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COLEGIO DE EDUCACION PROFESIONAL TECNICA DEL ESTADO DE VERACRUZ

PLANTEL ORIZABA

NOTAS DE APOYO

1ª. UNIDAD

ANALISIS DE LA MATERIA Y ENERGIA

Ing. Hermila Pérez Aldazaba

Colegio de Educación Profesional Técnica del Estado de Veracruz Plantel Orizaba

Analisis de la materia y energia Ing. Hermila Pérez Aldazaba

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UNIDAD 1

COMPORTAMIENTO DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA.

OBJETIVO Describir el comportamiento de la materia y la energía mediante su interpretación química para su aplicación en los procesos de transformación

RESULTADO DE APRENDIZAJE:

1.2 Representar el comportamiento de la materia y la energía en función de sus interacciones químicas.



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RESULTADO DE APRENDIZAJE 1.2 Representar el comportamiento de la materia y la energía en función de sus interacciones

químicas.

A) Identificación de fórmulas de los compuestos inorgánicos FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS1 En la página de Internet http://milyconalep.jimdo.com se encuentra la pestaña de “Material de apoyo” al entrar en ella marque el vínculo Análisis de la Materia y la Energía:

1 http://personal.us.es/macastro/cuadernillo_nomenclatura.doc



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Al entrar encontrará:

Entre en Nomenclatura Química Inorgánica para descargar el cuadernillo con el que se trabajará el tema.

TAREA: Investiga la biografia de Lavoisier y la Ley de Lavoisier.



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B DISTINGUIR LA REACCIONES QUÍMICAS Y SU BALANCEO

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.

• REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras .

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.

las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

• LA ECUACIÓN QUÍMICA

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

HCl +

reactivos NaOH → NaCl

+

productos H2O

características de la ecuación:

1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )

2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.

EJEMPLO:

6CO2 + 6H2O →

luz solar C6H12O6 + 6O2

3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de átomos que entran debe ser igual a los que salen EJEMPLO:

2H(g) + O2(g) → 2H2O (l) + 136 kcal

5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción;



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EJEMPLO:

KClO3 KCl + O2

• TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en:

NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO

Composición o síntesis

Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto

2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)

Descomposición o análisis

Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula :

2HgO (s) → 2Hg(l) + O2(g)

Neutralización En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.

H2SO4 (ac) + 2NaOH(ac) → Na2SO4(ac) + 2H2O(l)

Desplazamiento Un átomo sustituye a otro en una molécula

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

Intercambio o doble desplazamiento

Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan

K2S + MgSO4 → K2SO4 + MgS

Sin transferencia de electrones

Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.

Reacciones de doble desplazamiento



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Con transferencia de electrones (REDOX)

Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos.

Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento

Reacción endotérmica

Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.

2NaH 2Na(s) + H2(g)

Reacción exotérmica

Es aquella que desprende calor cuando se produce.

2C ( grafito) + H2(g) → C2H2 (g) ∆H=54.85 kcal



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• BALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos

Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones :

1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN

Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

EJEMPLO:

N2 + H2 → NH3

En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.

N2 + H2 → 2NH3

Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante :

N2 + H2 → 2NH3

La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.

HCl + Zn ZnCl2 H2

KClO3 KCl + O2

2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

ACTIVIDAD: Realice el balanceo de las siguientes reacciones

por el método de tanteo.



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BALANCEO DE ECUACIONES

CAMBIO EN ELECTRONES

CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN

Oxidación Perdida Aumento

Reducción Ganancia Disminución

Agente oxidante ( sustancia que se reduce)

Gana Disminuye

Agente reductor ( sustancia que se oxida)

Pierde Aumenta

como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.

El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente

(a) Se escribe la ecuación del proceso. Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.

Mn+4O2-2 + H+1 Cl-1 → Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2

+1O-2

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.

Mn+4 + 2e- → Mn+2 2Cl-1 + 2e- → Cl20

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O



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(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O-

EJEMPLO:

• Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación

(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:

N+5 + 3e- → N+2 ( cambio de -3) (2a)

S-2 → S0 + 2e- ( cambio de +2) (2b)

(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3

2N+5 + 6e- → 6N+2 (3a) 3S-2 → 3S0 + 6e- (3b)

(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S (4a)

(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O (4a)

KClO3 KCl + O2 2KClO3 2KCl + 6O2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2 Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2



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TAREA: INVESTIGAR A QUE SE REFIERE EL NÚMERO DE AVOGADRO.



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UNIDAD 2

CUANTIFICACIÓN DE MATERIA Y ENERGÍA .

