UNIVERSIDAD DE ORIENTE

NÚCLEO DE BOLÍVAR

UNIDAD DE ESTUDIOS BÁSICOS

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS

FISICOQUÍMICA

PARA ESTUDIANTES DE BIOANÁLISIS

Autor:

Licdo. Luis Ramos

Ciudad Bolívar, ABRIL 2014.

PRESENTACIÓN

El presente material fue concebido atendiendo a la necesidad de un

texto de fisicoquímica para estudiantes de Bioanálisis de la Escuela de

Ciencias de la Salud de la Universidad de Oriente Núcleo de Bolívar, con la

finalidad de ofrecer una herramienta que sea de utilidad para el estudio de esta

asignatura.

Este material mantiene un nivel tal que no es necesario poseer

conocimientos de física y matemática avanzados para comprender el

contenido programático de esta asignatura: Unidades de Medidas, Estado

Gaseoso, Estado Líquido y Termodinámica.

Los ejercicios que aparecen al final de cada tema fueron seleccionados

de exámenes aplicados en varios semestres, de tal manera que el estudiante

tenga la oportunidad de familiarizarse e internalizar situaciones que se puedan

plantear en esta asignatura.

Este material no pretende sustituir ningún texto de fisicoquímica, sino

complementar el conocimiento que se requiere para el éxito de la asignatura.

Finalmente se hace mención que este material esta dedicado a todos

aquellos jóvenes que han cursado la asignatura fisicoquímica para bioanálisis

con el autor, igualmente a los futuros estudiantes que cursaran dicha

asignatura, a todos ellos mil gracias por su compresión y atención.

Importancia de la Fisicoquímica en el campo del Bioanalista

La fisicoquímica es una ciencia que se encarga de estudiar las

propiedades y estructuras de la materia, así como también los cambios

estructurales y energéticos de la misma. En el campo de la ciencia de la salud

un ser vivo es considerado una unidad altamente compleja y organizada que

realiza intercambia constante de materia y energía con el medio ambiente en

un estado de equilibrio dinámico.

La fisicoquímica como ciencia se encarga de organizar, expandir y

sistematizar las leyes que sirven de base a toda la química y parte de la

biología y, por ende parte también de las ciencias de la salud. Se puede decir

que la fisicoquímica es la herramienta fundamental para comprender toda una

serie de sucesos que continuamente ocurren en los seres vivos.

Por ejemplo en el metabolismo como conjunto de todas las

transformaciones que tienen lugar en los sistemas biológicos consiste en el

aprovechamiento de la energía contenida en los alimentos ingeridos y en su

eliminación posterior en forma de energía utilizada. Es por ello que el proceso

de alimentación se encarga de proporcionar al organismo una cantidad de

energía para suplir la que se pierde constantemente debido a que todo ser vivo

es fisicoquímicamente inestable.

Al igual que muchas otras ciencias, la fisicoquímica se basa en la

experimentación y la observación, lo que ha permitido un desarrollo de técnicas

que hacen posible la verificación.

Existen tres bases o pilares fundamentales sobre las cuales se apoya la

fisicoquímica:

a) La Termodinámica: rama de la fisicoquímica que estudia las

transformaciones de la energía.

b) La cinética Química: rama de la fisicoquímica que se encarga del

estudio de la velocidad de las reacciones química.

c) La Mecánica Cuántica: es una rama de la física que se ocupa de los

fenómenos físicos a escala microscópicas.

TEMA 1

UNIDADES DE MEDIDAS.

Definiciones de Unidades de Medidas y Materia

Al iniciar el estudio de esta unidad es importante comprender los

conceptos de Unidades de Medidas y Materia.

Unidades de Medida: Es una cantidad estandarizada de una

determinada magnitud física y al mismo tiempo la manera de expresar las

medidas de la materia y de igual forma un modo de distinguir tales medidas.

Materia: es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio,

posee energía y está sujeto a cambios en el tiempo. La materia se presenta

en diversos estados, entre ellos los fundamentales son: sólido, liquido y

gaseoso.

A continuación alguna de las propiedades de la Materia:

a) Volumen: es una medida del espacio que ocupa la materia. Sus

unidades de medidas son: L, ml, dm3, m3 cm3, cc, entre otras.

I L = 1000 ml. 1ml = 1 cc 1 cc = 1 cm3

I L = dm3 1 cm3 = 1x10-6 m3

1dm3 = 1x10-3 m3 1L = 1x10-3 m

b) Masa: es una medida que determina la cantidad de materia. Las

unidades de medidas son: Kg, g, mg, ppm , etc.

c) Presión: es una medida que especifica la fuerza aplicada por unidad de

superficie de un gas o un líquido

P = F / A F: fuerza A: área.

Sus unidades de medidas son: Pascal (Pa), atm, mmHg, torr, etc.

Pa = Kw / m2 Kw = newton m = masa

1 atm = 101.325 Pa

1 atm = 760 mmHg

1 torr = 1 mmHg.

d) Temperatura: es una medida que permite evaluar o dar un juicio de

valor de caliente o frio de un objeto o materia. Sus unidades de medidas

son: ºC , ºF y K

e) Densidad: es una medida que se define como el volumen que ocupa

una determinada masa de sustancia. Sus unidades de medidas son:

g/ml , Kg / L etc.

f) Peso: es una medida de la fuerza gravitacional que actúa sobre un

objeto. sus unidades de medidas son: Kw, dyna, etc.

Existen diferentes clasificaciones de las unidades de medidas entre ellas:

a) Unidades de medidas primitivas.

b) Unidades de medidas derivadas.

Presión y Exactitud.

Es importante destacar que estos términos no son equivalentes. No son

sinónimos

Precisión se refiere a la dispersión del conjunto de valores obtenidos de

mediciones repetidas de una magnitud. Cuanto menor es la dispersión mayor la

precisión. Una medida común de la variabilidad es la desviación estándar de

las mediciones y la precisión se puede estimar como una función de ella.

Exactitud se refiere a cuán cerca del valor real se encuentra el valor medido.

En términos estadísticos. Cuando expresamos la exactitud de un resultado se

expresa mediante el error absoluto que es la diferencia entre el valor

experimental y el valor verdadero.

Calibración

Es una operación que, bajo condiciones específicas, busca mantener y

verificar el buen funcionamiento de los equipos para responder a los requisitos

establecidos en las normas de calidad y garantizar la confiabilidad de las

medidas. Todo instrumento de medida requiere ser calibrado con frecuencia

con el objeto de disminuir el error en las medidas, ya que por estar en

presencia de una ciencia experimental siempre las medidas van estar sujetas

a errores.

ACTIVIDADES

1.- Hacer una lista de diferencias entre masa y peso

2.- Construir una definición del concepto de Temperatura.

3.- Establecer diferencias y semejanzas entre Temperatura y Calor

4.- Describir procedimientos a seguir para realizar calibraciones en

instrumentos o equipos de mediciones que utilizan los Bioanalistas.

TEMA II

ESTADO GASEOSO

Los gases se definen como el estado físico de la materia que tiende a

expandirse y comprimirse fácilmente, también se caracteriza por tener bajas

densidades. Los gases se estudian generalmente sobre variables

macroscópicas tales como: Volumen, temperatura, presión, masa, etc.

Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia

de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los

líquidos. En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son

muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es

también muy pequeño.

Las partículas se mueven de forma desordenada debido a la gran

cantidad de espacios vacíos que existen entre ellas, produciendo choques

entre ellas mismas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto

explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan

los gases. Sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el

espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el

volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.

Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan

con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la

presión.

Las densidades de los gases son muy bajas, porque sus moléculas se

encuentran muy separadas lo que hace que ocupen un volumen grande. El

volumen es inversamente proporcional a la densidad.

La presión al igual que la densidad, es una de las propiedades que

mayormente permite diferenciar al estado gaseoso de los demás estados

físicos. Existen tres tipos de presiones:

Presión atmosférica: es la fuerza que ejerce la atmosfera sobre la

superficie por unidad de área. Esta presión varía con relación a la altitud sobre

el nivel del mar debido a la fuerza de gravedad, ya que las moléculas de los

gases que forman la atmosfera están sujetas a la atracción gravitacional de la

tierra; por consiguiente la atmosfera es menos densa a mayor altitud y por

ende menos presión. De hecho la densidad del aire disminuye muy rápido al

alejarnos del núcleo de la tierra y, cuanto menos denso sea el aire menor es la

presión que ejerce.

Dicho de otra forma, la presión atmosférica es una medida que

especifica la presión que ejerce la atmósfera de la tierra. Su valor real depende

de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas de los espacios

geográficos.

La atmosfera físicamente es una capa de gases que rodea la tierra los

cuales son atraídos por la gravedad dependiendo de la altura. La atmosfera

presenta una altura mayor de 100 Km pero más de la mitad de su masa se

concentra en los 6 primeros kilómetros.

Los gases que forman la atmosfera tienen una composición porcentual

en volumen de 78% de Nitrógeno, 21% de oxigeno y 1% de otros gases. Esta

mezcla de gases es lo que constituye el aire. Cabe destacar que esta mezcla

de gases vitales, actualmente es tema de preocupación debido a los afectos

perjudiciales de sustancias que ocasionan alteraciones en su composición.

Tales alteraciones nocivas es lo que se conoce como contaminación

atmosférica.

El instrumento para medir la presión atmosférica se denomina

barómetro. El italiano Torricelli fue el primero en medirla, el valor que él obtuvo

fue 760mm de mercurio al nivel del mar.

Presión del gas: es la fuerza ejercida por el gas sobre la unidad de

superficie de las paredes del recipiente que lo contiene. El instrumento para

medir esta presión de denomina manómetro.

Presión Absoluta del gas: se obtiene sumando la presión atmosférica

con la presión del gas.

Tipos de Manómetros

1.- Manómetros de tubo cerrados: se usa para medir presiones menores

a la presión atmosférica.

2.- Manómetros de tubo abierto: se usa para medir presiones iguales o

mayores a la presión atmosférica.

Gases Ideales

Un gas ideal es aquel donde se asume que:

a) El volumen de las moléculas que conforman un gas es muy pequeño

y, por lo tanto, despreciable en comparación con el volumen del

recipiente que lo contiene.

b) Las fuerzas que actúan entre las moléculas que conforman el gas

son muy pequeñas. Es decir que se asume, que las moléculas en

estado gaseoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ni de atracción

ni de repulsión.

