martes, 30 de octubre de 2012

Temas de Quimica 4.1 al 4.8 Completo


4.1 Conceptos de mol soluciones y reacciones


El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.

El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA) y equivale a:

 


Una disolución o solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada disolvente o solvente.

 
Una reacción química es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

 

4.2  Concepto de estequiometria.

La estequiometria es la sección de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y los productos, en una reacción.
Según la definición dada por Richter en el año 1792, la estequiometria es la ciencia que mide las relaciones entre las masas, o, dicho de otra manera, las proporciones cuantitativas en los elementos químicos implicados en una reacción.
En las reacciones químicas, los reactivos se combinan para formar productos. En las sustancias que intervienen, la reacción sucede a nivel atómico, es decir que los átomos de los reactivos rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces para formar productos, pero siempre se conservan. Esta es la ley estequiometria de la conservación de las masas, que implica que el número de átomos en los reactivos es igual al número de átomos en los productos, y que la carga total también debe ser la misma, en reactivos y en productos.
4.3 Leyes Estequiometricas

 

4.4  Ley de la conservación de la materia

Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de realizar varios experimentos en los cuales la cantidad de masa de las sustancias constituyentes era igual al de las sustancias obtenidas de la masa de las sustancias obtenidas después del cambio químico sufrido.

Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

 
4.5 Ley de las proporciones constantes

 
Una de las observaciones fundamentales de la química moderna hecha por Joseph Proust, la ley de las proporciones constantes, dice: "Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes”. Eso significa que siempre va a ser igual el porcentaje de cada uno de los elementos no importando si solo se combinan 10 g o 1000 g; esta ley se utiliza cuando hay un reactivo ilimitado en la naturaleza.

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por John Dalton, Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos.

Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792)

"Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."

Ley de la conservación de la masa de Lavoisier [editar]

En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales, La podemos enunciar de la siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma

 
4.6 Ley de las proporciones múltiples

 
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1802 por el físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes estequiometrias  más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.                                            

 Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro, tienen como relación números enteros y sencillos». Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse.

 Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuesto.

 Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el Cu O y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica. Cuando el carbono se calienta en una corriente de gas que contiene oxígeno, próximo al gas no reactivo, éste se oxida. Si hay poco oxígeno presente en la corriente de gas, el producto principal de la oxidación es el monóxido de carbono. El análisis del monóxido de carbono muestra que la relación de masa de oxígeno-carbono es 1,33.

 Cuando el oxígeno está presente en concentraciones elevadas, el producto principal de la oxidación del carbono es el dióxido de carbono. El análisis del dióxido de carbono muestra que la relación de masa de oxígeno-carbono es 2,667. En nuestro ejemplo, la relación de masa de oxígeno-carbono en el dióxido de carbono es el doble de la relación de masa de oxígeno-carbono en el monóxido de carbono.

 

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.

 

 
4.7 Cálculos estequiometricos: relación peso-peso, relación peso-volumen reactivo limitante, reactivo en exceso, grado de conversión o rendimiento.

                               
Relaciones mol-mol.

 
Para mayor información se te sugiere leer el subtema 6.4.2

En este tipo de relación la sustancia dato se da en unidades de moles y la sustancia incógnita tambien se pide en unidades de moles.

Los pasos a seguir son los mismos que se mencionan en la sección 6.4.2

 
Ejemplo

¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando con suficiente oxígeno(O2) se necesitan para obtener 4 moles de agua(H2O).

 

X mol                                 4 mol

CH4    +     2 O2  à CO2  +   2 H2O

1 mol                                  2 mol

 

La ecuación nos indica que con un mol de metano se obtienen dos moles de agua por lo que se establece la relación.

 

 

X mol CH4     -----------  4 mol H2O

1 mol  CH4     -----------  2 mol H2O

 

X= (1 mol  CH4 ) (4 mol H2O)

                  2 mol H2O

 

X = 2 mol CH4 

 

 Esto significa que se necesitan 2 moles de metano para producir 4 moles de agua

 

Relaciones peso-peso.

Las llamadas relaciones estequiometrias dependen de la manera en que se plantea el problema, es decir de las unidades en que se da la sustancia dato del problema y de las unidades en que se requiere o pide la sustancia incógnita (dato que se desconoce y se pide calcular).