OBJETIVO Cuantificará la masa y energía en los procesos químicos mediante cálculos matemáticos para la determinación de su comportamiento.

RESULTADO DE APRENDIZAJE: 2.1 Realizar el balance de masas a partir de reacciones químicas inorgánicas



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A. DETERMINACION DE LA COMPOSICION CUANTITATIVA DE UNA SUSTANCIA

• Unidades químicas y factores de conversión

El cálculo del peso molecular es simple. Tomamos la fórmula molecular de un compuesto, tomamos los pesos atómicos de los elementos que lo componen y multiplicamos cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento según la fórmula molecular. Veamos, como ejemplo, el caso de la sal de mesa, cloruro de sodio (NaCl). Los pesos atómicos de los elementos son: Na, 22,9898 y Cl, 35.5. Según la fórmula molecular, tenemos un subíndice igual a 1 en ambos casos. Entonces hagamos una tabulación:

Na

Cl

Suma 58.4898 g/mol

Intentemos con la sacarosa, C12H22O11, y hacemos la siguiente tabulación

C

H

O

Suma 342.0 g/mol.

Aunque hemos utilizado el término "peso molecular" debido a su uso extendido, el científicamente correcto es "masa molecular". El peso es una fuerza, es decir una cantidad vectorial que posee módulo, dirección y sentido y depende del campo gravitacional en el que se encuentre inmerso. La masa, en cambio es un escalar y es independiente del campo gravitacional. Si la misma se expresa sin unidades se denomina "masa molecular relativa", mientras que si la unidad es "g/mol" recibe el nombre de "masa molar".2

2 http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica_/_Peso_molecular



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Número de Avogadro y concepto de mol.

En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio.

Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.

De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.

Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uam».

De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:

Método de Cannizzaro

La determinación del peso molecular de los compuestos de un elemento dado permite hallar fácilmente su peso atómico. Puesto que los átomos son indivisibles, en una molécula hay, necesariamente, un número entero de átomos de cada clase y, casi

siempre, un número entero sencillo. Si se determina el peso molar de los compuestos de. un elemento y, por análisis, se averigua la cantidad de elemento que existe en dichos

pesos molares, las cantidades halladas son múltiplos sencillos del peso atómico gramo correspondiente (peso atómico expresado en gramos) y, por consiguiente, este peso

atómico será, muy probablemente, el máximo común divisor de todas aquellas cantidades. El método se debe a CANNIZZARO por ser este químico el primero que reconoció la significación del Principio de Avogadro y su aplicación a la determinación de pesos

moleculares y atómicos. También se conoce como método del máximo común divisor Actualmente se usa la espectroscopía de masas. El espectrógrafo de masas separa las partículas cargadas eléctricamente en función de su masa. Esto permite separar y cuantificar la masa, no solo de los elementos, sino también de sus isótopos. http://www.todoexpertos.com/categorias/ciencias-e-ingenieria/quimica/respuestas/269817/pesos-atomicos



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N = 6,023 x 10 23

Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.

Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).

También puede definirse como:

Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.

Este concepto de rnol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,023 x 1023 huevos, 6,023 x 1023 cigarrillos, etc.).

La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.

Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos por el de mol. Insistir en la necesidad de considerar el actual concepto de mol como número de entidades fundamentales.

Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la fórmula NaCl no representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto hay igual número de iones Na+ que de iones Cl -. El término mol no sería apropiado en este caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl -. En este caso, en lugar de peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula.

Volumen molar

Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia, ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera condiciones de presión y temperatura.

Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar). En condiciones estandar (1 atmosfera y 25 ºC) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l

Volumen molar normal de un gas = 22,4 l

Volumen molar estándar de un gas = 24,4 l



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Este valor de 22,4 l, calculado experimentalmente, no es completamente exacto, aunque los valores verdaderos están muy próximos a él (así, el del dióxido de azufre es 21,9 l y el del amoniaco, 22,1 l). La razón de estas fluctuaciones es debido a las correcciones que hay que realizar al estudiar los gases como gases reales y no ideales.

El concepto de volumen molar es muy útil, Pues Permite calcular el Peso molecular, de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de dicho gas en condiciones normales.

Peso equivalente y equivalente gramo

Otra unidad de cantidad de materia que el químico también utiliza es la de peso equivalente y su expresión en gramos, el equivalente-gramo. Estas unidades, aunque son mucho menos frecuentes que las anteriores, aparecen a veces en los cálculos químicos, sobre todo en la expresión de la concentración de disoluciones.

Se han dado diversas definiciones, pero todas resultan algo ambiguas. Como cuando más se emplea es en las reacciones ácido-base y en las redox, puede definirse como:

El equivalente-gramo de una sustancia es la cantidad en gramos de la misma que cede o acepta un mol de protones (en las reacciones ácido-base) o que gana o pierde un mol de electrones (en las reacciones redox).

