FORMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

   La fórmula de una sustancia es la expresión cuantitativa del número y tipos de átomos de los elementos que la constituyen: se denomina formula empírica cuando se indica únicamente la proporción entre el número de átomos que forman la sustancia, y fórmula molecular cuando se indica la verdadera composición de la molécula.

Ejemplos:

• La fórmula molecular del eteno es C2H4, su molécula está constituida por dos átomos de carbono y cuatro átomos de hidrógeno; la fórmula empírica del eteno no es CH2; en esta sustancia, por cada átomo de carbono hay dos átomos de hidrógeno.
• La fórmula molecular del propeno es C3H6; su molécula está formada por tres átomos de carbono y seis de hidrógeno; su fórmula empírica es CH2, un átomo de carbono por cada dos átomos de hidrógeno.
• La fórmula molecular del agua es H2O, su molécula está constituida por dos átomos qde hidrógeno y uno de oxígeno; su fórmula empírica es H2O, dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno.

   Los compuestos iónicos y metálicos no forman verdaderas moléculas, sino un retículo cristalino; por ello esos compuestos se representan mediante las fórmulas empíricas; sólo los compuestos covalentes forman moléculas verdaderas y se representan mediante fórmulas moleculares.

Bibliografía:

• Jaramillo J. 2004."Química para el acceso a Ciclos Formativos de Grado Superior" 1era. Edición. Editorial Editorial MAD S.L. España. Pag. 38. 
• Consultado de manera electrónica a través del siguiente enlace: http://books.google.es/books?id=dPyXVbvq0QQC&pg=PA59&dq=soluciones+quimicas&hl=es&sa=X&ei=8NuIU8vME-PW8AGrh4AI&ved=0CEQQ6AEwAw#v=onepage&q=reactivo%20limitante&f=false

MARÍA VERÓNICA LEÓN

REACTIVO LIMITANTE

    Si las cantidades de reactivos que se van a utilizar en una reacción química están en la proporción que indica la ecuación química ajustada, se dice que son cantidades estequiométricas. En la reacción química se agotarán todos los reactivos al mismo tiempo.

  Si los reactivos no están en cantidades estequiométricas exactas, cuando se agote uno de ellos, quedará una parte de los demás reactivos sin consumirse. El reactivo que se consume totalmente se le llama reactivo limitante, los demás que se encuentran en exceso y se les denominan reactivos excedentes.

Ejemplo: 

El sodio (Na) reacciona con el agua (H2O) formándose hidróxido de sodio (NaOH) y desprendiéndose gas hidrógeno (H2). Si mezclamos 20.7 g de Na con 14.4g de H2O:

a)¿Cuál es el reactivo limitante?¿Qué cantidad del otro reactivo queda sin reaccionar?

b)¿Qué volumen de hidrógeno medido en condiciones normales se obtiene?

Masas atómicas: Na=23  H=1  O=16

Solución:

La ecuación química ajustada correspondiente a esta reacción es:

2 Na  +  2H2O  -->  2 NaOH  +  H2

Es decir, 2 moles de Na reaccionan con 2 moles de H2O formándose 2 moles de NaOH y 1 mol de H2

a) Las masas moleculares del Na y del H2O que mezclamos:

20.7 g de Na x (1 mol de Na / 23 g de Na)  = 0.9 moles de Na

14.4 g de H2O x (1 mol de H2O / 18 g de H2O) = 0.8 moles de H2O

Como dos moles de Na reaccionan con 2 moles de H2O, es decir, 1 mol de Na con 1 mol de H2O, los 0.9 moles de Na necesitan reaccionar con 0.9 moles de H2O, pero como sólo disponemos de 0.8 moles de H2O este reactivo es el limitante y reaccionarán solamente 0.8 moles de Na, por lo que sobra 0.1 mol de Na.

0.1 mol de Na x (23 g de Na / 1 mol de Na) = 2.3g de Na

Luego, el reactivo límitante es el agua, del otro reactivo, el sodio, sobran 2.3 g.

b) Con 2 moles de Na se obtiene 1 mol de H2;

0.8 moles de Na x (1 mol de H2 / 2 moles de Na) = 0.4 moles de H2

Como en condiciones normales un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4L:

0.4 moles de H2 x (22.4L de H2 en CN / 1 mol de H2) = 8.96 L de H2 en CN

Se obtienen 8.96 L de hidrógeno medido en condiciones normales.

