temas selectos de quÍmica 1

2 PRELIMINARES

Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de junio de 2012.

Diseñada en Dirección Académica del Colegio de Bachilleres del Estado de Sonora

Blvd. Agustín de Vildósola; Sector Sur. Hermosillo, Sonora, México

La edición consta de 2,160 ejemplares.

COLEGIO DE BACHILLERES

DEL ESTADO DE SONORA

Director General

Mtro. Julio Alfonso Martínez Romero

Director Académico

Dr. Manuel Valenzuela Valenzuela

Director de Administración y Finanzas

C.P. Jesús Urbano Limón Tapia

Director de Planeación

Ing. Raúl Leonel Durazo Amaya

Temas Selectos de Química 1

Módulo de Aprendizaje.

Copyright ©, 2011 por Colegio de Bachilleres

del Estado de Sonora

todos los derechos reservados.

Segunda edición 2012. Impreso en México.

DIRECCIÓN ACADÉMICA

Departamento de Desarrollo Curricular

Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur

Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280

COMISIÓN ELABORADORA:

Elaborador:

Lyrva Yolanda Almada Ruíz

Revisión Disciplinaria:

Nydia Gabriela Estrella

Corrección de Estilo:

Lucía Ordoñez Bravo

Supervisión Académica:

Mtra. Luz María Grijalva Díaz

Diseño:

Joaquín Alfredo Rivas Samaniego

Edición:

Francisco Peralta Varela

Coordinación Técnica:

Claudia Yolanda Lugo Peñúñuri

Diana Irene Valenzuela López

Coordinación General:

Dr. Manuel Valenzuela Valenzuela

3 PRELIMINARES

Ubicación Curricular

HORAS SEMANALES:

03

CRÉDITOS:

06

DATOS DEL ALUMNO

Nombre: _______________________________________________________________

Plantel: __________________________________________________________________

Grupo: _________________ Turno: _____________ Teléfono:___________________

E-mail: _________________________________________________________________

Domicilio: ______________________________________________________________

_______________________________________________________________________

COMPONENTE:

FORMACIÓN PROPEDÉUTICA

GRUPO:

QUÍMICO BIÓLOGO

4 PRELIMINARES

5 PRELIMINARES

Presentación ......................................................................................................................................................... 7

Mapa de asignatura .............................................................................................................................................. 8

BLOQUE 1: APLICA EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR PARA COMPRENDER LOS DIFERENTES

ESTADOS DE LA MATERIA Y LAS LEYES DE LOS GASES ..................................................................... 9

Secuencia Didáctica 1: Estados de agregación de la materia y cinética química ...........................................10

• Estados de la materia .................................................................................................................................11

• Teoría cinética - molecular ..........................................................................................................................12

• Propiedades de los gases ..........................................................................................................................14

• Propiedades de los líquidos .......................................................................................................................16

• Propiedades de los sólidos ........................................................................................................................16

Secuencia Didáctica 2: Leyes de los gases ......................................................................................................18

• Variable de los gases .................................................................................................................................19

• Ley de Boyle................................................................................................................................................21

• Ley de Charles ............................................................................................................................................24

• Ley de Gay-Lussac .....................................................................................................................................37

• Ley general o combinada de los gases .....................................................................................................30

• Ley de las presiones parciales de Dalton ..................................................................................................33

• Ley general de los gases ideales ...............................................................................................................33

BLOQUE 2: EXPLICA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO ..................................... 39

Secuencia Didáctica 1: Velocidad de reacción y teoría de las colisiones ........................................................40

• Reacciones Químicas .................................................................................................................................42

• Teoría de las colisiones ..............................................................................................................................43

• Velocidad de reacción ................................................................................................................................47

• Factores que afectan la velocidad de reacción .........................................................................................47

Secuencia Didáctica 2: Equilibrio químico y Constante de equilibrio ...............................................................54

• Reacciones reversibles e irreversibles .......................................................................................................55

• Ley de acción de masas .............................................................................................................................56

• Equilibrio químico .......................................................................................................................................58

• Constante de equilibrio ...............................................................................................................................59

• Principio de Le Châtelier .............................................................................................................................63

• Factores que modifican el equilibrio químico ............................................................................................63

BLOQUE 3: CUANTIFICA LOS CAMBIOS ENERGÉTICOS DEL ENTORNO .................................................. 69

Secuencia Didáctica 1: Sistemas termodinámicos ............................................................................................70

