 16 grs. Masa de solvente = 304 grs. 5) Cuantos gramos de soluto tendrán 1200 ml de solución cuya concentración es de 6% m/v. De la fórmula: % m/v = masa de soluto x 100 / volúmen de sción despejamos la masa de soluto. masa de soluto = % m/V x volúmen de sción / 100 masa de soluto = 6 % m/v x 1200 ml / 100 V = 80 grs x 100 / (5 % m/v sción) Masa de soluto = 72 grs. 6) Que volumen tendrá una solución al 5% m/v que contiene 80 grs. de soluto. De la misma fórmula utilizada en el anterior problema despejamos el volumen. V = ( masa de soluto x 100) / ( % m/v sción) V = 1600 ml. 7) Cuál será el % v/v en una solución que se preparo con 9 ml de soluto y 180 ml de solvente. El volumen de la solución lo obtenemos sumando a ambos volúmenes. % v/v = ( volúmen de soluto x 100 ) / ( volúmen de sción ) % v/v = (9 ml / 189 ml) x 100 % v/v = 4.76. 8) Cuáles son los volúmenes del soluto y solvente de una solución de 2000 ml al 16 % v/v. Volúmen de soluto = ( % v/v sción x Volúmen sción ) Volúmen de soluto = ( % v/v sción x Volúmen sción ) / 100 Volúmen de soluto = (16 % x 2000 ml) / 100 Volumen de soluto = 320 ml. Volumen de solvente = 2000 ml – 320 ml. Volumen de solvente = 1680 ml. Densidad: Con la densidad podemos transformar o pasar una cantidad de masa a su equivalente en volumen o viceversa. Densidad = masa / volumen Aquí les dejo 2 ejemplos. 1) Cuantos grs. habrán en un volumen de 12 ml de una solución que tiene una densidad de 1.84 gr/ml. Masa = Densidad x Volumen Masa = (1.84 gr./ml) x 12 ml. Masa = 22.08 grs. 2) Que volumen tendrá una masa de 28 grs. de una solución cuya densidad es 1.76 gr./ml. De la fórmula anterior despejamos al volumen. V = masa / densidad V = 28 grs / 1,76 grs/ml V = 15.91 ml. Molaridad: 1) Calcula la M de una solución que tiene 8 grs. de hidróxido de sodio (NaOH) en 680 ml de solución. Según la fórmula de Molaridad. M = n / V Para calcular la Molaridad hay que saber la cantidad de moles y el volumen expresado en litros. La cantidad de moles se calcula por n = masa / ( Peso molecular ) n = 8 grs / 40 grs n = 0.2 moles. Los 680 ml pasados a litros son 0,68 lts. M = ( 0,2 moles ) / ( 0,68 lts ) Molaridad = 0.294 M (molar). 2) Cuantos moles de ácido clorhídrico (HCl) serán necesarios para hacer una solución 1,4M que tenga un volumen de 3.6 lts. M = n / V Despejamos n de la fórmula quedando: n = M x V n = 1,4 M x 3.6 lts. n = 5.04 moles. 3) Que volumen tendrá una solución que es 2 M y contiene 18 grs. de hidróxido de potasio. (KOH). El volumen lo despejamos de la fórmula de molaridad. Y los 18 grs. de soluto lo pasamos a moles. M = n/V v = n/M n = masa/PM n = = 0.321 moles. V = ( 0,321 moles ) / 2 M V = 0.16 lts. 4) Como prepararía 2 lts. de una solución 0,5 M de hidróxido de sodio (NaOH) a partir de otra, también de hidróxido de sodio, cuya concentración es 1.8 M. Cuando se prepara una solución a partir de otra de mayor concentración lo que se hace es tomar una cantidad de la de mayor concentración y luego se la diluye con agua hasta llegar al volumen requerido de la de menor concentración. Para saber cuánto debemos tomar de la más concentrada usamos la siguiente fórmula. M1 x V1 = M2 x V2 Los subíndices numéricos se usan para diferenciar a las dos soluciones de distinta concentración. Llamamos 1 a la más concentrada y 2 a la más diluida. 1.8 M x V1 = 0.5 M x 2 lts. V1 = ( 0,5 M x 2 lts ) / ( 1,8 M ) V1 = 0.555 lts. Se toman 0.555 lts de la solución más concentrada o 555 ml y se disuelven hasta 2 litros. 5) Calcula la M de una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) de densidad 1.82 gr/ml y de 94% de pureza. Sabemos que para calcular la molaridad tenemos que tener los datos de la cantidad de moles y el volumen expresado en litros. A partir de la densidad deducimos que en un ml de solución hay 1.82 grs. de masa de solución. Por lo tanto en 1 litro habrá 1820 gramos de solución. Ahora bien, de esos 1820 gramos solo el 94% es puro en el soluto que tenemos. Con un simple cálculo de porcentaje obtendremos la cantidad que realmente hay de soluto en esos 1820 gramos. 1820 grs. x 0.94 = 1710.80 grs. A partir de esta masa sacamos la cantidad de moles. n = ( 1710,80 grs ) / ( 98 grs/mol ) n = 17.457 moles. Estos cálculos se basaron al principio cuando usamos la densidad en un volumen de 1 litro. Por lo tanto si dividimos esta cantidad de moles por un litro obtenemos directamente la molaridad. Molaridad = 17.457 M (molar). 