Referencias bibliográficas:

• Jaramillo J. 2004."Química para el acceso a Ciclos Formativos de Grado Superior" 1era. Edición. Editorial Editorial MAD S.L. España. Pag. 64, 71,72. 
• Consultado de manera electrónica a través del siguiente enlace: http://books.google.es/books?id=dPyXVbvq0QQC&pg=PA59&dq=soluciones+quimicas&hl=es&sa=X&ei=8NuIU8vME-PW8AGrh4AI&ved=0CEQQ6AEwAw#v=onepage&q=reactivo%20limitante&f=false

MARIA VERONICA LEON

DOSIS QUÍMICA:

En esta oportunidad te traemos nuevamente tres definiciones que te permitirán ampliar tu conocimiento en la maravillosa área de la química!!

Propiedades características: propiedades que permiten identificar una sustancia pura diferenciándola de otra. Son propiedades características la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, la capacidad calorífica , la solubilidad, etc.

Gases ideales: Gases que cumplen la ley general de los gases a cualquier temperatura. En un gas ideal o perfecto no hay fuerzas intermoleculares y el volumen ocupado por sus moléculas  es despreciable frente al total. Si bien ningún gas cumple rigurosamente estas leyes, el hidrógeno, el nitrógeno y el helio se aproximan bastante a presiones bajas y temperaturas relativamente elevadas.

Equilibrio químico: Estado de un sistema en el que la velocidad de las sustancias reaccionantes es igual a la velocidad de los productos de la reacción. Algunas reacciones químicas se producen de forma total y absoluta. Son las reacciones irreversibles, como la combustión. En cambio hay procesos incompletos. Se dice entonces que los productos obtenidos nuevamente y dan lugar a reactivos iniciales: son las reacciones reversibles. La reacción continua hasta que se alcanza el equilibrio, cuando las velocidades de reacción de los reactivos y productos se igualan. En este estado de equilibrio dinámico, las concentraciones de las sustancias se varían.  

MARÍA VERÓNICA LEÓN

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MARÍA VERÓNICA LEÓN

PRECISIÓN Y EXACTITUD

   Al hablar de cantidades medidas experimentalmente, con frecuencia, los términos precisión y exactitud se utilizan de manera indistinta, cuando en realidad tienen un significado diferente. La exactitud es una indicación de lo próxima que está una cantidad medida experimentalmente a su valor verdadero. Precisión se refiere al grado de coincidencia entre dos o más medidas de una misma magnitud. Una medida puede ser exacta pero no precisa, o viceversa, tal como se indica mas adelante.

   A la hora de valorar el resultado de una medida, hay que distinguir también entre los términos error y equivocación o falta. El error es la imprecisión inevitable que acompaña a cada medida. Tal como hemos señalado al principio, cualquier tipo de medida y que se manifiesta en la última cifra significativa de la cantidad con que se expresa la medida. Cuanto mayor es el numero de cifras significativas, mayor es la precisión de la medida. Las faltas en que se pueden incurrir al realizar una medida dependen de la habilidad de la persona que las efectúa, y éstas se pueden eliminar tomando las precauciones necesarias.

   Para ilustrar la diferencia entre precisión y exactitud, imaginemos una operación que podemos llevar a cabo en nuestro laboratorio consistente en la determinación de masa, o peso, de un objeto de peso conocido, utilizando cuatro balanzas. Dos balanzas A y C, tienen una capacidad máxima de pesada  de 200 g y un poder de resolución de 0.001 g; es decir, sus pesadas se pueden medir con una precisión que alcanza hasta la milésima de gramo, y la tercera fila decimal es insegura en un rango de 1. Otras dos balanzas, B y D, tienen una capacidad de pesada de 2000 g, con un poder de resolución de 0.01 g, lo que representa que su límite de certidumbre está en la décima de gramo, primera cifra decimal, y la segunda cifra decimal ( la centésima de gramo) es incierta dentro de un rango de 1. Cuando en cada una de las balanzas se hizo una serie de cinco medidas independientes del peso de un bolígrafo, del que se sabe que pesa exactamente 4.5318 g, se obtuvieron los siguientes resultados:

Balanza A      Balanza B       Balanza C       Balanza D

4.532              4.54                 4.863            5.45

4.533              4.52                 4.861            5.43

 4.531              4.53                 4.860            5.47 

4.534              4.52                 4.864            5.47

 4.531              4.53                 4.861            5.43 

           

Valor medio                4.531            4.53                 4.862             5.45

   Exactitud                Buena            Buena               Mala            Mala

    Precisión                Buena            Mala                Buena           Mala