El peso equivalente será el peso molecular (o atómico, según los casos) dividido por un número n que dependerá del tipo de reacción de que se trate: en reacciones ácido-base, n es el número de H+ o de OH - puestos en juego; en una reacción redox, n es el número de electrones que se ganan o se pierden3.

MASA MOLAR4

La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son g/mol.

Esta magnitud tiene el mismo valor numérico que la masa molecular de dicha partícula, pero en vez de estar en unidad de masa atómica está en gramos/mol. La masa molar está relacionada con el peso molecular o masa molar relativa (Mr) de un compuesto, con las masas atómicas relativas o pesos atómicos estándar de los elementos constituyentes. Sin embargo, debe ser distinguida de la masa molecular, que es la masa de una molécula (de cualquier composición isotópica) y no está directamente relacionada con la masa atómica, que es la masa de un átomo (de cualquier composición isotópica). El Dalton, símbolo Da, también es utilizado como unidad de masa molar, especialmente en bioquímica, y se define 1 Da = 1 g/mol, a pesar del hecho de ser estrictamente una unidad de masa molecular (1 Da = 1,660 538 782(83)×10–27 kg). Las masas molares casi nunca son medidas directamente. Pueden ser calculadas a partir de los pesos atómicos estándar y están usualmente listadas en catálogos químicos y en la Ficha de datos de seguridad (FDS). Las masas molares varían típicamente entre:

1–238 g/mol para átomos de elementos de ocurrencia natural 10–1.000 g/mol para compuestos químicos sencillos 1.000–5.000.000 g/mol para polímeros, proteínas, fragmentos de ADN, etc.

3 http://encina.pntic.mec.es/~jsaf0002/p42.htm 4 http://es.wikipedia.org/wiki/Masa_molar



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COMPOSICIÓN PORCENTUAL

COMPOSICIÓN PORCENTUAL O COMPOSICIÓN CENTESIMAL La composición porcentual de una sustancia es el porcentaje de masa de cada elemento presente en un compuesto. El 100% está dado por la masa total del compuesto que ya conocemos como masa molar, o peso molecular como lo llamamos más frecuentemente. La composición porcentual de cada elemento en un compuesto es siempre la misma, independientemente del tamaño de la muestra que se tome. La composición porcentual se puede calcular si se conoce la fórmula molecular del compuesto, así: % del elemento = masa total del elemento x 1005

Ejemplo: ¿Cuál es la composición porcentual del agua?. • Recuerda que el peso molecular del agua es 18 u.m.a. o bien 18g/ mol. • Aplicamos la fórmula anterior:

% H = 2/18 x 100 = 11,11% % O = 16/18 x 100 = 88,88%

La composición porcentual a través de la fórmula química

Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo.

Ejemplo:

Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.

• Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.

El problema puede resolverse por dos vías:

o Utilizando unidades de masa atómica:

Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 � 16) = 64,1 u.

Porcentaje de azufre en el compuesto:

5 http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica_/_Composici%C3%B3n_porcentual

Una ley fundamental de la química afirma que en todo compuesto químico que esté formado por dos o más elementos diferentes, éstos se encuentran presentes en dicho compuesto en una cantidad o composición porcentual determinada. Lo que quiere decir, por ejemplo, que el hidróxido de aluminio Al(OH)3 que se obtenga en España tendrá el mismo porcentaje de aluminio, de oxígeno y de hidrógeno que el que se pueda obtener en cualquier otra parte del mundo



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Porcentaje de oxígeno en el compuesto:

o Utilizando gramos:

1 mol de moléculas de SO2 (64,1 g) contiene 1 mol de átomos de azufre (32,1 g) y 2 moles de átomos de oxígeno (16,0 g).

Porcentaje de azufre en el compuesto:

Si en 64,1 g de SO2 hay ® 32,1 g de azufre, en 100 g habrá ® x, luego

Porcentaje de oxígeno en el compuesto:

Si en 64,1 g de SO2 hay ® 32,0 g de oxígeno, en 100 g habrá ® x, luego

La fórmula química de un compuesto a través de su composición porcentual

Conocida la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental en gramos, se puede determinar su fórmula más simple mediante cálculos elementales.

La fórmula más simple o fórmula empírica de un compuesto es la menor relación entre el número de átomos presentes en una molécula de ese compuesto.

A través de la composición porcentual de un compuesto, puede conocerse su fórmula empírica.