Relaciones                      dato - incognita

                                               Mol – mol

  • Masa – masa           masa – mol  Mol – masa

 


                                               Vol – masa

  • Masa – volumen     mol – vol

                                               Vol – mol

 

  • Volumen  - volumen

 

Unidades de medida

            Masa = gramos, kilogramo o mol

            Volumen = L, ml, m3, cm3 

 

Revisemos ahora cuanta información podemos obtener a partir de una ecuación química balanceada, y que utilizaremos según el tipo de relación que se presente en el problema.

            ECUACION:       N2    +   3H2    à   2NH3

  • 1 mol de N2 + 3 moles H2 à 2 moles de NH3
  • 1 molécula de N2 + 3 moléculas H2 à 2 moléculas de NH3
  • 28 gr de N2  + 6 g de H2 à 34 g de NH3
  • 6.02 x 1023 moleculas N2 + 3 (6.02 x 1023 ) molec. CH2 à 2 (6.02 x 1023)molec. de NH2
  • 22.4 L de N2 + 67.2 L de H2 à 44.8 L de NH3  (Si son gases en condic. NPT)    1L N2 + 3L H2 à 2L NH3     (Si son otras condiciones y se aplica la ley de los                      volúmenes de combinación de Gay-Lussac)

RELACIÓN MASA – MASA 0 PESO-PESO


En éste tipo de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta están en alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas veces la información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la cantidad en gramos o viceversa.

Ejemplo:       

El hidróxido de litio sólido se emplea en los vehículos espaciales para eliminar el dióxido de carbono (CO2) que se exhala en medio vivo. Los productos son carbonato de litio sólido y agua líquida ¿Qué masa de bióxido de carbono gaseoso puede absorber 8gr de hidróxido de litio (LiOH)?. La reacción que representa el cambio es:

                        2 Li OH(s) + CO2 (g) à Li2 CO3 (s) +  H2 O(l)

PASOS PARA RESOLVER: (SE SIGUEN LOS MISMOS PARA CUALQUIER RELACION)

  1. Checar que la ecuación esté balanceada correctamente
  2. Subrayar la sustancia proporcionada como dato en la ecuación y la que se da como incógnita. Anotarlo arriba de cada sustancia, la incognita con una X y el valor del dato proporcionado con todo y unidad.
  3. Realizar los cálculos necesarios para obtener la información (valores) que me proporciona la ecuación química balanceada, en las mismas unidades en que se da la sustancia dato y en la que se pide la sustancia incógnita.. Colocarlos debajo de las dos sustancias subrayadas en el paso 2.
  4. Las proporciones así obtenidas extraerlas de la ecuación química y resolver para la incógnita X.

SOLUCIÓN:

           8 g               Xg

            2 Li OH(s) + CO2 (g) à Li2 CO3 (s) +  H2 O(l)

              48g            44g

              8 g Li OH               Xg CO2

              48g Li OH           44g CO2

Resolviendo para X tenemos:        

   X = 7.33 g de CO2

Se interpreta de la siguiente manera: pueden reaccionar 7.33 g de CO2 con los 8 gr de Li OH(s)

Cálculos donde intervienen los conceptos de Reactivo limitante Reactivo en exceso Grado de conversión o rendimiento

 

Reactivo limitante.- El que se encuentra en menor cantidad  en una reacción química y de ella depende la cantidad de producto obtenido.

Reactivo en exceso.- Sustancia que se encuentra en mayor cantidad y que cuando reacciona toda la sustancia limitante,  existe una cantidad de ella que no participa en la reacción; es decir es un sobrante en la reacción

Ejemplo:

            Suponga que se mezcla 637.2gr de Amoniaco (NH3) con 114gr de CO2

            ¿Cuántos gramos de urea (NH2) 2 CO se obtendrán?

2 NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O

1.- Determinamos  la información implícita contenida en la ecuación balanceada:

Para el amoníaco: 2 NH3

N = 14

H = 3

17 x 2 = 34g

Para el Bióxido de carbono: CO2

C = 12 x 1 = 12

O = 16 x 2 = 32

                   44 gr

De la misma manera se calcula la masa molar de la urea y se obtiene 60 g/mol.