   Los valores registrados por la balanza A son a la vez precisos y exactos; precisos porque su coincidencia entre sí es grande, y exactos por la coincidencia existente entre su valor medio y el valor verdadero. La balanza B proporciona resultados menos precisos que los de la balanza A porque su poder de resolución tan solo permite obtener cantidades hasta la segunda cifra decimal; su falta de precisión pone de manifiesto que no es un instrumento adecuado para determinar una masa tan pequeña, pero, si aceptamos su imprecisión, esta balanza se puede considerar exacta al proporcionar un valor medio de las pesadas que coincide satisfactoriamente con el valor verdadero. Los resultados de la balanza C son tan precisos como los de la A pero apreciablemente menos exactos; el examen de sus resultados permite que nos formemos una idea sobre su falta de exactitud , posiblemente debida a un calibrado incorrecto o la presencia de alguna partícula de suciedad, no detectada por el operador, incrustada en el platillo de la balanza que provoca que todas las pesadas sean más elevadas que las que se obtienen con la balanza A. Finalmente la balanza D registra resultados que son a la vez imprecisos, por la misma razón que la apuntada para la balanza B, e inexactos, por las mismas causas que las indicadas por la balanza C.

Bibliografía consultada:

• Reboiras, M.D. (2008). "Química: La ciencia básica". 1era. Edición. Editorial International Thomson Ediciones Paraninfo. España. Pag. 22-23. Consultado el 11/4/14 por vía electrónica, mediante el enlace: http://books.google.es/books?id=QM-Gj2K2ZKYC&printsec=frontcover&dq=quimica+basica&hl=es&sa=X&ei=w0tIU7fdK6GR0AGHkIDYCQ&ved=0CD4Q6AEwAg#v=onepage&q=quimica%20basica&f=false

MARIA VERÓNICA LEÓN

                         

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

   Así como no todos los símbolos aparecen en todas las ecuaciones, de la misma manera no existen reglas absolutas para el balanceo de ecuaciones. (RECUERDE QUE LO QUE SI ES UNA REGLA ES QUE USTED DEBE BALANCEAR LAS ECUACIONES). Se debe balancear la cantidad de átomos o moles de átomos de cada elemento. Por tanto, debe haber la misma cantidad de átomos o moles de elemento en ambos lados de la ecuación. A este proceso lo llamamos "balanceo por inspección". Esta expresión se refiere al hecho de que no implica ningún proceso matemático. Más bien, evaluamos (inspeccionamos) la ecuación, trabajamos de acuerdo con las reglas y la balanceamos.
   
   Utilizaremos como ejemplo y para ayudar a la comprensión de las reglas, una reacción entre disoluciones acuosas de hidróxido de calcio y ácido fosfórico que dan como producto fosfato de calcio y agua líquida. 

Regla 1. Escribir las fórmulas correctas de los reactivos y los productos colocando los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha, separados por medio de una flecha -->. Separe los reactivos y productos entre sí, colocando un signo más (+). Una vez escrita la fórmula correcta, no se debe cambiar durante las subsiguientes operaciones de balanceo. En cambio coloque números llamados coeficientes, frente a la fórmula para obtener una ecuación balanceada.
La ecuación ejemplo nos queda:

Ca(OH)2(ac)  +   H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  +  H2O(l)

Regla 2. Se inicia el proceso de balanceo seleccionando el elemento específico que se va a balancear. Por lo general, se debe seleccionar un elemento del compuesto que contenga la mayor cantidad de átomos, y debe seleccionar el elemento presente en la mayor cantidad en este compuesto. Este elemento no debe ser un elemento poliatómico ni debe ser H u O. Realice el balanceo de la cantidad de átomos de este elemento colocando un coeficiente al frente a la fórmula adecuada que contenga el elemento seleccionado. Si seleccionamos el Ca en el Ca3(PO4)2 como nuestro elemento, la ecuación del ejemplo seria ahora:

3 Ca(OH)2(ac) + H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  +  H2O (l)

Ahora hay tres átomos de Ca en cada lado de la ecuación

Regla 3. Enseguida, se realiza el balanceo de los iones poliatómicos que deben ser iguales en ambos lados de la ecuación. Se pueden balancear como si se trataran de una sola unidad. En algunos casos, tendrá que ajustar el coeficiente que se colocó en el paso 2. Cuando esto ocurra, se debe asegurar de repetir el paso 2 para confirmar que el elemento seleccionado todavía esta balanceado. 