Ejemplo:

El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene un 27,3% de carbono y un 72,7% de oxígeno en masa. Determinar la fórmula empírica de ese compuesto.

• Para resolver el problema consideramos 100 g del compuesto. Dada la composición porcentual del mismo, de esos

100 g corresponden 27,3 al carbono y 72,7 al oxígeno. Con ello, se puede calcular el número de moles de átomos de

cada elemento:



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•

• Dividiendo los dos números obtenidos se llega a una relación empírica entera entre ambos, a partir de la cual se tiene

la relación de átomos en la fórmula empírica: •

• La fórmula empírica corresponde al CO2, dióxido de carbono. FORMULA EMPÍRICA

Una fórmula es una pequeña lista de los elementos que forman una sustancia, con alguna indicación del número de moles que dicho elemento está presente y, a veces, la relación que tiene con otros elementos de la misma sustancia. Así, la fórmula del agua es H2O (los subíndices 1 se omiten, quedan sobreentendidos) y la del benceno es C6H6. La fórmula empírica es la fórmula más simple para un compuesto. Comúnmente, las fórmulas empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí su nombre fórmula empírica. Por ejemplo, si observamos que dos moles de hidrógeno reaccionan completamente con un mol de oxígeno para formar un mol de agua sin generar otro producto, diríamos que la fórmula molecular del agua es H2O. Del mismo modo, si observamos que al quemar benceno, siempre obtenemos números iguales de moles de CO2 y H2O podemos decir que parte de la fórmula empírica del benceno es CH. Midiendo cuidadosamente el oxígeno consumido, veríamos que todo el oxígeno del CO2 y del H2O proviene del aire por lo que la fórmula empírica del benceno es CH.

La fórmula molecular es la fórmula que expresa las proporciones correctas y el número correcto de átomos que forman una molécula de una sustancia dada. La fórmula empírica no necesariamente coincide con la fórmula molecular. Si no coinciden, la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Así, en el caso del benceno, la fórmula molecular es igual a la fórmula empírica multiplicada por seis. Para determinar la fórmula molecular hay que tener la fórmula empírica y el peso molecular.

Fórmula molecular La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92 % de C, 4.58 % de H, y 54.50 % de O, en masa. El peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica? En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos: 40.92 gramos C 4.58 gramos H 54.50 gramos O Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento



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Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero. 1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos.

C = (1.0)*3 = 3 H = (1.333)*3 = 4 O = (1.0)*3 = 3

Es decir C3H4O3 Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. ¿Pero y la fórmula molecular? Nos dijeron que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica? (3*12.011) + (4*1.008) + (3*15.999) = 88.062 uma El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental. ¿Cuál será la proporción entre los dos valores? (176 uma / 88.062 uma) = 2.0 La fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta. Entonces, la fórmula molecular será:

2* C3H4O3 = C6H8O6

: Elabora la práctica No. 5



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B APLICACIÓN DE LAS RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

Reactivo Limitante

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.

Reactivo limitante

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Ejemplo 1:

Para la reacción:

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno? Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2

Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.



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Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:

Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.

El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

Ejemplo 2:

Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas se pueden producir?

La ecuación correspondiente será:

En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan para dar 1 mol de baratijas.

1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de moles de ese reactivo que se usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima cantidad de baratijas que pueden producirse por cada reactivo.

• Cierres: 4,000 / 1 = 4,000 • Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000 • Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500

Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca.

2) Determina el número de baratijas que pueden hacerse a partir del reactivo limitante. Ya que el reactivo limitante es la tuerca, el máximo número de baratijas que pueden hacerse viene determinado por el número de tuercas. Entran dos tuercas en cada baratija, de modo que el número de bsratijas que pueden producirse, de acuerdo con la estequiometría del proceso es:

7,000 / 2 = 3,500 baratijas

Ejemplo 3:



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Considere la siguiente reacción:

Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:

637,2 g de NH3 son 37,5 moles

1142 g de CO2 son 26 moles

2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:

• a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO • a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad:

• a partir de37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO • a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO

4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea.

5) Y ahora hacemos la conversión a gramos:

18,75 moles de (NH2)2CO son 1462,5 g.

Rendimiento

Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.

La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.



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A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad

Rendimiento de la reacción

rendimiento teórico

Razones de este hecho:

• es posible que no todos los productos reaccionen • es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado • la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

Ejemplo:

La reacción de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cual es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).

En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6.8 g de H2S.

(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.

(8,2/9,6) x 100 = 85,4%

Rendimiento con Reactivos Limitantes

Ejemplo:



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La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3.00 g de antimonio y 2.00 g de cloro es de 5.05 g. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: Sb = 121.8, Cl = 35.45)

En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.