(NH2) 2 CO = 60 g/mol

a) Ahora resolvemos para la relación de sustancias subrayadas:

                                     637.2 g                         Xg

2 NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O 34 g, 60 g

 637.2 g NH3   à X g

Si 34 g NH3 à 60g (NH2) 2 CO

x = (637.2 g NH3 ) (60gr (NH2) 2 CO)       = 1, 124 g de urea.

                                       34g NH3

b) Aquí calcularemos la cantidad de urea  que se puede obtener con los 114 g de CO2, para que de esta manera, determinemos que sustancia es el reactivo limitante.                                   114 g            Xg

2 NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O

                                                    44 g          60 g

 114 g de CO2 ------   Xg

Si 44 g de CO2 ----   60 g de (NH2) 2 CO

 

X = 155.45 g de urea (máximo de urea que se obtendría)

 

Por lo tanto el reactivo limitante es el CO2

c)         Suponiendo que quiero que reaccione todo el CO2 ¿Cuanto amoniaco debería de utilizar?

Para determinarlo, resolvemos para la relación:

                                                Xg       114g

2 NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O

                                       34g      44g

      Xg         à 114 gr CO2 

Si 34 g NH3 à 44 g CO2

X = 88 g de NH3 (lo que reacciona del amoniaco)

d) Lo que quedaría de amoniaco sin reaccionar sería:

637.2 g NH3 inicial – 88 g NH3· que reacciona = 549 g de NH3

Rendimiento de una reacción

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá, si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el máximo rendimiento, el cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.

 La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se denomina el rendimiento teórico de la reacción,

La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es el rendimiento real

Rendimiento real < Rendimiento teórico

El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico:

Por ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 155.45 g de urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 131.88 g el porcentaje de rendimiento sería:

% de Rendimiento =   131.88 g  X  100  = 84.84 %

                                     155.45 g

El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y la presión.

 
4.8 Unidades de medidas usuales, átomo-gramo, mol-gramo, volumen-gramo molecular, número avogrado


Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo.

 

H = 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr.

 

1.-un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos

 

2.-un átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos

 

3.-un átomo – gramo de carbono pesa 12 gramos

 

 

  Mol-gramo

Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia expresada en gramos.

 

H2O = 18 (U.M.A.); 18 gr

 

Conversión de moles a gramos:

Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g?

 

PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol

 

Volumen-gramo:

Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.

 

Temperatura normal: 0° C o 273° K

Nota: Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol.

 

Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente o equivalente.

 

Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo (concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo)

 

Volumen gramo molecular:

 

Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.

 

*Temperatura normal: 0° C o 273° K

 

Presión Normal: 1atm o 760 mm de Hg.

 

Número de Avogadro.:

El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de Avogadro.

El número o constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro— es una constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor recomendado para NA en 2002 por CODATA es:

NA = (6,0221415 ± 0,0000010) × 1023 mol−1.

A la cantidad de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA uma.

• Todo el volumen de la Luna dividido en bolas de 1 mm de radio daría (muy aproximadamente) el número de Avogadro.

 









sábado, 27 de octubre de 2012

martes, 23 de octubre de 2012

Resumen #8 del 3.15 al 4.2


3.15   Esteres
Los Esteres se forman por reacción entre un ácido y un alcohol. La reacción se produce con pérdida de agua. Se ha determinado que el agua se forma a partir del OH del ácido y el H del alcohol. Este proceso se llama esterificación. Pueden provenir de ácidos alifáticos o aromáticos.  Se nombran como sales, reemplazando la terminación de los ácidos por oato seguido del nombre del radical del alcohol.
Ejemplo: etanoato de propilo es un éster formado a partir del ácido etanoico y el alcohol propílico.
Propiedades físicas:
Los de bajo peso molar son líquidos de olor agradable, similar al de la esencia de las frutas que los contienen. Los ésteres de ácidos superiores son sólidos cristalinos, inodoros. Solubles en solventes orgánicos e insolubles en agua. Su densidad es menor que la del agua.
Propiedades químicas:
Hidrólisis ácida:
Por calentamiento con agua se descompone en el alcohol y el ácido de los que proviene.
éster + agua  ------------- ácido  + alcohol
Con un exceso de agua la reacción es total. Es un proceso inverso a la esterificación.
CH3.CO.O.CH3  + H2O ------------ C Hidrólisis alcalina                                                     Saponificación
En presencia de un hidróxido y con exceso de agua y calor, se produce una reacción que da como productos el alcohol y la sal del ácido del que proviene. Esta sal es el jabón lo que da el nombre a la reacción.      éster + hidróxido -------------- sal de ácido + alcohol.
Usos
Formiato de etilo: esencia de grosella, ron
Acetato de etilo: esencia de manzana y pera. Solvente de la nitrocelulosa.
Butirato de etilo: esencia de durazno.
Acetato de butilo: solvente de la nitrocelulosa. Lacas; barnices; plásticos; vidrios de seguridad; perfumes.
Acetato de amilo: solvente de lacas y barnicesH3.CO.OH + H.CH2.OH                                             
Los ésteres proceden de condensar ácidos con alcoholes y se nombran como sales del ácido del que provienen. La nomenclatura IUPAC cambia la terminación -oico del ácido por -oato, terminando con el nombre del grupo alquilo unido al oxígeno.
 