• Sistemas termodinámicos ..........................................................................................................................71

• Estado del sistema .....................................................................................................................................72

• Proceso termodinámico..............................................................................................................................74

Secuencia Didáctica 2: Aplica las leyes de la termodinámica a procesos industriales, biológicos y

Ambientales ........................................................................................................................................................78

• Primera ley de la termodinámica ................................................................................................................79

• Energía interna ............................................................................................................................................79

• Reacciones exotérmicas y endotérmicas ..................................................................................................81

• Entalpía .......................................................................................................................................................83

• Entalpía de reacción ...................................................................................................................................83

• Entalpía de formación .................................................................................................................................86

• Ley de Hess ................................................................................................................................................89

• Segunda ley de la termodinámica ..............................................................................................................92

• Entropía .......................................................................................................................................................92

• Energía libre de Gibbs ................................................................................................................................98

Bibliografía ........................................................................................................................................................104

Índice

6 PRELIMINARES

7 PRELIMINARES

“Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto específico”.

El enfoque en competencias considera que los conocimientos por sí mismos no son lo más importante, sino el uso

que se hace de ellos en situaciones específicas de la vida personal, social y profesional. De este modo, las

competencias requieren una base sólida de conocimientos y ciertas habilidades, los cuales se integran para un

mismo propósito en un determinado contexto.

El presente Módulo de Aprendizaje de la asignatura Temas selectos de Química 1, es una herramienta de suma

importancia, que propiciará tu desarrollo como persona visionaria, competente e innovadora, características que se

establecen en los objetivos de la Reforma Integral de Educación Media Superior que actualmente se está

implementando a nivel nacional.

El Módulo de aprendizaje es uno de los apoyos didácticos que el Colegio de Bachilleres te ofrece con la intención de

estar acorde a los nuevos tiempos, a las nuevas políticas educativas, además de lo que demandan los escenarios

local, nacional e internacional; el módulo se encuentra organizado a través de bloques de aprendizaje y secuencias

didácticas. Una secuencia didáctica es un conjunto de actividades, organizadas en tres momentos: Inicio, desarrollo y

cierre. En el inicio desarrollarás actividades que te permitirán identificar y recuperar las experiencias, los saberes, las

preconcepciones y los conocimientos que ya has adquirido a través de tu formación, mismos que te ayudarán a

abordar con facilidad el tema que se presenta en el desarrollo, donde realizarás actividades que introducen nuevos

conocimientos dándote la oportunidad de contextualizarlos en situaciones de la vida cotidiana, con la finalidad de que

tu aprendizaje sea significativo.

Posteriormente se encuentra el momento de cierre de la secuencia didáctica, donde integrarás todos los saberes que

realizaste en las actividades de inicio y desarrollo.

En todas las actividades de los tres momentos se consideran los saberes conceptuales, procedimentales y

actitudinales. De acuerdo a las características y del propósito de las actividades, éstas se desarrollan de forma

individual, binas o equipos.

Para el desarrollo del trabajo deberás utilizar diversos recursos, desde material bibliográfico, videos, investigación de

campo, etc.

La retroalimentación de tus conocimientos es de suma importancia, de ahí que se te invita a participar de forma activa,

de esta forma aclararás dudas o bien fortalecerás lo aprendido; además en este momento, el docente podrá tener una

visión general del logro de los aprendizajes del grupo.

Recuerda que la evaluación en el enfoque en competencias es un proceso continuo, que permite recabar evidencias a

través de tu trabajo, donde se tomarán en cuenta los tres saberes: el conceptual, procedimental y actitudinal con el

propósito de que apoyado por tu maestro mejores el aprendizaje. Es necesario que realices la autoevaluación, este

ejercicio permite que valores tu actuación y reconozcas tus posibilidades, limitaciones y cambios necesarios para

mejorar tu aprendizaje.

Así también, es recomendable la coevaluación, proceso donde de manera conjunta valoran su actuación, con la

finalidad de fomentar la participación, reflexión y crítica ante situaciones de sus aprendizajes, promoviendo las

actitudes de responsabilidad e integración del grupo.

Nuestra sociedad necesita individuos a nivel medio superior con conocimientos, habilidades, actitudes y valores, que

les permitan integrarse y desarrollarse de manera satisfactoria en el mundo social, profesional y laboral. Para que

contribuyas en ello, es indispensable que asumas una nueva visión y actitud en cuanto a tu rol, es decir, de ser

receptor de contenidos, ahora construirás tu propio conocimiento a través de la problematización y contextualización

de los mismos, situación que te permitirá: Aprender a conocer, aprender a hacer, aprender a ser y aprender a vivir

juntos.