Como consecuencia de lo expresado en los párrafos anteriores se ha

establecido la ecuación que se conoce con el nombre de Ecuación de los

Gases Ideales:

P V = n R T

P = presión V= volumen n= número de moles

T= temperatura R (constante de los gases) = 0,082 atmxL / K x mol

El valor de R se obtiene asumiendo que el gas tiene las siguientes

condiciones:

P = 1 atm V = 22,4 l T = 0 ºC y n = 1 mol

Es preciso aclarar que esas condiciones son teóricas, ya que para cada

experiencia o ejercicio se tendrán los valores que se obtienen

experimentalmente y que al ser sustituidos en la Ecuación de los Gases Ideales

debe dar como resultado de R el valor señalado anteriormente.

El hidrógeno y los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn ubicados en el

grupo VIII-A de la tabla periódica) son los gases que tienden a tener un mejor

comportamiento ideal. Y de todos ellos el que más tiende al comportamiento

ideal es el Helio (He).

Los gases que menos tienen a tener un comportamiento ideal son: CO2

NH3 ; SO2 y H2O (v)

Es importante destacar que los gases que presentan buen

comportamiento ideal si son sometidos a altas presiones y bajas temperaturas

dejan de ser ideales. Ya que se han encontrados grandes desviaciones entre

los resultados teóricos y los resultados experimentales.

Leyes de los Gases

Son leyes que surgieron de las frecuencia de los experimentos, es decir

son productos de las experiencias, son leyes empíricas (no se deducen).

Generalmente cuando se aplican estas leyes se asume que siguen los gases

un comportamiento ideal.

Ley de Boyle.( Robert Boyle)

Esta ley fue anunciada por Boyle en 1662, la cual establece que:

“Cuando una cantidad fija de un gas a temperatura constante se presenta

diferentes presiones es por que su volumen a variado en proporciones

inversas”

En otras palabras el volumen de una cantidad fija de un gas a

temperatura constante es inversamente proporcional a su presión.

De donde: P (i) o P = K K = P V (ii) V V

K = constante de proporcionalidad

Entonces como PV = nRT se deduce que K = nRT. (iii)

La ecuación (i) obedece a un a recta de pendiente positiva que pasa por

el origen o punto (o,o) de un sistema de coordenadas cartesianas.

Donde:

P (presión) es la variable dependiente

1 (inverso del volumen) es la variable independiente

V

Esa recta recibe el nombre de isotérmica.

P

1 V

La ecuación de la recta se conoce como: Y = mX + b (iv)

Al representar gráficamente los valores de la presión en función del inverso del volumen en un sistema de coordenadas cartesiana, la ecuación (iv) se transforma en: P = k 1 + b V

K = pendiente de la recta

b= corte con el eje Y. debe ser un valor muy próximo a cero.

Un gas que tienda a tener un comportamiento ideal debe cumplir con la

ley de Boyle. Es decir, que al graficarse debe dar una recta de pendiente

positiva que tienda a pasar por el origen.

La ley de Boyle queda representada de la siguiente forma:

V1 = P2 V1 x P1 = V2 x P2

V2 P1

Esta ley permite explicar la ventilación pulmonar, proceso por el que se

intercambian gases entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares, es decir el

proceso de respiración, el cual es un fenómeno fisiológico cuya finalidad es

aportar oxígeno a las células de los tejidos y eliminar el CO2. La respiración se

lleva a cabo a través de dos procesos: Inspiración y espiración.

En el proceso de inspiración, la presión intrapulmonar disminuye por

debajo de la presión atmosférica como consecuencia del aumento de volumen

o tamaño que experimentan los pulmones. Por tal motivo el aire fluye al interior

de los pulmones proveniente del medio exterior debido al gradiente de presión

que se origina entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares. Ya que el aire

entra a los pulmones porque la presión interna de éstos es inferior a la

atmosférica.

En el proceso de espiración, ocurre la salida del aire debido al gradiente

de presión, este proceso es inverso al de inspiración ya que la presión

intrapulmonar es mayor que la atmosférica.

Ley de Charles

Esta ley fue enunciada por el químico francés Jacques Charles en 1786,

este científico estableció que “si un proceso se realiza a presión constante el

volumen de una masa determinada de cualquier gas aumenta directamente

proporcional con la temperatura por cada grado”. Es decir que el volumen es

directamente proporcional a la temperatura absoluta siempre y cuando la

presión y el número de moles del gas permanezcan constantes.

De acuerdo a lo expresa en el párrafo anterior esta ley queda

representada de la siguiente manera:

V T (i) también expresa de la siguiente forma V = K T

V1 = T1 V1 x T2 = V2 x T1

V2 T2

Si se construye una gráfica a presión constante del volumen que ocupa

un gas a diferentes temperatura en grados Kelvin se obtiene una línea recta

que para por el origen o punto (o,o) de un sistema de coordenadas

cartesianas. Esta recta recibe el nombre de Isobara.

V

T

La Ley de Gay- Lussac.

A principios de 1800, Joseph Louis Gay – Lussac enunció la siguiente

ley “cuando se mantiene constante el volumen de una masa determinada de un

gas, la presión es directamente proporcional a su temperatura”. Esto ocurre

porque al aumentar la temperatura las moléculas del gas se muevan más

rápidamente y, por tanto aumenta el número de choques contra las paredes

internas del recipiente que las contiene, es decir aumenta la presión. El

recipiente debe ser de paredes fijas para que su volumen permanezca

constante. En otras palabras la presión es directamente proporcional a la

temperatura., P T.

Si se construye una gráfica a volumen constante de presión Vs

temperatura se obtiene una línea recta que para por el origen o punto (o,o) de

un sistema de coordenadas cartesianas. Esta recta recibe el nombre de

Isocórica. De acuerdo a ello esta ley que representada como:

P1 = T1 P1 x T2 = P2 x T1

P2 T2

P

T

La Ley Combinada.

Cuando se combinan las leyes de Boyle, Chales y Gay-Lussac, se

establece que cualquier variación de temperatura y presión está acompañada

también por un cambio de volumen. Como resultado de esta combinación

resulta la siguiente ecuación:

P1 x V1 = P2 x V2

T1 T2

La Ley de Dalton

Esta ley fue enunciada por John Dalton en 1801, la cual establece que

“en una mezcla de gases, la presión resultante es la suma de las presiones

parciales de cada uno de los gases que conforman la mezcla. La presión

parcial de cada uno de los gases presentes en la mezcla es igual a la presión

que ejercería dicho gas si estuviese solo ocupando el volumen del recipiente a

una temperatura dada”.

La ley se representa de la siguiente forma:

PT = PA + PB + PC + ………Pn

PT = presión total.

PA, PB, PC y Pn = es la presión parcial de cada gas.

De donde: P x V = n x R x T

Es decir que la presión total es igual a:

PT = nA RT + nB RT + nC RT V V V

La relación entre la presión parcial de cada uno de los gases con

respecto a la presión total es igual a:

Pi = niRT / V donde Pi = ni RT / V

PT PT PT nT RT / V

Pi = ni Pi = Xi Pi = Xi PT

PT nT PT

Gases Reales

En los gases reales a diferencia de cuando se asume que el gas es

ideal, el volumen de las moléculas es apreciable en comparación con el

volumen ocupado por el gas. De igual forma también se considera la atracción

que existe entre las moléculas.

Los gases reales se comportan solamente como ideales cuando son

sometidos a bajas presiones y altas temperatura. Existen grandes desviaciones

en los resultados experimentales para los gases reales cuando se aplica la

ecuación de los gases ideales (PV = nRT) . Para ello en 1873 Van der Waals

presentó una ecuación matemática como un perfeccionamiento semiteórico de

la ecuación de los gases ideales para corregir tales desviaciones.

El perfeccionamiento consistió en considerar:

a) Que cada molécula ocupa un volumen intrínseco finito, aunque pequeño.

De manera que el volumen efectivo del gas se convierte en (V – nb).

b) La fuerza de interacción entre las moléculas que conforman el gas. Si

entre las moléculas que conforman un gas existe fuerza de atracción o

de repulsión, estas fuerzas son las responsables de que los valores de

presión que experimentan un gas real sean diferentes a los calculados

por la ecuación de los gases ideales, debido que en un gas ideal no

existen fuerzas de interacción entre las partículas que lo forman.

La ecuación matemática que Van der Waals presentó con las

respectivas correcciones fue la siguiente, llamada ecuación de los gases

reales:

P+ an2 V - nb = nRT

V2

a = indica que tan fuerte se atraen las moléculas de un gas determinado.

b = se relaciona con en volumen que ocupa la molécula.

an2 Es una corrección que toma en cuenta las fuerzas de atracción

V2 intermolecular. Es decir esta relacionado con las fuerzas de

atracción de las moléculas, para corregir la presión.

nb Es una corrección para el volumen ocupado por las moléculas.

Es decir esta relacionado con el tamaño de las moléculas. Corrige

el volumen.

En síntesis, la ecuación de Van der Waals se diferencia de la ecuación

de los gases ideales por la presencia de dos términos de corrección; uno

corregir el volumen y el otro modificar la presión.

Los valores de a y b son constantes de Van der Waals para cada gas,

obtenidos experimentalmente.

A continuación constantes de Van der Waals para algunos gases

Nombre del Gas a (atmxL2 / mol

2) b (L / mol )

CO2 3,59 0.0427

NH3 4,17 0,0371

H2O (V) 5,46 0.0305

Cl2 6.49 0,0562

CCL4 20,4 0,138

Cociente Respiratorio.

El Cociente Respiratorio (CR): es la relación que existe entre la

producción de CO2 y el O2 consumido. Se calcula midiendo el CO2 (anhídrido

carbónico) producido respecto al O2 (oxígeno) consumido.

CR = V (CO2 ) / V (O2)

En función de la dieta y de ejercicios físicos en el ser humano su valor

oscila entre 0,7 y 1,0. Muchas sustancias metabolizadas son compuestos que

contienen solamente los elementos carbono, hidrógeno, y oxígeno. Los

ejemplos incluyen los ácidos grasos, el glicerol, los carbohidratos, los productos

de la desaminación, y el etanol.

Para la oxidación completa de tales compuestos, la ecuación química es:

CxHyOz + O2 ---> CO2 + H2O (v)

Para la glucosa (C6H12O6), la ecuación anteriormente citada se

conoce como la ecuación para la degradación metabólica de la glucosa que es

la misma ecuación para la combustión de la glucosa en el aire.