Los esteres son grupos prioritarios frente a aminas, alcoholes, cetonas, aldehídos, nitrilos, amidas y haluros de alcanoilo. Estos grupos se nombran como sustituyentes siendo el éster el grupo funcional
.

3. 16  Aminas

Las aminas son compuestos químicos orgánicos que se consideran como derivados del amoníaco y resultan de la sustitución de los hidrógenos de la molécula por los radicales alquilo. Según se sustituyan uno, dos o tres hidrógenos, las aminas serán primarias, secundarias o terciarias, respectivamente.


Ejemplos
Las aminas son simples cuando los grupos alquilo son iguales y mixtas si estos son diferentes.
Las aminas son compuestos muy polares. Las aminas primarias y secundarias pueden formar puentes de hidrógeno. Las aminas terciarias puras no pueden formar puentes de hidrógeno, sin embargo pueden aceptar enlaces de hidrógeno con moléculas que tengan enlaces O-H o N-H. Como el nitrógeno es menos electronegativo que el oxígeno, el enlace N-H es menos polar que el enlace O-H. Por lo tanto, las aminas forman puentes de hidrógeno más débiles que los alcoholes de pesos moleculares semejantes.
Las aminas primarias y secundarias tienen puntos de ebullición menores que los de los alcoholes, pero mayores que los de los éteres de peso molecular semejante. Las aminas terciarias, sin puentes de hidrógeno, tienen puntos de ebullición más bajos que las aminas primarias y secundarias de pesos moleculares semejantes.


3.17 plasticos y resinas.

Los materiales plásticos son un conjunto de materiales de origen orgánico.Han sido obtenidos artificialmente, a partir de productos del petróleo, carbón, gas natural, materias vegetales (celulosa) o proteínas (caseína de la leche), y en alguna fase de su fabricación han adquirido la suficiente plasticidad para darles forma y obtener productos industriales.

Los plásticos son materiales sintéticos denominados polímeros, formados por moléculas, cuyo principal componente es el carbono.
En la actualidad, la cantidad de plásticos existente es enorme. Cada uno de ellos tiene unas propiedades y aplicaciones específicas. En general, se puede decir que los plásticos son más ligeros que los metales y es mucho más fácil darles forma, manteniendo una resistencia a las deformaciones aceptables. Por ello, la tendencia actual es la sustitución de los materiales naturales utilizados hasta ahora, tales como madera, metales, etc.; por plásticos.

Los tipos de plásticos mas empleados en la actualidad por orden de importancia, son: poliestireno, resinas fenólicas, polipropileno y resinas úricas.
Entre las ventajas que ofrecen los plásticos en relación con otros materiales, cave citar: resistencia a la corrosión y agentes químicos, aislamiento térmico y acústico, resistencia a los impacto y, finalmente, una buena presentación estética.