1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo: Peso Molecular del Sb4: 487.2

número de moles de Sb4 = 3/487.2 = 0,006156

Peso Molecular del Cl2: 70.9

número de moles de Cl2 = 2/70.9 = 0,0282

2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:

0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6

de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0.0282 moles de Cl2.

3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2.00 g de Cl2 (el reactivo limitante).

4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.

(4,29/5,05) x 100 = 84,9%

Algunos conceptos

Reactivo limitante Es aquel reactivo concreto de entre los que participan en una reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto que puede formarse en la reacción.



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Proporción de reacción Cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas.

Rendimiento real Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Compárese con rendimiento teórico.

Rendimiento teórico Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento.

Rendimiento porcentual Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico.

Porcentaje de pureza El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una muestra impura.

Modificaciones alotrópicas (alótropos) Formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico6.

6 http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html



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A). DETERMINACIÓN DE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO TEORÍA DE LAS COLISIONES Para explicar cómo ocurre una reacción química nos ayudamos de la teoría de las colisiones. Esta teoría considera a las moléculas como partículas que chocan continuamente unas con otras.

La teoría de colisiones, propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946) y otros químicos, afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o choque.

Pero no todos los choques son iguales. El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y debe cumplir estos dos requisitos:

Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos. Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

Los choques que no cumplen estas condiciones y, por tanto, no dan lugar a la reacción, se denominan choques ineficaces.

RESULTADO DE APRENDIZAJE:

2.2 Realizar el balance de energía calorífica a partir de reacciones químicas exotérmicas y endotérmicas.



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A veces, el paso de reactivo a producto se realiza mediante la formación de un compuesto intermedio o complejo activado que se transformará posteriormente en los productos.7

Se sabe que la velocidad de reacción es la rapidez con que un reactivo se transforma o con que se forma un producto.

La velocidad de una reacción depende de diferentes factores, como la concentración y naturaleza del reactivo, el volumen, la presión, la temperatura y la acción de los catalizadores.

En la mayoría de las reacciones su velocidad depende directamente de la concentración del reactivo, por tanto, mientras mayor sea la concentración, la velocidad de reacción será más rápida; lo anterior se explica mediante el modelo de colisiones, ya que al haber más reactivos mayor número de choques moleculares se presentará.

Por ejemplo, en la reacción:

7 http://www.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/teoria-colisiones.html?x=20070924klpcnafyq_116.Kes&ap=0

La velocidad de reacción se define como la cantidad de reactivos que se transforma o producto que se forma por unidad de tiempo.La unidad es molaridad/segundos (M / s).

En una reacción química pueden intervenir diversos factores que se encargan de modificar (ya sea aumentando o disminuyendo) la velocidad de la misma.. Estos factores son:

1. Temperatura: A mayor temperatura, mayor velocidad de reacción. La temperatura representa uno de los tipos de energía presente en la reacción. El sentido del flujo de energía entre los miembros de la reacción, determina si esta es exotérmica o endotérmica.

2. Superficie de contacto: A mayor superficie de contacto, mayor velocidad de reacción. La superficie de contacto determina el número de átomos y moléculas disponibles para la reacción. A mayor tamaño de partícula, menor superficie de contacto para la misma cantidad de materia.

3. Estado de agregación: El estado de agregación es el estado en el que se encuentra la materia y depende de sus características físicas y químicas. El estado de agregación que presenta mayor velocidad de reacción es el gaseoso, seguido de las disoluciones y por último los sólidos.

4. Concentración: A mayor concentración, (mayor presencia de moléculas por unidad de volumen), mayor velocidad de reacción de uno de los reactivos. La concentración se refiere a la cantidad de átomos y moléculas presentes en un compuesto o mezcla.1



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La velocidad es directamente proporcional a la concentración de ; esto quiere decir que si se duplica la concentración de los reactivos la velocidad de la reacción aumentará al doble, y que si la concentración se triplica, la velocidad también se triplicará.

La naturaleza de los reactivos es otro factor que influye en la velocidad; por ejemplo, cuando uno de los reactivos es sólido, la velocidad de reacción suele incrementarse al partirlo en varios pedazos, esto se explica porque aumenta la superficie de contacto entre el sólido y los otros reactivos y, por lo tanto, también el número de colisiones.

Por otra parte, cuando los reactivos están en disolución se encuentran en estado molecular o iónico, y hay mayor probabilidad de que establezcan contacto directo, mientras que en estado gaseoso las moléculas se encuentran más separadas y por ello la posibilidad de contacto es menor, y decrece aun más si el gas se encuentra libre.