Metabolismo Basal

El metabolismo basal es el valor mínimo de energía necesaria para que

la célula subsista. Esta energía mínima es utilizada por la célula en las

reacciones químicas intracelulares necesarias para la realización de funciones

metabólicas esenciales, como es el caso de la respiración.

En el organismo, el metabolismo basal depende de varios factores,

como sexo, talla, peso, edad, etc. Como claro ejemplo del metabolismo basal

está el caso del coma. La persona «en coma», está inactiva, pero tiene un

gasto mínimo de calorías, razón por la que hay que seguir alimentando al

organismo.

l metabolismo basal es el gasto energético diario, es decir, lo que un

cuerpo necesita diariamente para seguir funcionando. A ese cálculo hay que

añadir las actividades extras que se pueden hacer cada día. La

tetraiodotironina (T4) o Tiroxina estimula el metabolismo basal aumentando la

concentración de enzimas que intervienen en la respiración aumentando el

ritmo respiratorio de las mitocondrias en ausencia de ADP.

La tasa metabólica disminuye con la edad y con la pérdida de masa

corporal. El aumento de la masa muscular es lo único que puede incrementar

esta tasa. Al gasto general de energía también pueden afectarle las

enfermedades, los alimentos y bebidas consumidas, la temperatura del entorno

y los niveles de estrés. Para medir el metabolismo basal, la persona debe estar

en completo reposo pero despierta. Una medida precisa requiere que el

sistema nervioso simpático de la persona no esté estimulado. Una medida

menos precisa, y que se realiza en condiciones menos estrictas, es la tasa

metabólica en reposo.

En igual orden de ideas es importante señalar que para tener un

balance energético necesitamos, consumir las mismas calorías que gastamos a

diario, por eso, para no aumentar ni bajar de peso, es necesario tener cuenta la

energía que gasta nuestro organismo para vivir, es decir, para dormir, digerir

alimentos, trasladar la sangre por las arterias, respirar y pensar, entre muchas

actividades orgánicas más.

Para saber cuántas calorías necesitamos, debemos comenzar por

realizar el cálculo del metabolismo basal que representa el 60-70 por ciento de

las calorías totales que nuestro cuerpo gasta a diario. Existen diferentes

fórmulas para su cálculo, entre las cuales, una muy fácil de aplicar es la

siguiente:

Hombres: kg de masa corporal x 24

Mujeres: kg de masa corporal x 24 × 0,9

Cabe aclarar que al gasto energético basal debemos agregar el gasto

por actividad física para tener un cálculo aproximado del total de calorías.

gastadas a diario, y por lo tanto, de las calorías que necesitamos consumir para

alcanzar un balance energético.

Una fórmula un poco más exacta, para calcular el metabolismo basal es

la siguiente:

Hombres: 10 x masa corporal (kg) + 6,25 x Talla en cm – 5 x Edad + 5

Mujeres: 10 x mas corporal (kg) + 6,25 x Talla en cm – 5 x Edad -161

Ejercicios

1.- Un gas ocupa un volumen de 725 ml a un a presión de 0,970 atm se deja

expandir a temperatura constante hasta alcanzar una presión de 0,541 atm.

¿Cuál es su volumen final?

2.- Una muestra de amoniaco gaseoso ejerce una presión de 5,3 atm a 46 ºC

¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas se reduce a la mitad de su valor

inicial a la misma temperatura?

3.- Un volumen de 36,4 ml de metano gaseoso se calienta de 25 a 88 ºC a

presión constante. ¿Cuál es el volumen final del gas?

4.- En condiciones de presión constante, una muestra de hidrógeno gaseoso

con un volumen inicial de 9,6 L a 88 ºC se enfría hasta que su volumen final es

de 3,4L ¿Cuál es su temperatura final?.

5.- Una muestra de nitrógeno contenido en un recipiente con un volumen de

2,3L a una temperatura 32 ºC, ejerce una presión de 4,7 atm. Calcule los moles

presente del gas.

6.- Dado que 6,9 moles del gas monóxido de carbono están presente en un

recipiente con un volumen de 30,4L, ¿Cuál es la presión del gas si la

temperatura es 62ºC?

7.- Un gas liberado durante la fermentación de la glucosa tiene un volumen de

0,78L a 20,1 ºC y 1 atm. ¿Cuál es el volumen del gas a la temperatura de

fermentación de 36,5 ºC y 1 atm de presión? .

8.- El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0,050 g de hielo

seco se coloca en un recipiente vacío que contiene un volumen de 4,6L a 30ºC.

Calcule la presión interior del recipiente después de que todo el hielo seco se

ha convertido en CO2 gaseoso.

9.- Las moléculas de ozono en al estratosfera absorben una buena parte de la

radiación solar nociva. La temperatura y presión típica del ozono en la

estratosfera son 250K y 1x10-3 atm, respectivamente. ¿Cuántas moléculas de

ozono están presentes en 1 L de aire en estas condiciones?

10.- Calcule la densidad del bromuro de hidrógeno (HBr) gaseoso en gramo por

litro a 733 mmHg y 46ºC.

11.- Una mezcla de gases contiene 0,31moles de CH4, 0,25 moles de C2H6 y

0,29 moles de C3H8. La presión total es de 1,50 atm. Calcule las presiones

parciales de los gases.

12.- El aire seco cerca del nivel del mar tiene la siguiente composición en

volumen: N2 78,08%; O2 20,94%; Ar 0,93%; CO2 0,05%. La presión

atmosférica es 1 atm. Calcule la presión parcial de cada gas.

13.- Si una persona adulta sana exhala alrededor de 500 ml de oxigeno en

cada respiración. Calcule el número de moléculas presente en ese volumen a

37ºC y 1,1 atm de presión.

14.- Una muestra de 5 moles de NH3 gaseoso se mantiene en un contenedor

de 1,92L a 300K. Si se supone que la ecuación de Van der Waals da la

respuesta con mayor exactitud para la presión del gas, calcule el error

porcentual que se comete utilizando la ecuación del gas ideal para calcular la

presión. Si se conoce que los valores de a y b para el NH3 son 4,17 atmxL2 / mol

2

y 0,071 L / mol, respectivamente

15.- Calcular la presión que ejerzan 10 moles del gas O2 a 25 ºC en 5 lts.

a= 1,36 atmxL2 / mol2 y b= 0,0318 L / mol

16.- La ecuación para la degradación metabólica de la glucosa (C6H12O6) es la

misma para la combustión de la glucosa en aire.

C6H12O6 (s) + 6 O2(g) CO2(g) + 6 H2O(l)

Calcular el volumen de CO2 producido a 37ºC y 1 atm. Cuando se consume

5,60 g. de glucosa.

17.- Se introducen 0,5 moles de O2 y 0,25 moles de N2 en un recipiente de 10 L

a 20 ºC

a) ¿Qué presión parcial tendrá el N2 en la mezcla?

b) ¿Cuál es la presión total?

c) ¿A qué temperatura habrá que calentar la mezcla para que la presión total

sea tres veces mayor?

18.- Una mezcla de H2 y He con una proporción en masa del 20% del primero y

80% del segundo, tiene una presión de 730 mmHg. ¿Qué presión parcial

tendrá cada gas?

19.- Calcular la masa molecular de un gas de densidad 1,02 g/mol que esta

sometido a una presión de 0,78 atm y a una temperatura de 27 ºC.

20.- Si se tiene 10 L de HCl (g) a 2 tam de presión y 27 ºC y se calienta hasta

duplicar la presión y el volumen. Determine:

a) Cuál es la temperatura final.

b) Cuantos moles hay de HCl dentro del recipiente.

21.- Calcule la masa molecular de un gas de densidad 1,02 g/mol que esta

sometido a una presión de 0,78 atm y a una temperatura de 27ºC.

22.- Dado que 3 moles de NH3 ocupan 5,20 L a 47 ºC. Calcule la presión del

gas. Primero asumiendo que el gas tiene un comportamiento ideal y luego

asumiendo que no se comporta idealmente.

a= 4,17 atmxL2 / mol2 y b= 0,0371 L / mol

Comparar ambos resultados y dar explicación de la diferencia.

23.- En una mezcla hay tres gases H2, O2 y N2 donde sus fracciones molares

son respectivamente, la del H2 es la mitad de la fracción del O2 y la fracción del

N2 es igual al tripe de la fracción del H2. Calcule las presiones parciales de

cada gas, si se sabe que la presión total es igual a 1 atm.

24.- Un gas ideal a la presión de 1 atm está contenido en una ampolla de

volumen desconocido. Se abre una llave la cual permite que el gas se expanda

hacia otra ampolla cuyo volumen es de 0,5L. Cuando se establece el equilibrio

entre las ampollas se nota que la temperatura no ha cambiado y que la presión

es de 530 mmHg. ¿ Cuál es el volumen de la primera ampolla?

TEMA III

ESTADO LÍQUIDO

En el estado líquido de la materia las moléculas se encuentran

relativamente cerca unas de las otras. Si se les compara con las moléculas

presentes en el estado gaseoso, las fuerzas de interacción son mayores y

menores a las fuerzas de interacción que experimentan las moléculas en el

estado sólido.

Los líquidos se caracterizan por poseer una densidad relativamente alta

comparada con la densidad de los gases debido a la cercanía relativa de las

moléculas entre sí. Los líquidos pueden disminuir ligeramente su volumen al

aplicar una presión muy alta, aunque esta característica es considera

incompresible para casi todos los efectos.

Los líquidos puede ser: solutos, solvente o soluciones.

Solutos (medio disperso)

Líquidos Solventes (medio dispersante) Sólido

Solución Solventes (líquido) + Soluto Líquido

Gas

Soluciones

Las soluciones pueden existen en cualquiera de los tres estados físicos

fundamentales de la materia. Es decir las soluciones pueden ser sólidas,

líquidas o gaseosas, pero para este curso de fisicoquímica para estudiantes de

bioanálisis solo se hará énfasis en las soluciones de estado físico líquido, las

cuales se pueden formar disolviendo gases, líquidos o solídos.

Las soluciones pueden ser definidas como sistemas ópticamente

homogéneos formado un solvente y como mínimo un soluto de composiciones

variables que se pueden separar a través de procedimientos físicos. No da

lugar a la sedimentación.

El término homogéneo indica que las soluciones no contienen límites

físicos y que sus propiedades como la concentración, densidad, temperatura,

entre otros, son los mismos e todo el recipiente que la contiene.