Presentación

8 PRELIMINARES

Temas Selectos de Química 1

Bloque 1.

Aplica el modelo cinetico molecular

para comprender los diferentes

estados de la materia y las leyes

de los gases.

Secuencia didactica 1.

Estados de agregación de la

materia y Cinética Química.


Leyes de los gases..

Bloque 2.

Explica la velocidad de reacción y

el equilibrio químico.


Velocidad de Reacción y Teoría de

las colisiones.


Equilibrio químico y constante de

equilibrio.

Bloque 3.

Cuantifica los cambios energéticos

del entorno.


Sistemas Termodinámicos.


Aplica las leyes de la

termodinámica a procesos

industriales, biológicos y

ambientales.

Aplica el modelo cinético molecular para

comprender los diferentes estados de la

materia y las leyes de los gases.

Competencias profesionales:

1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la

tecnología en un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.

2. Aplica la metodología apropiada en la realización de proyectos interdisciplinarios atendiendo problemas relacionados con las

ciencias experimentales.

3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la

información científica que contribuya a su formación académica.

4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir

nuevos conocimientos.

5. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora

del mismo.

6. Analiza la composición, cambios e interdependencia entre la materia y la energía en los fenómenos naturales, para el uso

racional de los recursos de su entorno.

Unidad de competencia:

Aplica los postulados del modelo cinético molecular, para observar el comportamiento de los estados de agregación de la

materia identificando las características de los gases, del estado líquido y sólido de la misma, mediante un análisis descriptivo, en

situaciones experimentales y/o de consulta bibliográfica o documental, destacando su importancia en el mundo natural que lo

rodea con una postura crítica y responsable.

Atributos a desarrollar en el bloque:

1.1 Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.

1.6 Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.

3.3 Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean.

4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas o gráficas.

4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los

objetivos que persigue.

4.5 Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas.

5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al

alcance de un objetivo.

5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.

5.5 Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas.

5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.

6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos

y perspectivas al acervo con el que cuenta.

7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimiento.

7.3 Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana.

8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos

equipos de trabajo.

Tiempo asignado: 16 horas

10 APLICA EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR PARA COMPRENDER LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA Y LAS LEYES DE LOS GASES

Secuencia didáctica 1.

Estados de agregación de la materia y cinética química.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Tabla de identificación. Puntaje:

Saberes

Conceptual Procedimental Actitudinal

Identifica los estados de

agregación de la materia.

Diferencia los estados de

agregación de la materia. Selecciona con exactitud.

Autoevaluación

C MC NC Calificación otorgada por el

docente

Estados de la materia

Analiza cada uno de los materiales, y coloca una X en el recuadro que corresponda al

estado de agregación en el que se presenta.

Materiales

Sólido

Líquido

Gaseoso

Aire

Humo

Leche

Papel

Piedra

Sudor

Vidrio

Vinagre

Actividad: 1

11 BLOQUE 1

Desarrollo

Estados de la materia.

Como se recordará el estudio principal de la Química es la materia y esta se encuentra en todos los objetos familiares,

en el hogar, en la escuela, en el cine, en la tiendita, entre otros.

La materia existe en tres estados de agregación ¿Cuáles son, los recuerdas?:

Sólido, líquido y gaseoso, que dependen de la presión y de la temperatura a la

que se encuentran sometidos.

Estado sólido

Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos se

presentan en forma sólida y los átomos se encuentran entrelazados formando

generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de

soportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregados

generalmente duros y resistentes. En el estado sólido la fuerza de cohesión de

las moléculas hace que éstas estén muy próximas unas de otros con escaso

margen de movimiento entre ellas.

Estado líquido

Un líquido es una sustancia que está formada por moléculas que están muy unidas entre sí, por lo que no pueden

acercarse más; sin embargo, se desplazan constantemente unas sobre otras, haciendo que éste cambie de forma.

De esta manera decimos que los líquidos son fluidos, porque no poseen una forma única, sino que cuando la energía

en forma de calor aumenta, la estructura estable del estado sólido se rompe, adaptándose al envase donde esté

contenido. En el estado líquido la fuerza de cohesión de las moléculas es menor lo cual permite mayor libertad de

movimiento entre ellas.