Otro factor que influye en la velocidad de las reacciones es la temperatura, pues en la mayoría de las reacciones, al aumentar 10 °C la temperatura del sistema, la velocidad se duplica, aproximadamente.

Al incrementarse la concentración de reactivos la presión también aumenta y, por lo tanto, el número de choques es mayor y la velocidad de reacción se acelera.

Cuando se trata de una reacción en donde interviene un gas, su volumen o cambio de presión puede ser equivalente al cambio de concentración.

Por ejemplo:

Al elevarse la temperatura del carbonato de calcio por encima de 825 °C se descompone en óxido de calcio y

dióxido de carbono. Si se agrega o se disminuye el volumen, la presión aumenta y se acelera la reacción de izquierda a derecha.

En algunas ocasiones se utilizan sustancias denominadas catalizadores, para modificar la velocidad de una reacción, a este fenómeno se le llama catálisis,

Algunos catalizadores se usan para aumentar la velocidad, estos son los catalizadores positivos. Otros son utilizados para evitar que una reacción se efectúe, son los catalizadores negativos, también llamados inhibidores.

Algunas características de los catalizadores son las siguientes:

Se recupera al final de la reacción Facilita la ejecución de la reacción con menor energía de activación. Es específico para cada reacción.



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Algunos catalizadores positivos usados en el laboratorio son los siguientes: óxido de

manganeso , platino (Pt), dióxido de nitrógeno , hierro (Fe) y vanadio (V).

Algunos inhibidores son los siguientes: L - ácido ascórbico, que es usado para conservar bebidas y frutas; ácido benzoico, usado en la preservación de mermeladas, bebidas de fruta y papas fritas, entre otros; y los nitritos de sodio, que se utilizan para conservar embutidos, quesos y cecina.

Todos estos factores son muy importantes, ya que muchas reacciones sólo se llevan a cabo a cierta temperatura, presión y volumen; además, también influyen enormemente la superficie de contacto, la concentración de los reactivos y los catalizadores presentes. 8

REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES

La combustión de un trozo de papel es una reacción exotérmica que proporciona CO2 y vapor de H2O, como productos más significativos. A alguien se le podría ocurrir aprovechar la energía desprendida y regenerar el papel a partir de los productos obtenidos. Pero esto es imposible porque la energía desprendida se gasta en calentar el aire circundante, volviéndose inaprovechable. Por otro lado, los gases producidos (CO2 y vapor de H2O) se dispersan, imposibilitando las colisiones entre sus moléculas para formar de nuevo papel.

Por otro lado, el carbonato cálcico, que se encuentra en la naturaleza como piedra caliza, yeso o marmol, se puede descomponer mediante el calor, a una temperatura de 1 200 0C, en óxido cálcico (cal) y dióxido de carbono, mediante la ecuación:

CaCO3 ---------------�

CaO + CO2

8 http://lectura.ilce.edu.mx:3000/biblioteca/sites/telesec/curso3/htmlb/sec_81.html



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Pero si la reacción se efectúa en un recipiente cerrado y se deja despúes enfriar, el óxido cálcico y el dióxido de carbono formados se vuelven a combinar entre sí, regenerando el carbonato de calcio.

De esta forma, podemos afirmar que hay reacciones químicas, como la descomposición del carbonato de calcio, que una vez formados los productos de reacción, éstos pueden combinarse entre sí para dar nuevamente los reactivos primitivos. La transformación química será, en estos casos, incompleta. denominan a este tipo de reacciones químicas reacciones reversibles y se presentan de la siguiente forma:

A±B�-------------� C+D

que quiere decir que el reactivo A reacciona con el B para dar los productos más D

EQUILIBRIO QUIMICO

Equilibrio químico es el estado al que llega cualquier reacción reversible si no existe intervención externa y en el cual se observa que las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción, tanto los (reactivos como los productos) permanecen constantes, en el estado de equilibrio químico las concentraciónes de las substancias participantes no cambian con el tiempo y de igual manera (en un sistema aislado) tampoco se observan cambios físicos a medida que transcurre el mismo.

Una vez iniciada cualquier reacción química pueden presentarse dos situaciones diferentes: la reacción se desarrolla hasta el agotamiento de los reactivos o bien transcurrir hasta un punto en el que, aun cuando existan reactivos en cierta cantidad, la reacción, aparentemente, se detiene. Que el comportamiento sea de una u otra forma dependerá de la constante de equilibrio de la reacción, cuando ésta es muy grande y la reacción ocurre hasta el agotamiento del reactivo que se halla en menor proporción, nos hallamos en el caso de las reacciones irreversibles, el segundo caso es el de las reacciones reversibles en el que la reacción llega a un estado de equilibrio.