Solubilidad

Otra definición que se hace esencial explicar en este contexto es la

solubilidad. La solubilidad se define como la cantidad máxima de la sustancia

que puede ser disuelta en una cantidad determinada de un solvente a una

temperatura dada. Es decir que la solubilidad de una sustancia depende de la

naturaleza del solvente y de la temperatura.

Factores que afectan la Solubilidad.

a) Temperatura:

Si el soluto es líquido o sólido: si la reacción es endotérmica al aumentar

la temperatura, la solubilidad se incrementa. Pero si la reacción es

exotérmica la solubilidad aumenta si se disminuye la temperatura.

Si el soluto es un gas: la solubilidad aumenta si se disminuye la

temperatura.

b) Presión: en general, los cambios de presión no afectan la solubilidad

cuando el soluto es un sólido o un líquido, en cambio si el soluto es un

gas la solubilidad aumenta cuando se aumenta la presión.

c) El tamaño de la Partículas: cuando más dividido está el soluto más

rápido se disuelve. Es decir a mayor número de partículas la solubilidad

aumenta.

d) El efecto del ión común: si se adiciona un ión común disminuye la

solubilidad, ya que se rompe el equilibrio y se desplaza hacia el lado

contrario, de acuerdo con el principio dela-chatelier.

B+

AB (s) A‾ + B +

Tipos de Soluciones de acuerdo a su Solubilidad.

a) Diluida b) Concentrada c) Insaturada d) Saturada e) Sobresaturada,

Propiedades de los Líquidos

1.- Viscosidad

2.- Tensión Superficial

3.- Presión de Vapor

4.- Temperatura de Ebullición y solidificación, congelación o cristalización.

Viscosidad.

La viscosidad es una medida de la resistencia que ofrece un líquido

para fluir debido a la fuerza de cohesión intermolecular. La viscosidad

disminuye en los líquidos al aumentar la temperatura, ya que las fuerzas

moleculares tienden a disminuir cuando se incrementa la temperatura.

La viscosidad de mide en un viscosímetro. Uno de los más comunes es

el viscosímetro de Ostwald (para líquidos no tan viscoso), y haciendo uso de la

siguiente ecuación:

t = 8VL µ / π r 2ghd t = K µ / d

V= volumen del líquido L = longitud del capilar del viscosímetro

µ = Viscosidad del líquido g = gravedad r = radio capilar

h = es la diferencia de altura entre los niveles del líquido en el viscosímetro

d= densidad t = tiempo que tarda el líquido en circular.

La viscosidad de una sustancia se halla determinada por la velocidad o

el volumen que fluye a través de un tubo capilar midiendo el tiempo que tarda

en caer una gota del líquido de una distancia dada.

Variaciones de la Viscosidad de la Sangre en condiciones Patológicas

La sangre es un fluido de alta viscosidad a 37ºC en comparación con el

agua a esa misma temperatura, debido a la presencia de glóbulos rojos y

proteínas. A mayor número de glóbulos rojos mayor es la viscosidad, por lo

tanto aumenta la resistencia a nivel de la circulación capilar, aumenta la presión

arterial y aumenta el trabajo del corazón, con peligro de un cuadro de falla

cardiaca y muerte.

En condiciones febriles por cada grado de aumento de la temperatura la

viscosidad disminuye en un 3% aumentando la facilidad circulatoria y

reduciendo la demanda de la función cardiaca.

Tensión Superficial.

Se puede definir la tensión superficial como la fuerza por unidad de

longitud que se ejerce en la superficie de un líquido, es decir sobre las

moléculas superficiales. Las moléculas de la superficie son atraídas hacia el

interior del líquido ya que es mayor la atracción de las moléculas internas que

las moléculas de externas. Por lo que la superficie del líquido tiende a

contraerse o disminuir hasta que su energía potencial se haga mínima.

La tensión superficial depende de:

a) La naturaleza del líquido

b) Medio ambiente.

c) Temperatura.

En general la tensión superficial disminuye con la temperatura, ya que las

fuerzas de cohesión (atracción entre moléculas iguales) disminuyen al

aumentar la temperatura.

La tensión superficial es la responsable de:

1.- La resistencia que un líquido presenta a la penetración de su superficie.

2.- La tendencia de la forma esférica de las gotas de algunos líquidos como

el agua, mercurio. Etc.

3.- Del ascenso de los líquidos en un tubo capilar.

4.- De la flotación de un objeto en la superficie de un líquido.

Para medir la tensión superficial un método es el ascenso capilar.

Pudiéndose calcular a través de la siguiente ecuación:

r h d g / 2cos

tensión superficial r = radio d = densidad g = gravedad

ángulo de contacto entre el líquido y la pared interna del capilar. Para la

mayoría de los líquidos el ángulo de contacto entre el menisco y la superficie

del líquido es cero.

h = altura del líquido dentro del tubo capilar (altura hasta donde asciende el

líquido dentro del capilar) con respecto al nivel del liquido en el exterior. Tal

como se muestra en al siguiente figura.

Si el líquido moja las paredes del tubo capilar 0 cos

y se puede ascenso capilar.

Si el líquido no moja las paredes del tubo capilar se produce un

descenso.

Si en lugar de un tubo capilar se sumergen dos tubos, se debe utilizar la

siguiente ecuación

Δ h = Kd = Δ h / k d

K = 2 - 2 g Δ h = h2 - h1.

r1 r2

Presión de Vapor

La presión de vapor es la máxima presión ejercida por el vapor formado

de un líquido dentro de un recipiente cerrado herméticamente a una

determinada temperatura debido que el número de moléculas superficiales que

pasan a la fase de vapor producto de su energía cinética se hace igual al

número de moléculas que se condensan. Esta condensación se produce

dentro del recipiente ya que a medida que transcurre el tiempo, la

concentración en la fase de vapor aumenta hasta un punto en que las

moléculas comienzan a chocar entre sí, dando lugar al paso de las moléculas

de la fase de vapor a la fase líquida y, por ende un equilibrio dinámico entre el

líquido y su vapor. Tal como se muestra en la siguiente figura:

En síntesis, la presión de vapor se produce cuando el número de

moléculas que pasan de la fase líquida a la fase de vapor, es exactamente

igual al número de moléculas que pasan en el tiempo de la fase de vapor a la

fase líquida, a una determinada temperatura. De igual manera cuando la

velocidad del proceso de evaporación dentro de un recipiente cerrado

herméticamente se hace igual a la velocidad del proceso de condensación.

La presión de vapor del líquido depende de:

1.- La naturaleza del líquido. No depende de la cantidad de líquido.

2.- La temperatura. La temperatura e s directamente proporcional a la

presión de vapor.

Cuando de lleva a un gráfico los valores de la presión vapor medidos a

diferentes temperaturas se obtienen las curvas que se muestra a continuación:

Si por lo menos una de las curvas presentes en la figura anterior, se

transforma en una función lineal de presión en función de la temperatura, se

encuentra que dicha representación obedece a una línea recta, donde la

ecuación resulta ser la siguiente, análoga a la ecuación de la recta:

Log P = b – m ( 1/T)

Donde (m) es la pendiente de la recta y b el corte con el eje Y, o variable

dependiente, en este caso la presión.

Al llevar los valores de P y T a un eje de coordenadas se obtiene la gráfica

siguiente:

Log P

1/T

Temperatura de Ebullición o Punto de Ebullición.

Cuando se calienta un líquido se observa en el termómetro que la

temperatura aumenta rápidamente a medida que transcurre el tiempo, pero

llega un momento que se continua calentando el líquido y en el termómetro no

se observa que la temperatura continúe aumentando. Lo que se observa en el

termómetro es que se mantiene constante. Este valor de la temperatura

constante es lo que se denomina temperatura de ebullición o punto de

ebullición. Esto sucede porque al aumentar la temperatura, aumenta también la

presión del líquido la cual se hace igual a la presión del medio externo. Es

decir que la temperatura se hace constante cuando ambas presiones se

igualan (la presión del líquido y la presión del medio externo).

Definiéndose entonces, la temperatura de ebullición o punto de ebullición

como la temperatura donde la presión del líquido se hace igual al presión del

medio externo.

Es importante destacar que durante el proceso de ebullición la

evaporación de las moléculas ocurre no solamente desde la superficie del

líquido sino también desde su interior. Esto se evidencia porque en el interior

del líquido se forman unas burbujas de vapor que cuando el líquido alcanza la

temperatura de ebullición, dichas burbujas se hacen estables y ante su menor

densidad respecto a la del líquido, éstas ascienden a la superficie de forma

violenta haciendo que el líquido hierva.

En este contexto se tiene que si un líquido presenta punto de ebullición

bajo significa que es un líquido muy volátil y que su presión de vapor es alta.

En el siguiente gráfico se muestra las temperaturas de ebullición normal

(presión externa = 1atm) de los líquidos A, B y C.

T.ebull (A) = 35 ºC T.ebull (B) = 57 ºC T.ebull.(C) = 100 ºC

Del gráfico se deduce que el líquido (A) presenta el menor punto de

ebullición (35ºC), por lo tanto es el más volátil y el que presenta la mayor

presión de vapor. El liquido (C) presenta el mayor punto de ebullición, es el

menos volátil y el que presenta la menor presión de vapor.

Para finalizar, es importante señalar también, que a mayor altitud

menor será la temperatura de ebullición de un líquido, ya que la presión

atmosférica o presión externa es menor a una atmósfera. A medida que

aumenta la altitud disminuye la presión atmosférica.

Temperatura de Congelación

Es la temperatura donde el estado sólido y el estado líquido pueden

coexistir en equilibrio térmico a un a presión determinada.

Propiedades Coligativas de las Soluciones

Las propiedades Coligativas de las soluciones son aquellas que solo

dependen de la cantidad de soluto disuelto. Estas propiedades son aplicables

asumiendo que la solución es ideal. Considerándose como solución ideal

aquella donde se asume que no existe interacciones de atracción o repulsión

entre sus componentes. Es decir que entre menos cantidad de soluto haya

disuelto en la solución existirá menos o ninguna interacción de este

componente con el solvente. Es por ello que la concentración de la solución

debe ser pequeña. (conc. ≤ 0,2 mol/ l).

En otras palabras, las propiedades coligativas son solo para soluciones

muy diluidas. Esto es de esperar ya que en una solución bastante diluida hay

muy pocas moléculas del soluto y éstas se encuentran muy alejadas entre sí.

Por tanto las interacciones entre moléculas del soluto y del solvente se hacen

despreciables.