    El grupo PO4 es el ion poliatomico PO4 (carga 3-). Si balanceamos este ion, la ecuación del ejemplo será ahora: 

  3 Ca(OH)2(ac) + 2 H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  +  H2O (l)

    Si colocamos un 2 enfrente al H3PO4 tenemos dos iones de PO4 (carga 3-) en cada lado de la ecuación

Regla 4.  Se balancean los átomos de H y luego los átomos de O. Si aparecen en el ion poliatómico y ya se realizó en balance en el paso 3, no necesita volver a considerarlos.   

    Balancee los átomos de H colocando un 6 frente a H2O. La ecuación de ejemplo es ahora:

3 Ca(OH)2(ac) + 2 H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  + 6 H2O (l)

Ahora hay 12 átomos de H en cada lado de la ecuación: 6 de los cuales se encuentran a la izquierda en 3 Ca(OH)2 y 2 H3PO4 y 12 a la derecha en 6 H2O. Ahora balanceamos también los átomos de O.

Regla 5. Verifique todos los coeficientes para comprobar que son números enteros y que están en la proporción mas pequeña posible. Si los coeficientes son fracciones, debe multiplicar todos los coeficientes por un numero que convierta las fracciones en números enteros. Si los coeficientes son similares a 5/2 o 2(1/2), entonces se debe multiplicar todos los coeficientes por 2. El 5/2 o 2(1/2) se convierten en 5, un numero entero. Se debe reducir los coeficientes a la proporción mas pequeña posible. Si los coeficientes son 6 , 9  -> 3 , 12 , los puede reducir a todos, dividiendo cada uno entre 3 para obtener la proporción mas pequeña posible 2 , 3-> 1 , 4.

   Esta norma no se aplica aquí puesto que en nuestro ejemplo no hay coeficientes fraccionarios. 

3 Ca(OH)2(ac) + 2 H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  + 6 H2O (l)

Regla 6. Se debe marcar cada átomo o ion poliatomico, colocando una marca sobre el átomo o ion en ambos lados para asegurarse de que esta se encuentra balanceada. Conforme se vaya volviendo experto en el balanceo de ecuaciones esto no sera necesario, pero en las primeras ecuaciones en las que realice el balanceo, creemos que es conveniente que marque cada átomo o ion. La marca no es parte de la ecuación final, pero lo vamos a utilizar como instrumento de enseñanza para asegurarnos de que quede balanceado cada átomo o ion.

                               *   *  *                 *    *  *                      *      *  *                 *   *                               3 Ca(OH)2(ac) + 2 H3PO4(ac)  --->  Ca3(PO4)2(s)  + 6 H2O (l)

Las reglas se resumen como:

1. Escriba las fórmulas correctas
2. Comience con un elemento específico del compuesto con la mayor cantidad de átomos
3. Balancee los iones poliatómicos
4. Balancee los átomos H y luego los átomos O
5. Verifique los coeficientes para asegurarse de que todos son números enteros y están en la proporción mas pequeña posible
6. Realice una marca en cada átomo o ion poliatómico

Bibliografia consultada:

• Seese, W. (2005). Química. Pearson Educación. Octava Edición. Pág. 297. Consultado de manera electrónica a través del enlace: http://books.google.es/books?id=3V1Kr-FXwcsC&printsec=frontcover&hl=es&source=gbs_ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false

MARÍA VERÓNICA LEÓN

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

  Podemos utilizar el porcentaje de rendimiento para saber cuanto producimos en nuestra reacción química con respecto a lo teórico. El rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtiene cuando se supone que todo el reactivo limitante forma productos, sin que sobre nada de reactivo y sin que alguno de los productos se pierda durante su aislamiento y purificación. Sin embargo, en la vida real, el rendimiento teorico raras veces es el rendimiento real, la cantidad de producto qe se obtiene.

  En particular las reacciones orgánicas ocurren reacciones colaterales en las que se forman productos secundarios además del producto principal. Además, una parte del producto se pierde durante el proceso de aislamiento y purificación, así como al transferirlo de un recipiente a otro. De modo que, por lo general, los fabricantes de productos químicos estan interesados en el porcentaje de rendimiento, el porcentaje del rendimiento teorico que se obtiene realmente. El porcentaje de rendimiento se calcula como:

Porcentaje de rendimiento = (rendimiento real / rendimiento teórico)  x 100

Bibliografía:

Seese, W. (2005). Química. Pearson Educación. Octava Edición. Pág. 297. Consultado de manera electrónica a través del enlace:

http://books.google.es/books?id=3V1Kr-FXwcsC&printsec=frontcover&hl=es&source=gbs_ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false

 

MARÍA VERÓNICA LEÓN

EXPERIMENTOS QUÍMICOS CASEROS

    La química no solo se puede aplicar en el salón de clases y en los laboratorios, a continuación te presentamos algunas actividades que puedes realizar en tu casa y divertirte con todo lo que la química tiene para ofrecerte.