Importancia de los Materiales Plásticos

La industria de fabricación de materiales plásticos, como otras jóvenes industrias, ha tenido un desarrollo espectacular desde su aparición. 
Este desarrollo ha sido posible gracias a la versatilidad de estos nuevos materiales que ha posibilitado su empleo en campos de aplicación tan dispares como pueden ser el envase y embalaje, la construcción o la electrónica.
Como todos los productos de nueva aparición, durante bastantes años han estado buscando su sitio entre y junto a los materiales tradicionales. Hoy día puede afirmarse, sin ninguna duda, que debido por un lado a sus características propias y por otro a su empleo como excelentes sustitutos de materiales tradicionales, este sitio ha sido irreversiblemente conseguido.
Uno de los datos más empleados para medir la incidencia de los plásticos en nuestra sociedad es el consumo por habitante y año.
Queda clara la incidencia de los plásticos en nuestro mundo y por ende en los residuos sólidos. Ahora bien, no todos los objetos de plástico que se utilizan van a parar a los residuos urbanos.

Residuos Sólidos Plásticos
El estudio de los principales sectores en los que se utilizan los plásticos, indica la procedencia de los residuos plásticos. Sin embargo, desde el punto de vista de su tratamiento, lo importante y eficaz es saber en qué clase de residuos y en qué proporción se encuentran.
El origen de los residuos es muy heterogéneo y difícil de sistematizar. Pueden clasificarse por su naturaleza, por su origen o por su lugar de producción.

Desde el punto de vista de su procedencia podemos decir que los residuos sólidos plásticos están presentes en dos tipos principales de residuos:

a) Residuos Sólidos Urbanos
b) Residuos Sólidos Industriales.

Residuos
Sólidos Urbanos
- Composición de los residuos plásticos

El contenido de los residuos plásticos es muy heterogéneo en cuanto a su composición en polímeros. En efecto, dada la existencia del elevado número de resinas poliméricas existentes y de la versatilidad de cada una de ellas, la composición es muy heterogénea.
La resina es cualquiera de las sustancias de secreción de las plantas con aspecto y propiedades más o menos análogas a las de los productos así denominados. Del latín resina. Se puede considerar como resina las sustancias que sufren un proceso de polimerización o secado dando lugar a productos sólidos siendo en primer lugar líquidas.
Se dividen en:
    • Resinas naturales
        o resina verdadera
        o gomorresinas
        o oleorresinas
        o bálsamos
        o lactorresinas
    • Resinas sintéticas
        o poliéster
        o poliuretano
        o resina epoxi
        o acrílicos
        o viniléster
        o composites
la resina verdadera es una resina dura, quebradiza, parecida exteriormente a la goma, pero insoluble y que no se reblandece en agua.                                                     La gomorresina es una secreción vegetal protectora formada por una mezcla de goma y resina que se emulsiona al mezclarse con agua.
Se utiliza como adhesivo natural.    

3.18  COMPUESTOS ORGANICOS    DE IMPACTO ECONOMICO, INDUSTRIAL, AMBIENTAL Y SOCIAL
Los compuestos organicos también son llamados química orgánica. Son sustancias químicas que contienen carbono, formando enlaces covalentes carbono-carbono y/o carbono-hidrógeno. En muchos casos contienen oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo, boro, halógenos y otros elementos. Estos compuestos se denominan moléculas orgánicas.
Las moléculas organicas pueden dividirse en dos:
Moléculas orgánicas naturales.
Moléculas orgánicas artificiales.
Importancia económica:
Los compuestos orgánicos han sido de gran importancia para el desarrollo del mercado nacional es por eso que el sector empresarial es uno de los mas importantes en la fabricación, preparación y comercialización de productos químicos.
Por ejemplo:
Carbono: este metal es importante ya que forma parte de numerosos compuestos y son importantes para la vida cotidiana del ser humano.
También forma parte de las estructuras de las grasas o lípidos de la cual la parte estructural esta formada por el glicerol y glicerina el cual es un alcohol.
El carbono también forma parte de las estructuras de ácidos nucleicos, vitaminas.
Importancia social:
Dentro de esta importancia se dice que los compuestos orgánicos sufren cambios apreciables durante su utilización biológica, en muchas ocasiones no se le da importancia; sin embargo, gracias a ella se llevan a cabo las diferentes reacciones bioquímicas que sustentan la vida y así tener un mejor desarrollo.
Por ejemplo:
El oxigeno se usan grandes cantidades de oxígeno en los sopletes para soldar a alta temperatura, en los cuales, la mezcla de oxígeno y otro gas produce una llama con una temperatura muy superior a la que se obtiene quemando gases en aire. El oxígeno se le administra a pacientes con problemas respiratorios y también a las personas que vuelan a altitudes elevadas, donde la baja concentración de oxígeno no permite la respiración normal. El aire enriquecido con oxígeno se utiliza para fabricar acero en los hornos de hogar abierto.
Importancia industrial:
Son compuestos de gran importancia para el desarrollo industrial para la obtención de grandes cantidades de sustancias que hoy en día podemos encontrar dentro de productos lácteos o cualquier otra cosa.
Por ejemplo:
Nitrógeno La mayor parte del nitrógeno utilizado en la industria química se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido, y se usa para sintetizar amoníaco. A partir de este amoníaco se preparan una gran variedad de productos químicos, como fertilizantes, ácido nítrico, urea, hidracina y aminas. También se usa el amoníaco para elaborar óxido nitroso (N2O), un gas incoloro conocido popularmente como gas de la risa. Este gas, mezclado con oxígeno, se utiliza como anestésico en cirugía.
Importancia ambiental:
Su importancia en este ámbito se puede apreciar en que algunos productos sintéticos no biodegradables persisten en el ambiente como agentes contaminadores del ambiente. Por impacto ambiental se entiende el efecto que produce una determinada acción humana sobre el medio ambiente en sus distintos aspectos este puede extenderse con poca utilidad, a los efectos de un fenómeno natural.