Cualitativamente, las soluciones ideales se interpretan como aquellas

donde cada componente ejerce su presión de vapor y, la presión total de vapor

es la suma de las presiones de vapor de los componentes individuales, como lo

indica la ley de Dalton (Ley explicada en el tema de gases), sobre las presiones

parciales de los gases.

Pt = P1 + P2 + P3 +………..Pn (i)

Se ha descubierto experimentalmente que las presiones de vapor de los

componentes líquidos individuales de una solución ideal son proporcionales a

su fracción molar. Esto es lo que se conoce como la Ley de Raoult, y se

expresa mediante la siguiente ecuación:

Pi = Piº . Xi (ii)

Pi = presión de vapor del componente

Xi = fracción molar del componente

Piº = presión de vapor del componente puro.

La presión de vapor de cada componente en una solución ideal es

menor que la presión de vapor del componente puro. De las ecuaciones (i) y

(ii) se tiene que:

Pt = P1º.X1 + P2º . X2 + P3º. X3 +……… Pnº . Xn (iii)

De hecho una solución ideal se define como aquella en la que cada uno

de sus componentes obedece la Ley de Raoult. Sin embargo el componente

que más debe obedecer esta ley es el solvente de soluciones diluidas cuya

fracción molar se acerca a uno. Esto se demuestra gráficamente porque las

curvas realizadas con datos teóricos y experimentales tienden a contener un

mínimo de desviaciones.

Las propiedades coligativas son también directamente aplicable a

soluciones no electrolíticas donde el soluto sea no volátil. Dicho de otra

manera las soluciones debe ser electrolíticas y no volátiles. Al ser no

electrolítica implica que la disociación es muy débil y por tanto hay menor

número de partículas por mol de sustancias disueltas, lo que quiere decir que

existe un mínimo de concentración (solución diluida) y por ende poca o

ninguna atracción entre sus componentes.

El soluto debe ser no volátil para que la mayor intervención sea de las

moléculas de solvente. Si por el contario ambos componentes (soluto y

solvente) son volátiles, la fracción molar del solvente tendrá valores muy

distantes de uno y no se consideraría el solvente como el componente que

más obedezca la ley de Raoult. Lo que implicaría que las propiedades

coligativas tendrían grandes desviaciones entre sus valores hipotéticos o

teóricos con sus valores obtenidos de forma experimental.

Las Propiedades Coligativas de las Soluciones son:

1.- Descenso de la presión de Vapor.

2.- Elevación del punto de ebullición

3.- Disminución del punto de congelación o Fusión

4.- Presión Osmótica

Descenso de la Presión de Vapor.

Al adicionar a un determinado solvente volátil una cierta cantidad de un

soluto no volátil y no electrolítico, la presión de vapor de la solución resultante

disminuye con respecto a la presión de vapor del solvente puro. Esta

disminución se debe estrictamente al efecto de dilución en el que moléculas del

soluto reemplazan a las moléculas del solvente y, por tanto, hay menos

moléculas del solvente disponibles para vaporizarse en la superficie de la

solución.

La presión de vapor de la solución resultante es igual a la siguiente

ecuación:

PV (soluc.) = PV (componente ste) + PV (componente sto)

Pero como el soluto es no volátil, su presión de vapor será despreciable.

De donde la ecuación anterior se transforma de la siguiente manera:

PV (soluc.) = PV (componente ste)

De la Ley de Raoult se tiene que la presión del componente solvente ( Pi ) es :

Pi = Piº . Xi

Quedando finalmente la presión de vapor de la solución de la siguiente forma:

PV(soluc) = PºV(ste) . X (ste)

X (ste) = n1 / n1 + n2

n1 = número de moles del solvente n2 = número de moles del soluto

n1 = g (ste) / M(ste) n2 = g (sto) / M(sto)

Las presiones de vapores de los solventes puros están tabuladas para

cada solvente a diferentes temperaturas, tal como se muestra en la siguiente

tabla de manera específica para el agua.

Elevación del Punto de Ebullición

Por definición la temperatura o punto de ebullición es la

temperatura a la cual la presión de vapor del líquido se hace igual a la presión

del medio externo. Entonces si la presión de la solución en estado líquido

disminuye por efecto de la cantidad de soluto no volátil disuelto con respecto a

la presión de vapor del solvente puro, para que la misma se iguale a la presión

del medio externo su temperatura de ebullición debe aumentar. La ecuación

para calcular el punto de ebullición de la solución es la siguiente:

T.ebull ( soluc) = Tº ebull ( ste) + ΔE

Los puntos o temperaturas de ebullición de los solventes puros son valores

constantes. Para el agua el valor es igual a 100 ºC

ΔE = elevación del punto de ebullición.

La elevación del punto de ebullición es igual a:

ΔE = m. KE

De donde:

m = g (sto) / M (sto) x Kg (ste)

m = molalidad. g (sto) = gramo de soluto M (sto) = masa molecular del sto.

Kg (ste) = kilogramo del solvente.

KE = constante de ebulloscopia del solvente puro.

La constante de ebulloscopia del solvente puro significa que al disolver

un mol de un soluto no volátil en un kilogramo de solvente su temperatura

asciende en un valor constante, que para el agua es igual a 0,52 ºC Kg/ mol.

Disminución del Punto de Congelación o Fusión

Al añadir un soluto no volátil a un solvente volátil, la presión de vapor de

la solución resultante disminuye y, ya no se corresponde a la presión de vapor

del equilibrio sólido-líquido. Para alcanzar una nueva presión de vapor para

que se encuentren nuevamente en equilibrio las dos fases es necesario

disminuir la temperatura de congelación o fusión.

Semejantemente al punto de ebullición, cada solvente posee una

constante molal del descenso del punto de congelación o constante de

crioscopía (Kc), que significa que al disolver un mol de soluto no volátil en un

kilogramo de solvente el punto de congelación o fusión del solvente desciende

en ese valor. De donde se tiene que:

Tcong (soluc) = Tº cong. (Ste) - ΔC

ΔC= m x Kc

ΔC = disminución del punto de congelación o fusión.

Kc = constante de crioscopía del solvente puro. Para el H2O = 1,86 ºC / kg x mol

m= molalidad.

Presión Osmótica

Para comprender este tipo de presión de las soluciones, primeramente

se debe definir y describir la ósmosis.

La ósmosis es un proceso que permite el paso de moléculas de solvente

a través de una membrana semipermeable que separa dos soluciones, con el

mismo solvente pero con concentraciones químicas diferentes, desde la

solución menos concentrada hasta la más concentrada.

La ósmosis se rompe cuando ambas soluciones alcanzan la

misma concentración, debido que la moléculas del solvente continuaran

pasando a través de la membrana pero la harán en ambas direcciones y, las

concentraciones de las soluciones se mantendrán invariable. La siguiente

figura ilustra este fenómeno.

La ósmosis también se presenta cuando se tiene una solución separada

del solvente puro por medio de la membrana semipermeable. En este caso las

moléculas del solvente pasan hacia la solución, hasta que la presión de la

solución iguale a la presión del solvente. Es decir que el paso del solvente

hacia la solución origina una presión que hará aumentar el volumen de la

solución hasta que la presión que ejerce la solución sobre las paredes del

recipiente que la contiene se iguales a la presión causada por el solvente sobre

la membrana semipermeable. Tal como se muestra en al siguiente figura:.

Las características de la membrana dependen de la naturaleza del

solvente y del soluto. Entre las membranas semipermeable se tienen de origen

animal, celulosas, partículas de precipitados orgánicos y membranas sintéticas

en base al ferrocianuro cúprico.

La presión osmótica: se define como la presión que se debe aplicar para

impedir que el flujo de líquido pase a través de la membrana de la región de

menor concentración o del solvente hacia la región de la solución concentrada.

La expresión matemática que se utiliza para determinar la presión

osmótica de una solución se conoce la ecuación de Van' t Hoff, solo valida para

soluciones ideales. Dicha ecuación describe las relaciones entre la presión,

volumen y temperatura del mismo modo que PV=nRT describe las

propiedades de los gases ideales:

πV = nRT.

Π= presión osmótica. V= Volumen n= nº de moles T= temperatura

R= 0,082 atm x L / K x mol

Importancia de la Presión Osmótica en Ciencias de la Salud.

La ósmosis tiene una gran importancia en los seres vivos. Las células de

los organismos están rodeadas por fluidos acuosos, como la sangre, la linfa, o

la savia, que contienen concentraciones de diferentes solutos. Las membranas

celulares son permeables al agua, al oxígeno, al nitrógeno, al dióxido de

carbono, y a otras moléculas orgánicas de pequeño tamaño, como glucosa o

aminoácidos, mientras que son impermeables a las moléculas poliméricas,

como proteínas y polisacáridos. En cambio, los iones inorgánicos y los

disacáridos, como la sacarosa, pasan muy lentamente a través de las

membranas celulares.

Las células también tienen la capacidad de transportar especies

químicas a través de su membrana desde una región de baja concentración de

la especie a una región de concentración más elevada, en sentido contrario al

del flujo espontáneo. Los mecanismos que originan este tipo de transporte,

denominado transporte activo, son complejos y todavía no se conocen

totalmente. Un ejemplo típico de transporte activo es el de cationes potasio, K+,

hacia el interior de las células desde los líquidos circundantes, que tienen

menor concentración de cationes potasio.

Soluciones No Electrolíticas

La mayoría de las soluciones no son ideales, porque rara vez obedecen

la Ley de Raoult, exceptos en soluciones muy diluidas. Esto es debido a

diferencias en la estructura molecular de los componentes de las soluciones

que producen interacciones de atracción y/o repulsión entre ellos. Lo que

significa que las propiedades coligativas se ven afectadas. Por ello las

expresiones matemáticas que describen el comportamiento de las propiedades

coligativas se multiplican por un factor de corrección de denominado factor de

Van' t Hoff (i). Como se muestra a continuación.

a) Descenso de la Presión de Vapor:

PV(soluc) = i PºV(ste) . X (ste)

b) Elevación de la Temperatura de Ebullición:

ΔE =i m. KE

c) Disminución de la Temperatura de Congelación o Fusión:

ΔC=i m x Kc

d) Presión Osmótica:

Π V = i n R T.

El factor de Van' t Hoff (i) es un valor especifico para cada sustancia

obtenido a 25ºC y 0,05 mol/l.