Estado gaseoso

En el estado gaseoso la fuerza de cohesión de las moléculas es muy pequeña,

prácticamente nula, lo cual permite que éstas se muevan libremente y en todas

direcciones, distribuyéndose en el espacio disponible. Como el espacio es amplio,

las interacciones entre partículas son muy reducidas, interactuando poco, por lo que

se considera a estas moléculas como cuerpos libres.

La forma en que están organizados los diferentes átomos o moléculas, hace que la

sustancia no adopte una forma ni volumen definido, sin embargo, es posible

comprimirlos.

En conclusión: el estado físico de la materia depende de lo cerca o lejos que estén

las moléculas que la forman.

En este bloque nos dedicaremos a estudiar este comportamiento de los sólidos,

líquidos y gases para encontrar una explicación al mismo.

¿Sabías que…

El Hielo seco (CO2

sólido) se utiliza en las

producciones de cine

o teatro para los

efectos especiales.


Teoría cinética-molecular.

La teoría cinética-molecular trata de explicar el comportamiento y propiedades de los gases, en base a dos aspectos:

La fuerza entre las partículas de la materia y, la energía que poseen esas partículas que aplicándola a la materia

gaseosa se obtienen los siguientes postulados:

1. Los gases están compuestos por moléculas. La distancia entre éstas es muy grande si la comparamos con su

tamaño y su volumen total sólo es una pequeña fracción de todo el espacio que ocupa el gas. Por tanto, al

considerar el volumen de un gas, estamos tomando en cuenta en primer lugar un espacio vacío en ese volumen.

Este postulado explica el porqué de la alta comprensibilidad y la baja densidad de los gases.

2. No existen fuerzas de atracción entre las partículas que forman un gas. Esto

es lo que evita que un gas se convierta en líquido de manera espontánea.

3. Las moléculas de un gas se mueven constantemente al azar, lo que ocasiona

frecuentes colisiones entre ellas y con las paredes del recipiente que los

contiene en una manera perfectamente aleatoria, muy al estilo de un pequeño

“carro chocón” en un parque de diversiones. Esta suposición explica por qué

razón los diferentes gases normalmente se mezclan por completo. Las

colisiones entre las moléculas de gas y las paredes del recipiente son las

responsables de la presión que ejerce el gas. Como resultado de este

movimiento, las partículas poseen una energía cinética.

4. Los choques entre las moléculas son completamente elásticos. Es decir,

como los carros chocones, las moléculas de un gas no se dañan con las

colisiones sino que continúan su movimiento y chocan una y otra vez. Como

resultado, el sistema como un todo no experimenta ninguna pérdida de

energía cinética, la energía que se origina del movimiento de una partícula.

5. La energía cinética promedio por molécula de un gas es proporcional a la temperatura absoluta (grados Kelvin), y

la energía cinética promedio por molécula de todos los gases es igual a la misma temperatura. La velocidad a la

que se mueven las moléculas de un gas aumenta al incrementar la temperatura y disminuye cuando ésta baja.

En equipo de 4 integrantes y a partir de la lectura de la teoría cinética-molecular,

diseñen un dibujo (sin texto) para cada uno de los cinco postulados, el cual utilizarán

para explicar claramente cada uno de ellos. Comparte con el grupo tus conclusiones y

retroalimenten.

Actividad: 2

13 BLOQUE 1

Evaluación

Actividad: 2 Producto: Esquemas. Puntaje:

Saberes


Describe los postulados de la

teoría cinética.

Expresa conceptos por medio de

esquemas.

Expone y colabora con el grupo,

presentando sus aportaciones

relacionadas con la teoría

cinética.

Autoevaluación


docente

Actividad: 2 (continuación)


Propiedades de los gases.

Con base en las investigaciones derivadas de los postulados de la teoría cinética de los gases, se han llegado a

determinar sus propiedades, siendo las principales:

Expansión: Los gases se expanden en forma indefinida y uniforme para llenar todo el

espacio en el que se encuentran. Ejemplo cuando se hornea un pastel los gases se

expanden por toda la cocina.

Forma o volumen indefinido: Los gases no tienen forma ni volumen definido, pero puede

ocupar el recipiente que lo contiene.

Compresibilidad: Debido a que existe una gran distancia de espacio vacío entre las

partículas de un gas, éstos se pueden comprimir en gran medida, la compresión junta a

las moléculas, disminuyendo el espacio que las separa reduciendo su volumen cuando

aumenta la presión a la que se encuentran sujetos.