Por ejemplo:
Bromo sus vapores contamina el aire, además sus compuestos derivados solo lacrimógenos y venenosos. Azufre sus óxidos (SO2 Y SO3) contaminan el aire y mezclados con agua producen la lluvia ácida.
Importancia en la región:
Este compuesto es muy importante para el desarrollo ya que por medio de esta se han adquirido grandes compuestos que generaron riquezas a la región.
Importancia en el país:
Gracias a este compuesto se obtuvo un crecimiento en el país para el desarrollo de la agricultura y los medios de transporte.
Una mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C.
Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es...
6.0221367 x 1023
El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce con el nombre de número de Avogadro.


4.1 CONCEPTO DE MOL, SOLUCIONES Y REACCIONES
Una mol de átomos, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos objetos.
Para determinar el número de moles de una sustancia se tiene entonces la siguiente formula:
n = m/M
Donde:
n= numero de moles
m= masa del compuesto (o elemento)
M= peso molecular o peso atómico (según sea el caso).
La reacción química se define como: el proceso mediante el cual una o más sustancias (elementos o compuestos) denominadas reactivos, sufren un proceso de transformación o combinación para dar lugar a una serie de sustancias (elementos o compuestos) denominadas productos. En una reacción química se produce desprendimiento o absorción de calor u otras formas de energía.
Las reacciones químicas se representan en una forma concisa mediante, Ecuaciones Químicas, que no es mas que la representación grafica de proceso que se esta llevando acabo.
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O (g)
Significados:
Números = proporción de combinación (coeficientes estequiométricos)
Signo (+) = "reacciona con";
Signo ( ) = "produce" o "para dar";
Letras en ( ) = indican el estado de agregación de las especies químicas;
Fórmulas químicas = a la izquierda de son reactantes, a la derecha productos.

Tipos de Reacciones
Dos tipos de reacciones comunes son las reacciones de combinación y las reacciones de descomposición.
En las reacciones de combinación dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos:
A + B C
C (s) + O 2 (g) CO 2 (g)
N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)
CaO (s) + H 2 O (l) Ca(OH)2 (s)
En las reacciones de descomposición un solo reactante se descompone para formar dos o más sustancias. Muchos compuestos se comportan en esta forma cuando se calientan:
C A + B
2 KClO 3 (s) 2 KCl (s) + 3 O 2 (g)
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g)

4.1   Conceptos de estequiometria         
La estequiometría es el estudio de las proporciones numéricas. En que reaccionan químicamente las sustancias.
La estequiometría es el estudio de las relaciones de mol, masa, energía, y volumen en las reacciones químicas. Cuando los químicos investigan la estequiometría de una reacción generalmente evalúan las cantidades de reactantes que se combinan para producir diferentes cantidades de productos.
Reacción química es el cambio o transformación química.
<!--[if !supportLists]-->Ø  <!--[endif]-->Las reacciones químicas son representadas por las ecuaciones químicas.
Reactivos 
Productos
La estequiometría preside lo que debería suceder, pero no lo que sucederá en una reacción química.