El Fenómeno de la Difusión

Difusión es el proceso irreversible por el cual un grupo de partículas se

distribuye de manera uniforme en un medio ya sea vacío o formado por otro

grupo de partículas. Este proceso es estadísticamente predecible en conjunto,

aunque el movimiento de cada partícula aislada es totalmente aleatorio. Se

encuentra impulsado por el movimiento térmico de las partículas que

componen ese sistema y se produce siguiendo las líneas de mayor diferencia

de concentración entre regiones, esto es, siguiendo los gradientes de

concentración.

En las Membranas Celulares

En el caso de las células vivas, el proceso de difusión simple se

establece a través de la membrana celular, por lo que de hecho existen tres

procesos de difusión encadenados, una difusión que ocurre en el medio de

mayor concentración, una difusión que ocurre en el medio de separación y una

difusión que ocurre en el medio de menor concentración. Como el proceso

limitante de la velocidad es la difusión a través del medio de separación, se

puede simplificar un modelo donde el flujo de partículas depende de la

diferencia de concentración entre ambos lados del medio de separación y del

tipo de interacciones que presente la molécula que va a atravesar la membrana

con ese medio.

Las moléculas que pueden atravesar con facilidad las membranas

celulares, debido a este fenómeno, son únicamente las de los gases (por

ejemplo CO2, O2), las moléculas que son repelidas por el agua generalmente

moléculas no polares (por ejemplo benceno) y las moléculas polares pequeñas

(por ejemplo H2O y etanol). Por otra parte, las moléculas polares grandes tales

como la glucosa, los aminoácidos y las moléculas cargadas o iones (H+, Na+,

Cl+ y Ca2+) establecen interacciones demasiado fuertes con el medio acuoso,

por lo que les resulta muy desfavorable desde el punto de vista energético

romper estas interacciones. Como consecuencia las membranas biológicas son

prácticamente impermeables a este tipo de moléculas, por lo que requieren de

otros mecanismos de transporte.

Fenómeno de la Sedimentación.

La sedimentación es el proceso por el cual el sedimento en movimiento

se deposita. Se entiende por sedimentación la remoción por efecto

gravitacional de las partículas en suspensión. La remoción de partículas en

suspensión en el agua puede conseguirse por sedimentación o filtración. De allí

que ambos procesos se consideren como complementarios. La sedimentación

remueve las partículas más densas, mientras que la filtración remueve aquellas

partículas que tienen una densidad muy cercana a la del agua o que han sido

resuspendidas y, por lo tanto, no pudieron ser removidas en el proceso

anterior.

La sedimentación es, en esencia, un fenómeno netamente físico y

constituye uno de los procesos utilizados en el tratamiento del agua para

conseguir su clarificación. Está relacionada exclusivamente con las

propiedades de caída de las partículas en el agua. Cuando se produce

sedimentación de una suspensión de partículas, el resultado final será siempre

un fluido clarificado y una suspensión más concentrada. A menudo se utilizan

para designar la sedimentación los términos de clarificación y espesamiento.

Se habla de clarificación cuando hay un especial interés en el fluido clarificado,

y de espesamiento cuando el interés está puesto en la suspensión

concentrada. Las partículas en suspensión sedimentan en diferente forma,

dependiendo de las características de las partículas, así como de su

concentración.

Ejercicios

1.- Una solución de 0,85g de un compuesto orgánico en 100 g de benceno

tiene un punto de congelación de 5,16 ºC Determine la masa molecular del

soluto. KC(Benceno)= 5,12 ºCxKg/mol. T (Congelación del Benceno) = 5,5 ºC.

2.- Se prepara una solución disolviendo 35g de hemoglobina (Hb) en la

cantidad suficiente de agua para tener un volumen de 1 lts. Si se encuentra que

la presión osmótica de la solución es de 10 mmHg a 25 ºC . Calcular la masa

molecular de la hemoglobina.

3.- Cuantos gramos de Urea (N2H4CO) se deben agregar a 450 gramos de

agua para obtener una solución con una presión de vapor de 2,50 mmHg

menor que la del agua pura a 30ºC. Pv (H20) a 30ºC = 31,8 mmHg

4.- Una solución acuosa contiene un aminoácido. Suponiendo que el

aminoácido no se ioniza en el agua. Calcular la molalidad de la solución, si se

congela a -1,1ºC.

5.- Una solución que contiene 0,8330 gramos de un polímero de estructura

desconocida en 170 ml de un solvente orgánico mostró una presión de 5,20

mmHg a 25ºC . Determine la masa molecular del polímero.

5.- Cuando se disuelve 1 g de urea (N2H4CO) en 200 g de un solvente A, el

punto de congelación disminuye en 0,250 ºC. Cuando se disuelve 1,50 g de

una sustancia X, que es un no electrolito, en 125 g del mismo solvente A, el

punto de congelación disminuye en 0,2ºC. Determine la masa molecular de la

sustancia X.

6.- Una solución de glucosa en agua se congela a -0,5 ºC , Si la solución

contiene300g de agua. ¿Qué masa de glucosa se habrá disuelto en agua?

7.- Calcular el punto de ebullición y de congelación de una solución que

contiene 2,6 g de (N2H4CO) en 50 g de agua.

8.- Cuántos gramos de urea deben añadirse a 100g de agua para preparar una

solución cuya presión de vapor es 1 mmHg menor que la del agua a 25 ºC.

Conociendo que la presión de vapor del agua a 25ºC es de 23,8mmHg.

9.- Determine la presión de vapor a 35ºC de una solución preparada

disolviendo 20,2 g de sacarosa C12H22O11 en 60,5 g de agua. Lña presión de

vapor del agua pura a 35 ºC es 42,2 mmHg.

10.- Cuál es la presión de vapor a 23ºC de una solución que contiene 1,20 g

de naftaleno (C10H8) en 25,6 g de benceno (C6H6) y el descenso de presión de

vapor que experimenta dicha solución, conociendo que la presión de vapor del

benceno a esa temperatura es de 86mmHg.

11.- El Hidroxitotueno butilato (BHT) es usado como antioxidante en los

alimentos procesados para prevenir que las grasas o aceites presentes en

dichos alimentos se vuelvan rancios. Una solución de 2,5 g de BHT en 100g de

benceno (C6H6) tiene una temperatura de congelación de 4,88ºC. Determine la

masa molecular del BHT. KC(Benceno)= 5,12 ºCxKg/mol. T (Congelación del

Benceno) = 5,5 ºC.

12.- El Dextran es un carbohidrato polimérico producido por cierta bacteria. El

cual es utilizado como sustituto del plasma sanguíneo. Una solución acuosa

que contiene 0,582 g de dextran en 106 mL de solución a 21ºC tiene una

presión osmótica de 1,47 mmHg. Determine la masa molecular del dextran.

13.- La arginina vasopresina es una hormona pituitaria. Esta hormona permite

regular la cantidad de agua en al sangre reduciendo el flujo de orina desde los

riñones. Una solución acuosa contiene 21,6 mg de la arginina vasopresina en

100 mL de solución y tiene una presión osmótica de 3,70 mmHg a 25ºC. ¿Cuál

es la masa molecular de ducha hormona?.

14.- La presión osmótica de la sangre a la temperatura corporal de 37ºC es de

aproximadamente 7,7 mmHg. Si se considera que los solutos de la sangre no

son electrolíticos. Calcule su concentración molar.

15.- Un líquido puro tiene una presión de vapor de 40mmHg a 25ºC: Cuál será

la presión de vapor de una solución que contiene 2 moles de un soluto no

electrolítico y no volátil en 20 moles de dicho líquido puro, suponiendo que la

solución se comporta idealmente.

TEMA 4

TERMODINÁMICA

La Termodinámica es la ciencia que estudia los diferentes tipos de

energías así como sus transformaciones e interrelaciones que existen entre

ellas, describiendo y relacionando las propiedades físicas de sistemas

macroscópicos. Esta ciencia se basa en cuatro leyes que no se deducen, sino

que son el resultado de experiencias del comportamiento de la materia y la

energía. Para comprender estas leyes se debe internalizar los siguientes

conceptos básicos:

a) Universo Termodinámico

b) Sistema Termodinámico

c) Sistemas Termodinámicos Abiertos, Cerrados y Aislados

d) Estado de un Sistema Termodinámico

e) Cambio de Estado

f) Funciones Termodinámicas de Estados

g) Funciones Termodinámicas de Trayectoria.

h) Proceso Termodinámico.

i) Trabajo Termodinámico

j) Calor

k) Proceso Reversible e irreversible

l) Estado de Equilibrio

Universo Termodinámico.

Es todo aquello que existe en espacio y tiempo que es gobernado por

leyes físicas. Más específicamente, es aquel en el que se encontrarían tres

tipos de equilibrio: mecánico, dinámico y térmico.

Como el universo es infinitamente grande solo se estudia una parte del

mismo, la cual se denomina sistema. Lo que no forma parte del sistema en el

universo se denomina medio exterior o alrededores.

Sistema Termodinámico

Es aquella parte del universo cuyas propiedades están siendo

estudiadas y que se encuentra separado se sus alrededores a través de una

frontera, en algunos casos imaginaria. Como se ilustra en la siguiente figura.

Sistema Termodinámico Abierto.

Es un sistema que intercambia materia y energía con los alrededores.

Los seres humanos son ejemplos de este tipo de sistema, ya que

constantemente absorben del entrono o alrededor materia y energía que luego

transforman en otros tipos de energía para sus funciones vitales.

Sistema Termodinámico Cerrado.

Es un sistema que solo intercambia energía con sus alrededores. Un

ejemplo de este tipo de sistema es una bombona que contiene gas doméstico.

Sistema Termodinámico Aislado.

Es un sistema que no intercambia ni energía ni materia con los

alrededores. El único sistema completamente aislado es, por definición nuestro

sistema solar. Sin embargo en el laboratorio un sistema contenido en un balón

herméticamente cubierto de asbesto se considera un sistema aislado. Para

muchos efectos prácticos, un termo es un sistema aislado.

Estado de un Sistema termodinámico

Es el conjunto de propiedades que definen al sistema. Dichas

propiedades son características macroscópicas medibles, tales como, la

presión, el volumen, la temperatura, el número de moles, etc.

Cambio de Estado

Se define como la modificación del estado del sistema, cuando al menos

una de sus propiedades cambia su valor.