A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad de producto es lo suficientemente grande para que estos productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones: directa e inversa.

TAREA: INVESTIGAR QUE ES EL EQUILIBRIO QUÍMICO Y EL PRINCIPIO DE LE CHATALIER



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El equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos. Velocidad de reacción directa igual a velocidad de reacción inversa.

Cuantificación del Equilibrio químico

Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante. Experimentalmente se comprueba que las concentraciones de las sustancias implicadas en un sistema en equilibrio se encuentran relacionadas por la siguiente expresión matemática:

aA + bB → cC + dD

En esta expresión el numerador es el producto de las concentraciones de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, análogamente el denominador es el producto de las concentraciones de los reactivos elevadas también a sus respectivos coeficientes estequiométricos.

Si K < 1, se favorece la formación de reactivos. Si K > 1, se favorece la formación de productos.

El rendimiento de una reacción química se ve disminuido por la tendencia a alcanzar el estado de equilibrio, ya que los reactivos no se transforman al cien por ciento en productos. Para conseguir que el equilibrio se rompa desplazándose en el sentido que nos interesa, es necesario saber qué factores se pueden modificar.

Perturbación del Equilibrio: El Principio de Le Châtelier

Los cambios de cualquiera de los factores: presión, temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o resultantes, pueden hacer que una reacción química evolucione en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. Todos los cambios que afectan el estado de equilibrio son predecibles según el principio de Le Châtelier. A fines del siglo XIX, el químico francés Henry Le Châtelier (1850-1936) postuló que, si sobre un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química, dicho sistema evolucionará en la dirección que contrarreste el efecto del cambio.

TAREA: INVESTIGAR CUALES SON LAS LEYES DE LA TERMODINÁMICA, RESUMEN A MANO!!!!!!!!!!



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Cuando un sistema que se encuentra en equilibrio, es sometido a una acción externa que lo perturbe, el equilibrio se desplaza hasta alcanzar nuevamente el equilibrio. Los principales factores que afectan el equilibrio son:

Cambio de concentración. Supongamos el siguiente sistema en equilibrio: A + B ó C + D. Si se agrega alguna de las sustancias reaccionantes, por ejemplo A, se favorece la reacción que tiende a consumir el reactivo añadido. Al haber más reactivo A, la velocidad de reacción hacia los productos aumenta, y como en el estado de equilibrio las velocidades de reacción son iguales en ambos sentidos, se producirá un desplazamiento de la reacción hacia los productos. Es decir, se formará una mayor cantidad de C y D, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. De igual modo podemos predecir qué efectos tendría un aumento en la concentración de cualquiera de los productos C o D. Al aumentar C, por ejemplo, el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos, ya que la velocidad de reacción aumentaría en ese sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Al disminuir la concentración de alguno de los reactivos, retirando parte de A o B, también podemos alterar el equilibrio químico. Según el Principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplazaría en el sentido de compensar dicha falta, es decir, hacia la formación de reactivos. De igual manera, si disminuimos la concentración de uno de los productos, el sistema reacciona desplazándose hacia los productos, con el objetivo de compensar la disminución de los mismos y favorecer su formación. Sin embargo, aunque la variación de la concentración de cualquiera de las sustancias que interviene en el equilibrio no afecta en absoluto el valor de la constante, si se modifican las concentraciones de las restantes sustancias en equilibrio

Cambio de la temperatura. Si en un equilibrio químico se aumenta la temperatura, el sistema se

opone al cambio desplazándose en el sentido que haya absorción de calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica.

Cambio de la presión. La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Un aumento de presión favorecerá la reacción que implique una disminución de volumen. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos.

Catalizadores. No modifican el sentido del equilibrio, porque influyen por igual en las velocidades de las dos reacciones implicadas en todo equilibrio; tan sólo afectan a la energía de activación tanto a la derecha como a la izquierda, por lo tanto solamente cambian la cantidad de tiempo necesario para alcanzar el equilibrio.

Esta formulación del concepto de equilibrio químico, planteado como dos procesos cinéticos en direcciones opuestas, es sin lugar a dudas la forma más sencilla e intuitiva de aproximarse al concepto de equilibrio químico. Sin embargo, la condición de equilibro, de una forma rigurosa debe ser establecida no en función de una aproximación cinética, sino termodinámica.