Baja densidad: La densidad de los gases es aproximadamente una milésima de la

densidad de la misma sustancia en estado líquido o sólido. Por tanto en el sistema

métrico, las densidades de los gases se miden en g/l en lugar de g/ml, como se hace con

los sólidos y líquidos.

Miscibilidad o difusión: Todos los gases se pueden mezclar entre sí en cualquier

proporción, en una forma uniforme cuando se ponen en contacto. Ejemplo, cuando un

cuarto se llena de aire, somos capaces de respirar en cualquiera de sus áreas en todo

momento, debido a que los gases que están en el aire se mezclan.

Características de los gases

En equipo y utilizando el material que se sugiere a continuación, diseñen una práctica

de laboratorio aplicando el método científico, donde expliquen, cada una de las

características de los gases (Expansión, difusión, compresión y densidad).

Material:

Un globo

Una jeringa

Una vela aromática

Una botella de plástico

Hielo

Actividad: 3

http://www.google.com.mx/imgres?imgurl=http://profesormario.files.wordpress.com/2009/12/compresion.jpg&imgrefurl=http://profesormario.wordpress.com/2009/12/07/ley-de-gases/&usg=__yrDDubRqN0AW5ES_e3t3WKTUGj4=&h=260&w=345&sz=18&hl=es&start=0&zoom=1&tbnid=GMKZuQjkQD7IoM:&tbnh=110&tbnw=146&ei=gJtuTbzNLITQsAOfvaDHCw&prev=/images?q=compresion+de+los+gases&hl=es&sa=G&biw=1362&bih=532&gbv=2&tbs=isch:1&itbs=1&iact=hc&vpx=253&vpy=99&dur=2248&hovh=195&hovw=259&tx=117&ty=100&oei=gJtuTbzNLITQsAOfvaDHCw&page=1&ndsp=24&ved=1t:429,r:1,s:0

15 BLOQUE 1

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Diseño de experimento. Puntaje:

Saberes


Identifica las características de

los gases.

Diseña una actividad experimental,

aplicando el método científico.

Participa activamente con sus

compañeros de equipo.

Autoevaluación


docente



Propiedades de los líquidos.

En los líquidos, las moléculas se encuentran más próximas, ejercen alguna fuerza

de atracción o de repulsión entre sí, y no son perfectamente elásticas. El resultado

son las siguientes seis características generales de los líquidos:

1. Expansión limitada. Los líquidos no se expanden infinitamente como los gases.

2. Forma. Los líquidos no tienen una forma característica y toman la del

recipiente que los contiene.

3. Volumen. Los líquidos conservan su volumen sin importar el tamaño del

recipiente que lo contiene.

4. Comprensibilidad. Los líquidos sólo son ligeramente comprensibles cuando

ocurre algún cambio de temperatura o presión. Esta falta de comprensibilidad es evidente en el fluído de frenos

del sistema hidráulico de frenado de un automóvil. Si el fluido se pudiera comprimir en forma considerable, la

presión aplicada sobre el pedal comprimiría el fluído y el automóvil no se detendría. En lugar de eso, la presión de

su pie se transfiere a través del fluido de frenos en el sistema hasta el tambor de frenado.

5. Alta densidad. Los líquidos tienen densidades mucho mayores que la de los gases. Por esa razón el químico

mide la densidad de un gas en g/L, y la de los líquidos en g/ml. Por ejemplo el agua en estado líquido a 100°C y

760 torr tiene una densidad de .0958 g/ml, pero el agua en estado gaseoso bajo las mismas condiciones tiene

una densidad de solo .598 g/L (.000598 g/ml). Así el agua líquida es más densa que el vapor de agua por un

factor de 1600 veces.

6. Miscibilidad. Las moléculas de un líquido, como las moléculas de gas, se encuentran en movimiento constante. A

diferencia de las moléculas de un gas, una molécula en un líquido puede moverse sólo a una corta distancia

antes de chocar con otra molécula, reduciendo su movimiento. Por tanto, un líquido se mezcla con otro líquido en

el cual es soluble, pero esta miscibilidad es mucho más lenta en los líquidos que en los gases, como es evidente

si usted trata de mezclar miel y agua.

Propiedades de los sólidos.

Ahora que entendemos algo acerca de la formación y el comportamiento de los gases y

de los líquidos, podremos hacer algunas predicciones acerca de los sólidos.