Funciones Termodinámicas de Estados

Son aquellas propiedades que dependen únicamente de las condiciones del

estado inicial y final del sistema y son independientemente de la trayectoria o

etapas. Es decir que no interesa el camino para llegar desde el estado inicial

hasta el estado final. Por Ejemplo: la presión, el volumen, la temperatura, el

número de moles, entre otras.

Funciones Termodinámicas de Trayectoria

Son aquellas que dependen del camino o etapas, es decir del proceso

para ir del estado inicial al estado final. Por ejemplo el trabajo y el calor.

Proceso Termodinámico

Son las diferentes etapas que transcurren desde el estado inicial hasta

el estado final del sistema

Trabajo Termodinámico

Cantidad de energía que fluye durante un cambia de estado en virtud de

una conexión mecánica. Se simboliza con la letra (W).

Calor

Cantidad de energía que fluye durante un cambio de estado en virtud de

una diferencia de temperatura. Se simboliza con la letra (q).

Proceso Reversible.

Es aquel proceso donde la diferencia de las propiedades del sistema y

las propiedades de los alrededores es una cantidad muy pequeña. Es un

proceso lento y ocurre en múltiples etapas en los cuales el sistema está

prácticamente en equilibrio durante todo el proceso. Es posible volver al estado

inicial por el mismo camino o etapa. La reversibilidad y equilibrio son por lo

tanto equivalente. Este proceso no es espontaneo.

Proceso Irreversible.

Es aquel proceso donde la diferencia de las propiedades del sistema y

las propiedades de los alrededores es grande. Es un proceso violento, rápido y,

ocurre en una solo etapa. El sistema solo está en equilibrio en el estado inicial

y final. No es posible volver al estado final por el mismo camino. Este proceso

es espontaneo.

Estado de Equilibrio

Es cuando el sistema se encuentra en equilibrio mecánico, térmico y

material. Se dice que un estado termodinámico cumple con esa condición

cuando:

a) Todas las propiedades macroscópicas que definen al sistema

permanecen constante en el tiempo.

b) Al eliminar la interacción con los alrededores, o sea, al aislar al sistema,

las propiedades no son modificadas, es decir, permanecen iguales.

Si se cumple la condición (a) pero no se cumple la condición (b) se dice que el

sistema se encuentra en estado estacionario.

Equilibrio Mecánico.

Cuando las fuerzas que actúen sobre el sistema y las fuerzas internas

del sistema son equivalentes.

Equilibrio Térmico

Cuando la temperatura es constante y uniforme en el tiempo en todo el

sistema

Equilibrio Material

Cuando no hay transferencia de materia ni reacción química.

Capacidad Calórica.

Es una medida de la capacidad de un sistema para absorber energía en

función de una diferencia de temperatura.

Algunas Semejanza entre Trabajo (W) y Calor (q)

1.- Ambas son forma de energías. Existe una relación mecánica entre ellos:

1 caloría = 4,184 Joule

2.- Aparecen solo durante el proceso.

3.- Aparecen solo en los límites o fronteras del sistema. Es decir que en los

sistemas no hay calor ni trabajo.

4.- El trabajo y el calor se determinan en los alrededores o medio exterior.

5.- El trabajo y el calor no son funciones de estados, ya que dependen del

proceso.

Algunas Diferencia entre Trabajo (W) y Calor (q)

1.- El (W) se evidencia en virtud de una conexión mecánica y el (q) en virtud

de una diferencia de temperatura.

2.- El calor es positivo si lo recibe el sistema. El trabajo es positivo si es

realizado por el sistema

Leyes de la Termodinámica

Primera Ley de la termodinámica

“Si se transfiere energía en forma de calor (q) desde los alrededores a

un sistema, la energía interna (E), varia y, al mismo tiempo, parte de

esa energía en forma de calor puede invertirse en realizar trabajo (W)

sobre los alrededores o medio externo”

Sistema

+ q ΔE + W

De donde se tiene que: ΔE = q –W

La primera ley se conoce también como la “ley de la conservación de la

energía”. La energía no se crea ni se destruye sino que se transforma.

Energía del Sistema (E)

La energía del sistema (E): es la suma de todas las energías presentes

en el sistema. Si el sistema experimenta un cambio de energía, tal variación se

denotará de la forma siguiente (ΔE). La energía del sistema es una función de

estado termodinámico, porque no depende de la trayectoria, sino de la energía

que tiene el sistema en su estado inicial y final.

El trabajo (W) que realiza el sistema termodinámico viene definido como:

W= F x d

Donde (F) es una fuerza constante aplicada e la dirección del

desplazamiento.

El trabajo (W) que interviene es aquel que está asociado con un cambio

de presión – volumen. Ahora bien, si se considera un sistema formado por un

émbolo móvil, donde el gas se expande contra una fuerza externa constante, al

expandirse, el sistema efectúa trabajo sobre los alrededores. El W efectuado es

definido de la siguiente ecuación: W = Fext. x Δh

Si se introduce el área del émbolo, la ecuación anterior se transforma en:

W= F (ext) x A x Δ d W = P(ext) x ΔV

A

Debido que: P (ext) = F(ext) y A x Δ d = ΔV

A

Para un proceso irreversible se tiene que:

W = P(ext) x ΔV

Si P(ext) ≈ P (sist), se esta en presencia de un proceso reversible. Para un

proceso reversible, se tiene que el trabajo es:

W = nRT ln (V2 / V1)

R= 1,98 cal / K x mol

Calor

El cálculo directo del calor es un poco más complicado y es más conveniente,

en la mayoría de los casos, calcularlo indirectamente empleando la primera ley

de la termodinámica:

ΔE = q –W q = ΔE + W

Para un proceso que lleva al sistema del estado inicial al estado final

manteniendo el volumen constante, el (W) se hace igual a cero

independientemente del tipo de proceso.

q V= ΔE ya que W = 0 porque ΔV = 0

Cuando el sistema varía su estado a volumen constante el calor también es

definido de la forma siguiente:

q v = n Cv ΔT Cv = capacidad calórica a volumen constante

Es decir que ΔE, se puede definir también como:

ΔE= n Cv ΔT

La Entalpía

La entalpía (H) es otra función de estado, que se interpreta como aquella

parte de la energía interna del sistema que no puede ser empleada para

realizar trabajo siempre y cuando la presión sea constante. Se define

termodinámicamente a través de la siguiente ecuación:

H = E + PV

En la práctica, no se puede determinar la entalpía de un sistema, pero si es

posible medir el cambio de entalpía (ΔE).

ΔH = ΔE + PΔV ΔH = ΔE + W

Como ΔE = q – W Se tiene que: ΔH = q – W + W ΔH = q

Como la entalpía es una función de estado a presión constante se tiene:

ΔH = qp

Calor a presión constante es igual: qp = n Cp ΔT ΔH = nCp ΔT

Cp = capacidad calórica a presión constante.

Relación entre Cp y Cv

Cp = Cv + nR

R = 1,98 cal / K x mol

Termoquímica

La aplicación de la primera ley de la termodinámica al estudio de

reacciones química da lugar a la termoquímica, que es la parte de la

termodinámica que se encarga de estudiar la absorción y/o liberación de calor

que ocurre en una reacción química a presión constante.

En concreto, la termoquímica es la ciencia que estudia la variación de

entalpía de una reacción química (ΔH). Siempre que haya reacción química

existirá absorción o liberación de energía en forma de calor, denominada

entalpía de reacción.

Si se libera calor al producirse la reacción se trata de una reacción

exotérmica, en este caso la entalpía de los productos es menor que la entalpía

de los reactante y los productos serán mas estable.

Si se absorbe calor al producirse la reacción se trata de una reacción

endotérmica, en este caso la entalpía de los productos es mayor que la

entalpía que la entalpía de los reactantes y los reactantes serán más estables,.

Para estudiar desde un punto de vista termodinámico una reacción

química se considera como estado inicial, los reactivos puros y, como estado

final los productos puros.

Cuando se lleva acabo una reacción química a presión constante la

energía calórica de dicha reacción (absorción o liberación de calor) puede ser

determinada experimentalmente mediante un calorímetro o a partir de las

entalpías de formación de los elementos químicos involucrados bajo ciertas

condiciones de temperatura y presión, de a cuerdo a la siguiente ecuación:

aA + bB cC + dD

ΔH Reac = Σ Δ Hºf (productos) - Σ Δ Hºf (reactivos)

Δ Hºf = calor de formación que se produce en la formación de un mol de

compuesto a partir de sus elementos.

Los valores de Δ Hºf están tabulados en condiciones estándares de 1 atm y

25ºC para su manejo se debe tener que:

a) Los elementos en su estado natural Δ Hºf = cero

b) Los valores en las tablas se corresponden, a menos que se indique lo

contrario, para 1 mol de la sustancia

c) El estado físico de las sustancias debe tomarse en consideración.

Los valores de Δ Hºf también se pueden calcular aplicando la primera ley de

la termodinámica.

ΔE = q –W

Como el calor absorbido o liberado es a presión constante (q) se hace igual a

ΔH, de donde se tiene que:

ΔE = ΔH – W ΔH = ΔE + W ΔH = ΔE + P ΔV

Considerando que: P ΔV = Δn RT

Entonces: ΔH = ΔE + P ΔV se transforma en:

ΔH = ΔE + Δn RT

Donde: Δn = Σ moles (productos gaseosos) – Σ moles (reactivos gaseosos)

Si la reacción se produce a volumen constante, el calor absorbido o liberado

será a la ΔE.

Ley de Hess

Como la entalpía es una función de estado, significa que no depende de

la trayectoria. Depende del estado inicial y final. Por lo que las ΔH Reac

pueden calcularse por métodos indirectos. De acuerdo a esta afirmación, se

pueden obtener los valores de ΔH Reac aplicando la Ley de Hess.

En 1840 Hess, postulo: “La variación de calor a presión o volumen

constante en una reacción química dada es el mismo ya sea que se produzca

en una sola o varias etapas”

A ΔH1 B

ΔH2 ΔH4

C D

ΔH3

De donde se tiene que: ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4

Por la tanto, el valor del calor involucrado en una reacción química

puede ser determinada por la combinación algebraica de ecuaciones

termoquímicas cuyas ΔH Reac sean conocidas.

Variación de la Entalpía de Reacción con la Temperatura.