Extraídos de la pagina www.ojocientifico.com, te ofrecemos los dos experimentos siguientes:

Acelerar la oxidación

   En este experimento vamos a acelerar el proceso de oxidación mediante una mezcla de agua, vinagre y blanqueador. Debemos saber que el óxido se forma en el hierro mediante la presencia de oxígeno y agua.

   Este proceso es electroquímico, es decir, es una reacción química que se produce cuando en la solución hay una transferencia de electrones, en este caso del hierro al oxígeno. El vinagre eliminará toda capa protectora, y el oxígeno en la lejía hará efecto.

Para este experimento necesitamos:

• Una jarra mediana
• Una esponja de acero
• Agua
• Vinagre
• Lejía

Colocamos la esponja en la jarra, la tapamos con agua y agregamos un chorrito de vinagre y de lejía, y luego esperamos unas horas para ver el proceso. Debería obtenerse una coloración marrón como cuando se oxidan los clavos en la madera como la que se observa en la figura ubicada a la derecha a este texto.

Ácidos y básicos

   Un ácido es un compuesto químico que cuando se disuelve en agua, la actividad del ión hidrógeno es mayor que en agua pura. Existe también la definición moderna de Johannes Nicolaus Bronsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H⁺) a otro compuesto (denominado base).  El ácido es corrosivo, las bases, por su parte, son los opuestos a los ácidos, es cualquier sustancia que presente propiedades alcalinas. En primera aproximación (según Arrhenius) es cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH⁻ al medio. Para este experimento para determinar los ácidos y los básicos necesitamos:

• Un repollo morado
• Agua
• Colador
• Vinagre
• Jugo de limón
• Bicarbonato de sodio
• Detergente
• Frascos de vidrio

   Cortamos el repollo en trozos pequeños y hervimos muchas tazas de agua. Ponemos el repollo en el agua y lo dejamos allí durante 30 minutos. Colamos, y refrigeramos ese jugo. En los frascos de vidrio ponemos un poco de cada cosa -vinagre, jugo de limón-, y luego agregamos un poco del agua de la col. Para explicar lo que sucede en este experimento debemos saber que el repollo morado es un indicador, pero..

¿Que es un indicador?

    Un indicador es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de cambio de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Además, el pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución.

   Lo que sucede con el indicador de repollo es una simple reacción ácido base, es decir, cuando el jugo de repollo entra en contacto con ácidos, la estructura química del jugo de repollo adquiere una estructura y cuando el jugo de repollo entra en contacto con bases, adquiere otra. Es por esto que si la mezcla es rosa, el producto es un ácido, si se vuelve azul o verde es una base.

    Existen muchos mas experimentos que puedes realizar en tu casa, te invitamos a revisar la pagina mencionada arriba para que te diviertas mucho más.

MARÍA VERÓNICA LEÓN

IUPAC

    Cuando estudiamos la química, IUPAC es un nombre que aparece por todas partes. ¿Pero que es la IUPAC? A continuación te presentamos lo que representa la institución y un poco de su historia.

    La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, por sus siglas en ingles IUPAC, sirve para avanzar en los aspectos mundiales de las ciencias químicas y contribuir a la aplicación de la química al servicio de la humanidad. Como un organismo científico, internacional, no gubernamental y objetiva, IUPAC puede abordar muchas cuestiones globales relativas a las ciencias químicas.   

IUPAC fue formado en 1919 por los químicos de la industria y el mundo académico. Durante casi ocho décadas , la Unión ha tenido éxito en el fomento de las comunicaciones mundiales en las ciencias químicas y en la unión de la química académica , industrial y del sector público en un lenguaje común. Esta institución ha sido reconocida como la autoridad mundial en la nomenclatura química , terminología, métodos estandarizados de medida, pesos atómicos y muchos otros datos evaluados críticamente.

   La Unión se encuentra en una posición única de contribuir a las ciencias químicas interdisciplinarias centrales. Fortaleciendo la química internacional, esforzándose para inspirar altos estándares de excelencia y relevancia en la investigación académica e industrial y la promoción de los servicios de la química a la sociedad y a los problemas globales , éstas son las visiones que dan forma a las actividades de la IUPAC hacia el siglo 21.