6) Se dispone de un ácido nítrico comercial del 96,73% en peso y 1,5 gr/ml densidad ¿Cuántos ml de ácido concentrado serán necesarios para preparar 0,2 litros de disolución 1,5 molar de dicho ácido? Directamente lo podemos hacer cambiando las unidades con los factores de conversión hasta llegar a molaridad. Se van cancelando las unidades viejas y quedan solo las nuevas, es decir mol/litro que es M (molaridad): Primero usaremos el porcentaje de pureza, luego la densidad, los mililitros a litros y por último pasaremos la masa a moles. (96,73 grs soluto / 100 grs solución) x (1,5 grs soluc / 1 ml soluc) x (1000 ml soluc / 1 litro) x (1 mol acido nítrico / 63 grs soluto) = 23 M Ahora con la fórmula M1 x V1 = M2 x V2 calculamos el volumen del ácido concentrado que necesitarás. Podes llamar con el 1 a la solución concentrada y con el 2 a la nueva solución. V1 = M2 x V2 / M1 = 1.5 M x 0,2 lit / 23 M = 0.013 lit = 13 ml Entonces tomas 13 ml de la solución concentrada y le agregas agua hasta que llegues a los 200 ml o 0,2 litros que nos piden. 7) Cuál será la Normalidad de una solución de ácido clorhídrico que tiene 6 grs. de este en 1200 ml de volumen. A partir de la fórmula: N = N° de equivalentes de soluto / V (scion en lts) Tenemos que calcular el número de equivalentes de soluto y pasar a litros el volumen que ya tenemos de solución. En el caso de los ácidos el número de equivalentes se calcula dividiendo la masa de este por el peso del equivalente químico de este. El equivalente químico en el caso de los ácidos se calcula dividiendo el peso molecular por la cantidad de hidrógenos que tiene la molécula. El ácido clorhídrico tiene un peso molecular de 36.5. Tiene un solo átomo de hidrógeno, por lo tanto su peso equivalente es el mismo. N de eq soluto = ( 6 grs ) / ( 36,5 grs/eq ) N de eq. Soluto = 0.164 equivalentes. Normalidad = (0,164 equiv) / ( 1,2 lts) Normalidad = 0.137. 8) A un recipiente que contiene 200 mL de solución acuosa 0.2 M de H2SO4 se le agregan 10 mL de H2SO4 puro (densidad=1.83 g/mL). Suponiendo volúmenes aditivos, calcular para la solución resultante la normalidad. Debemos calcular el número de moles totales y después el de equivalentes en este caso. Por ejemplo en la primera solución tenemos: Moles = 0,200 lts x 0,2M = 0,04 moles. Como el H2SO4 tiene 2 hidrógenos la cantidad de equivalentes es moles x 2 = 0,08 equivalentes. Ahora calculamos los equivalentes de la otra solución. Pero de la otra no tenemos la Molaridad, por lo tanto la debemos calcular de la densidad y del % de pureza que es del 100% por ser puro. M = 1,83 grs/ml x 1000 ml/litro x 1 mol/98 grs = 18.67 M (molar) por lo tanto tiene 18,67 M x 0,01 litros = 0,187 moles o sea, 0,374 equivalentes. Si sumamos tenemos 0,08 equivalentes + 0,374 equivalentes = 0,454 equivalentes en total al mezclar ambas soluciones. Entonces N = equiv/litros. N = 0,454 equiv / 0,21 litros = 2.16 N de la solución final. El volúmen de 0,21 litros se obtuvo sumando los volúmenes aditivos. 9) Que volumen tendrá una solución 2.6 N de hidróxido de calcio ( Ca(OH)2 ) si la cantidad de soluto usada fue de 4 moles. N = N° eq (st0) / V Despejamos el volumen: V = N° eq (st0) / N En este caso tenemos moles pero no equivalentes. Se puede pasar de una manera sencilla de moles a equivalentes. Teniendo en cuenta que para calcular el peso de un equivalente de un hidróxido se divide al peso molecular por la cantidad de grupos oxhidrilos. El peso del equivalente es el peso molecular dividido por 2. Ya que este hidróxido posee 2 grupos oxhidrilos. El peso molecular es 40. Por lo tanto el peso del equivalente de Ca(OH)2 es 20. Deducimos por lo tanto que en un mol de este compuesto hay 2 equivalentes. Como tenemos 4 moles del hidróxido tenemos 8 equivalentes. V = 8 eq / 2,6N V = 3.077 litros. 10) Calcula la Normalidad de: Una solución 4 M de NaOH. Una solución 6 M de Mg (OH)2 Una solución 0.5 M de H2SO4 Una solución 0.8 M de HNO3 En el caso del NaOH vemos que tiene un solo radical oxhidrilo, o sea que el peso molecular o el mol coincide con el peso de un equivalente químico. Por lo tanto si es 4 M también será 4 N. En el segundo caso, el Mg(OH)2, tiene 2 grupos oxhidrilos. El peso de un equivalente será la mitad del peso molecular. En un mol hay dos equivalentes. Entonces si es 6 M será 12 N. En el tercer caso, vemos que el ácido sulfúrico tiene 2 hidrógenos. O sea que el peso de su equivalente será la mitad de su mol o peso molecular. En un mol hay dos equivalentes. Asi que si es 0.5 M será 1 N. En el último caso, este ácido (ácido nítrico), tiene un solo hidrógeno. Asi que un mol equivale a un equivalente. Es igual su molaridad y su normalidad. Es 0.8 M y 0.8 N. 11) Calcula la molalidad de una solución que se prepara con 16 gramos de Hidróxido de Potasio (KOH) y 1600 gramos de agua. La fórmula es: m = Moles (st0) / Kg svte Tenemos que transformar los 16 grs. del soluto a moles. n = (16 grs) / (56 grs / mol) n = 0.286 moles.

Reglas para asignar número de oxidación ( 2 de BGU) Realizar cinco ejemplos con formulas ternarias

Reactivo limitante ( 3 de BGU) Realizar un ejercicio propuesto