La mayoría de los ΔH involucrados en una variedad de reacciones químicas se

encuentran tabuladas a la temperatura de 25ºC. Sin embargo muchas

reacciones químicas no ocurren esa temperatura. Por lo que se hace necesario

analizarlas bajo otras condiciones de temperatura, a través la siguiente

ecuación (Ecuación de Kirchoff):

ΔH Reac (T2) = ΔH Reac (T1) + ΔCp (Reac) ΔT

ΔCp (Reac) = Σ Cp(produc) - Σ Cp (react)

Es importante tener en cuenta que la Ecuación de Kirchoff es válida si ΔCp de

la reacción permanece constante en el intervalo de temperatura T2 y T1

Segunda Ley de la Termodinámica

La segunda ley proporciona un medio para determinar, si un proceso es

espontaneo. Para enunciar la segunda ley es necesario señalar otra función de

estado, la entropía (S), la cual es interpretada como una medida del desorden

de un sistema, que depende solo del estado inicial y final. La variación de la

entropía se define termodinámicamente a través de la siguiente ecuación:

ΔS = q rev / T

q = calor T = temperatura.

Enunciado de la Segunda Ley.

“La variación de entropía (ΔS) del universo es positiva cuando en él

ocurren procesos irreversibles y se aproxima a cero para cualquier

proceso que se aproxime a la reversibilidad”

En concreto, en un proceso irreversible (espontáneo) la variación de

entropía (ΔS) del universo es positiva y en proceso reversible (no espontáneo)

la variación de entropía (ΔS) del universo tiende a ser cero.

Todos los procesos naturales dan por resultado un aumento de la

entropía del universo, ya que son procesos espontáneos, ocurren por si solo.

Los procesos ocurren espontáneamente cuando no requieren de esfuerzos

externos. Por ejemplo:

a) Los cuerpos caen atraídos por la gravedad de la tierra.

b) Una gota de tinta colocada en un vaso con agua se difunde hasta

colorear toda el agua.

c) Nuestra tendencia natural es a envejecer y morir.

d) Al romperse una tubería en fluido se escapa.

e) Una banda de goma estirada se encoge por si sola.

Todo proceso irreversible (si nada lo detiene) avanza hasta alcanzar un estado

de equilibrio termodinámico (estado de reposo).

En todo proceso irreversible, mientras más lejos se encuentren los sistemas de

su estado de equilibrio con más fuerza tienden volver a él.

La entropía del Universo es define termodinámicamente a través de la

siguiente ecuación:

ΔS (universo) = ΔS (sistema) + ΔS (medio)

Variación de la Entropía en Sistemas Termodinámicos.

Para procesos isotérmicos (temperatura Constante)

ΔS = nRT ln (V2 / V1 )

Para proceso isobárico (presión constante)

ΔS = n Cp ln ( T2 / T1 )

Para proceso Isocórico (volumen constante)

ΔS = n Cv ln ( T2 / T1)

Para proceso donde ocurren cambios de Fase.

ΔS = n ΔH (transición) T (Transición)

Para una reacción química.

ΔS = ΔH (reacción) T

Tercera Ley de la Termodinámica

Plank estableció esta ley, la cual señala que: “La entropía de todos los

sólidos cristalinos que se encuentran en equilibrio termodinámicos es cero a la

temperatura de cero absoluto”. Acuerdo a esta ley:

SºT = So + Cp ln (T2 / T1)

SºT = entropía de cualquier sustancia a una temperatura distinta de cero.

So = 0

La importancia de esta ley es suministrar una base para el cálculo de las

entropías absolutas de las sustancias.

Ley Cero de la Termodinámica.

Esta ley establece que:

“si dos sistemas distintos están en equilibrio térmico con un tercero,

también tienen que estar en equilibrio entre sí”

Energía libre de Gibbs

La energía libre de Gibbs (G), es una función de estado, cuya variación

(ΔG) durante un cambio de estado de un sistema termodinámico sirve como

criterio de espontaneidad y de equilibrio.

Cabe destacar que ΔG como criterio de espontaneidad requiere

solamente de la variación de energía libre del sistema. Ya que ΔS del universo

como criterio de espontaneidad se necesita determinar ΔS del sistema y ΔS del

medio.

La energía libre de Gibbs, establece que un proceso ocurre

espontáneamente cuando:

a) La energía de un sistema disminuye durante un proceso termodinámico

b) La entropía de un sistema aumenta durante un proceso termodinámico.

Es decir que hay dos tendencias: una hacia un mínimo de energía y otra

hacia un máximo de entropía.

De donde la variación de la energía libre de Gibbs (ΔG) es definida

matemáticamente de la siguiente forma:

ΔG = ΔH +T ΔS

Si se considera ΔG como criterio de espontaneidad solo para procesos

que ocurre a presión y temperatura constante, que son las condiciones más

comunes en los procesos químicos, se tiene que:

De la primera Ley: ΔH = ΔE + W ΔH = ΔE + q - ΔE

ΔH = q p qp = n Cp ΔT

De la segunda ley, se tiene que

ΔS = q rev / T q rev = T ΔS

Entonces la ecuación ΔG = ΔH +T ΔS se transforma en:

ΔG = q p – q rev

Para que el proceso sea irreversible (espontaneo)

q p < q rev

Por lo tanto: ΔG < 0 (proceso Irreversible)

Para que el proceso sea reversible (no espontaneo)

q p = q rev

Por lo tanto: ΔG = 0

ΔG para un cambio de Fase.

ΔG = ΔH(Transición) - T ΔS(Transición)

ΔG para una Reacción Química

ΔG reacción= Σ ΔG producto - Σ ΔG reactivos

ΔG de las sustancias son valores tabulados a presión y temperatura estándar.

ΔG también se puede determinar por métodos indirectos, ya que es una

función de estado, no depende de la trayectoria o etapas del proceso, sino del

estado inicial y final. Por ello se usa un procedimiento igual al de la Ley de

Hess, por lo tanto el ΔG de una reacción puede ser determinada por la

combinación algebraica de ecuaciones químicas cuyas ΔG sean conocidos.

ΔG para procesos isotérmicos reversibles se tiene la siguiente ecuación:

ΔG = n RT ln (V1 / V2) ΔG = - W Rev

ΔG para el cálculo de la Constante de Equilibrio

ΔG Reac = ΔGº Reac + RT ln K

Como se esta en equilibrio ΔG Reac = 0

Lo que indica que la ecuación anterior se transforma en:

ΔG Reac = ΔGº Reac + RT ln K ΔGº Reac = - RT ln K

En esta ecuación se utiliza Kp cuando se trabaja con las presiones de

las especies químicas involucradas en la reacción. También se puede utilizar

Kc cuando se trabaja con las concentraciones mol/L de las especies químicas

involucradas en la reacción que se encuentren en estado gaseoso.

Es importante destacar que, mientras más negativo sea ΔG, mayor será

el valor de K, es decir mayor es la tendencia de los reactantes a convertirse en

productos.

Ejercicios

1.- Calcular q, W, ΔE y Δ H en el proceso de expansión de un mol de un gas

desde 5 atm a 26 ºC hasta 2 atm a 0ºC, venciendo una presión externa

constante de 0,5 atm. Para el gas Cp = 5 cal/mol xºK.

2.- Una gas se comprime por efecto de una presión de 3 atm desde un volumen

de 25 litros hasta un volumen de 18 litros. Al mismo tiempo libera 426 calorías.

Calcular q, W, ΔE y Δ H.

3.- 2,5 moles de un gas ideal se expanden reversiblemente e isotérmicamente

a la temperatura de 27 ºC, desde un volumen de 3,2 a 15 litros. Calcular q, W,

ΔE y Δ H.

4.- 2 moles de un gas ideal realizan un trabajo de 2760 cal al expandirse

isotérmicamente y reversiblemente a 300 ºK. Si el volumen inicial era de 0,1

litro. ¿Cuál será el volumen ocupado por el gas después de la expansión?

5.- Durante la compresión reversible e isotérmica de 3 moles de oxígeno se

desprenden 1500 cal. Si el volumen se reduce de 125 a 25 litros, calcule la

temperatura del proceso.

6.- Una muestra de nitrógeno a una presión de 1 atm, se comprime

isotérmicamente y en forma reversible hasta reducir el volumen a la mitad del

valor original. Calcular el W para efectuar una compresión a 27 ºC.

7.- Para cierto gas ideal Cv = 6,76 cal /ºkxmol. Si 10 moles del mismo se

calientan a volumen constante desde 0 ºC hasta 100 ºC. Calcule q, W, ΔE y

Δ H.

8.- Calcule ΔE, el calor liberado y ΔH en un enfriamiento Isocórico de 7 moles

de una gas de Cv igual a 4cal/ ºKxmol desde 78ºC hasta 15ºC.

9.- Una cantidad de 0,227 moles de un gas que se comporta idealmente se

expande isotérmicamente y en forma reversible desde un volumen de 5 litros

hasta dos veces ese volumen a27 ºC. Calcular q, W, ΔE y Δ H

10.- Se tiene un gas que ocupa un volumen de 2 litros a una presión de 12 atm

y temperatura de 25ºC. El gas se expande sucesivamente e isotérmicamente,

tomando los siguientes valores para el volumen: 4 L, 8L y 16L. Calcule el

trabajo total realizado por el gas en su expansión.

11.- 2 moles de un gas sufre una expansión reversible e isotérmicamente,

desde un volumen inicial hasta un volumen final 10 veces el inicial. Durante

dicho proceso el gas realiza 1000 caloría de trabajo. Si la presión inicial era 100

atm, calcule el volumen inicial.

12.- Calcule la Δ H para la siguiente reacción:

C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g)

A partir de las siguiente ecuaciones. Δ H (cal /mol)

a) 2 H2(g) + 2 C(s) C2H4(g) -12,56

b) C (s) + O2 (g) CO2(g) -94,03

c) C2H4(g) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 2 H2O (l) -312,18

d) C2H6 (g) + 7/2 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) - 780,58

13.- Un mol de un gas ideal se expande reversiblemente desde un volumen de

15 litros hasta 35 litros a una temperatura de 240ºK. Calcular:

a) ΔS del sistema, ΔS del medio y ΔS del universo

b) ΔS del sistema, ΔS del medio y ΔS del universo, si el proceso ocurre al

vacío.

14.- Calcule ΔS que acompaña a la compresión isotérmica reversible a 25ºC de

5,2 moles de un gas desde 1,3 atm hasta 2,1 atm.

15.- Calcule ΔS de 4 moles de metano gaseoso cuando se les calienta de

350ºK a 820ºK. Si Cp= 5,65 cal/ºKxmol.

a) A presión constante

b) A volumen constante.

BIBLIOGRAFIA

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