   Si deseas conocer mas de esta institución e indagar al respecto, te recomendamos visitar la pagina http://www.iupac.org/ en su versión en ingles. 

MARÍA VERÓNICA LEÓN

Dosis química

  

 En la dosis química de hoy te presentamos algunos conceptos básicos para ayudar a ampliar tu conocimiento en esta rama de la ciencia!!

Reacción química: transformación que sufren sustancias químicas, denominadas reactivos, cuando dan lugar a nuevas sustancias, denominadas productos de la reacción, con propiedades diferentes a las sustancias iniciales. Se produce una reorganización de los enlaces químicos que origina sustancias nuevas.

Gas: sustancia caracterizada por unas fuerzas de cohesión entre sus moléculas muy débiles o inexistentes. Los gases no tienen forma ni volumen, se mueven libremente y caoticamente, y tienden a ocupar todo el espacio disponible. Sus propiedades dependen de la temperatura absoluta, presión y el volumen que ocupan.

Fusión: cambio de estado de solido a liquido que se produce a una temperatura y presión determinadas y es diferente en cada sustancia pura. Se ha de suministrar calor al solido para que se rompan las uniones del estado solido. Así las partículas tendrán mas libertad de movimiento y serán capaces de fluir, características del estado liquido.

MARÍA VERÓNICA LEÓN

La Química para tu Vida Profesional

LA QUÍMICA PARA TU VIDA PROFESIONAL

   Quizás en algún momento de tus clases en el liceo, pensaste lo mucho que te gustaba la química y que podrías considerarla en tu vida profesional. A continuación te presentamos varias carreras en las cuales la química es la rama fundamental y que quizás puedan ser de tu interés: 

• Si consideras ser un Licenciado Químico, te dedicaras al estudio de la estructura, composición, propiedades, transformación y utilización de las sustancias naturales y artificiales. Seras capaz de desempeñarte en los distintos campos de la Química Básica y Aplicada. Tendrás muchas áreas de trabajo: centros de investigación, universidades e instituciones tecnológicas, industrias petroquímicas, de plásticos, de productos químicos y derivados del petróleo, minería y metalurgia: hierro, acero, aluminio y carbón, entre otros, ademas, otras industrias como textiles, pinturas, medicamentos y alimentos. Las universidades del país donde puedes realizar estos estudios son LUZ (La Universidad del Zulia), USB (Universidad Simón Bolívar), UCV (Universidad Central de Venezuela), UC (Universidad de Carabobo), UDO (Universidad de Oriente), ULA (Universidad de los Andes).

• 
• Ingeniería Química, también es una opción que puedes considerar. Esta es  una rama de la ingeniería que tiene una sólida formación en ciencias básicas, ingeniería y gestión. Esta especialidad desempeña un papel fundamental en el diseño, mantenimiento, evaluación, optimización, simulación, planificación, construcción y operación de plantas para la producción de compuestos y productos cuya elaboración requiere de transformaciones físicas y químicas de la materia.  Los ingenieros químicos son los responsables fundamentalmente del funcionamiento de la economía a nivel industrial. Las universidades del país donde puedes optar a estos estudios son UCV, USB, ULA, UDO, UNIMET ( Universidad Metropolitana), entre otras.

• Y en el área de ciencias de la salud, se encuentra el Farmacéutico,  el es un profesional experto en medicamentos que está en capacidad de dispensarlos y dosificarlos siempre con la finalidad de prevenir o curar enfermedades. Se ocupa de la preparación, selección, acción, farmacología, conservación y estandarización de drogas, medicamentos y conexos, así como su distribución y uso seguro, apropiado y oportuno en el tratamiento y prevención de las enfermedades. Se desempeña en el campo de la toxicología, tecnología cosmética, análisis de medicamentos, alimenticios y cosméticos como en el control ambiental, relacionado con la higiene industrial y salud ocupacional. Las universidades que puedes considerar son UCV, ULA, USM (Universidad Santa Maria).

   Aunque las carreras mencionadas anteriormente suelen ser las mas demandadas, existen muchas mas opciones que se fundamentan en la química. Si la química te apasiona, considera e investiga todas las aplicaciones que hoy en día existen para ella. Ve que fuentes de trabajo te gustan mas y no te niegues la oportunidad de crecer personal y profesionalmente!!!

MARÍA VERÓNICA LEÓN