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B). ANÁLISIS DE LAS CARACTERÍSTICAS DE LA TERMODINÁ MICA Y TERMOQUÍMICA

La termodinámica (del griego θερµo-, termo, que significa "calor" [1] y δύναµις, dinámico, que significa "fuerza" [2] ) es una rama de la física que estudia los efectos de los cambios de la temperatura, presión y volumen de los sistemas físicos a un nivel macroscópico. Aproximadamente, calor significa "energía en tránsito" y dinámica se refiere al "movimiento", por lo que, en esencia, la termodinámica estudia la circulación de la energía y cómo la energía infunde movimiento. Históricamente, la termodinámica se desarrolló a partir de la necesidad de aumentar la eficiencia de las primeras máquinas de vapor.

El punto de partida para la mayor parte de las consideraciones termodinámicas son las leyes de la termodinámica, que postulan que la energía puede ser intercambiada entre sistemas físicos en forma de calor o trabajo. También se postula la existencia de una magnitud llamada entropía, que puede ser definida para cualquier sistema. En la termodinámica se estudian y clasifican las interacciones entre diversos sistemas, lo que lleva a definir conceptos como sistema termodinámico y su contorno. Un sistema termodinámico se caracteriza por sus propiedades, relacionadas entre sí mediante las ecuaciones de estado. Éstas se pueden combinar para expresar la energía interna y los potenciales termodinámicos, útiles para determinar las condiciones de equilibrio entre sistemas y los procesos espontáneos.

Con estas herramientas, la termodinámica describe cómo los sistemas responden a los cambios en su entorno. Esto se puede aplicar a una amplia variedad de temas de ciencia e ingeniería, tales como motores, transiciones de fase, reacciones químicas, fenómenos de transporte, e incluso agujeros negros. Los resultados de la termodinámica son esenciales para otros campos de la física y la química, ingeniería química, ingeniería aeroespacial, ingeniería mecánica, biología celular, ingeniería biomédica, y la ciencia de materiales por nombrar algunos.9

ENTROPÍA

En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La palabra entropía procede del griego (ἐντροπία) y significa evolución o transformación

Cuando se plantea la pregunta: ¿por qué ocurren los sucesos de la manera que ocurren, y no al revés? se busca una respuesta que indique cuál es el sentido de los sucesos en la naturaleza. Por ejemplo, si se ponen en contacto dos trozos de metal con distinta temperatura, se anticipa que eventualmente el trozo caliente se enfriará, y el trozo frío se calentará, logrando al final una temperatura uniforme.

9 http://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica



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Sin embargo, el proceso inverso, el trozo caliente calentándose y el trozo frío enfriándose es muy improbable a pesar de conservar la energía. El universo tiende a distribuir la energía uniformemente; es decir, a maximizar la entropía.

La función termodinámica entropía, es central para la segunda Ley de la Termodinámica. La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene alta entropía. Puesto que un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), esta reorganización resultará en un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, alcanzándose la configuración de mayor probabilidad.

La entropía, coloquialmente, puede considerarse como el desorden de un sistema, es decir, cuán homogéneo está el sistema. Un ejemplo doméstico, sería el de lanzar un vaso de cristal al suelo, este tenderá a romperse y esparcirse mientras que jamás conseguiremos que lanzando trozos de cristal se forme un vaso.

La variación de entropía nos muestra la variación del orden molecular ocurrido en una reacción química. Si el incremento de entropía es positivo, los productos presentan un mayor desorden molecular (mayor entropía) que los reactivos. En cambio, cuando el incremento es negativo, los productos son más ordenados. Hay una relación entre la entropía y la espontaneidad de una reacción química, que viene dada por la energía de Gibbs.

CAPACIDAD CALORÍFICA

La 'capacidad calorífica' de un cuerpo es razón de la cantidad de energía calorífica transferida a un cuerpo en un proceso cualquiera por su cambio de temperatura correspondiente. En una forma menos formal es la energía necesaria para aumentar 1 K su temperatura, (usando el SI). Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicho cuerpo para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Puede interpretarse como una medida de inercia térmica. Es una propiedad extensiva, ya que su magnitud depende de la cantidad de material en el objeto, por ejemplo, la capacidad calorífica del agua de una piscina olímpica será mayor que la de de una cucharadita. Al ser una propiedad extensiva, la capacidad calorífica es característica de un objeto en particular, y además depende de la temperatura y posiblemente de la presión.

Si mezclas un balde de agua fría con uno de agua caliente la temperatura de la mezcla tendrá un valor intermedio.

La capacidad calorífica no debe ser confundida con la capacidad calorífica específica o calor específico, el cual es la propiedad intensiva que se refiere a la capacidad de un cuerpo para almacenar calor, y es la razón de la capacidad calorífica entre la masa del objeto. El calor específico es una propiedad característica de las sustancias y depende de las mismas variables que la capacidad calorífica.

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