Los sólidos tienen partículas que se encuentran mucho más cercanas entre sí que las

partículas de los líquidos. Las partículas de los sólidos también son objeto de fuerzas de

atracción fuertes entre ellas.

Por último, al igual que los gases y líquidos, los sólidos tienen seis características

generales que derivan de la teoría cinética:

1. No expansión. (A temperatura constante). Al igual que los líquidos, los sólidos no

presentan una expansión infinita como los gases, aunque el agua, cuando se

congela, se expande ligeramente.

2. Forma. Los sólidos tienen por lo regular una forma definida. Son relativamente

rígidos y no fluyen como lo hacen los gases y los líquidos, excepto bajo presiones

extremas. Así, ellos no toman la forma del recipiente que los contiene.

3. Volumen. Los sólidos conservan su volumen al igual que los líquidos.

4. Compresibilidad. Los sólidos son prácticamente incompresibles, ya que sus

partículas están muy cercanas entre sí debido a sus intensas fuerzas de atracción.

5. Alta densidad. Los sólidos, al igual que los líquidos, tienen densidades relativamente altas.

6. Miscibilidad. Los sólidos se mezclan o se difunden con mucha lentitud, excepto a presiones extremas. Las

partículas en los sólidos tienen posiciones esencialmente permanentes debido a las fuerzas de atracción que hay

entre ellas. Por lo tanto, el movimiento de las partículas de un sólido es por lo regular muy lento.

17 BLOQUE 1

Cierre

Evaluación

Actividad: 4 Producto: Cuadro comparativo. Puntaje:

Saberes


Distingue las propiedades de

los sólidos, líquidos y gases.

Compara las diferencias o

similitudes que existen en las

propiedades de los estados de la

materia.

Valora la importancia de conocer

y diferenciar las propiedades de

cada uno de los estados de la

materia y su aplicación.

Autoevaluación


docente

Considerando los estados de la materia: sólido, líquido y gas, elabora un cuadro

comparativo donde se muestren las propiedades de cada uno de los estados.

Sólidos Líquidos Gases

Expansión

Forma

Volumen

Comprensibilidad

Densidad

Miscibilidad o difusión

Actividad: 4



Leyes de los gases.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Cuestionario. Puntaje:

Saberes


Identifica y relaciona las

variables. Temperatura, presión

y volumen.

Distingue las unidades y analiza

las diferentes variables.

Asume la importancia de sus

conocimientos previos.

Autoevaluación


docente

Resuelve las siguientes cuestiones:

1. Identifica las unidades siguientes, y relaciónalas con las variables presentadas: °F, litros,

atm, cm3

, mm Hg, Kg, °C, ml, gr.

- Presión ______________________________________________________________________________________

- Temperatura __________________________________________________________________________________

- Volumen _____________________________________________________________________________________

- Masa ________________________________________________________________________________________

2. ¿Por qué se eleva un globo aerostático?

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

3. ¿Qué pasaría con una pelota si se deja mucho tiempo expuesto al sol? ¿Qué relación tiene la presión y la

temperatura en este fenómeno?

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Actividad: 1

19 BLOQUE 1

Desarrollo

Variables de los gases.

Para poder comprender las leyes que rigen los cambios en los gases es muy importante conocer las variables

fundamentales en las que se puede medir un gas: presión, temperatura y volumen. Éstas son dependientes entre sí.

Presión (P). Se define como la fuerza aplicada en un área determinada (P= F/V).

El impacto de las moléculas sobre las paredes del recipiente que contiene el gas es lo que

origina la presión. A mayor frecuencia de las colisiones, mayor presión del gas. A menor

frecuencia de Las colisiones, menor presión del gas.

Ejemplo: La presión sanguínea es la fuerza que ejerce el corazón sobre toda la superficie por la

que circula la sangre.

Las unidades de medida de la presión son: Pascal (Pa) (Nw/m2

); atmósferas (atm); milímetros de mercurio (mm Hg);

Torricelli (Torr) que van hacer las más utilizadas en los cálculos matemático. Sus equivalencias son:

1 atm = 760 mm Hg

1 atm = 1.013 x 105

Pa

1 atm = 760 Torr

Temperatura (T). Se define como la magnitud que determina el nivel energético provocado por el

movimiento de los átomos, debido a que éstos se encuentran en movimiento constante en mayor

o menor grado. Existen diferentes escalas de temperatura, como los grados Celsius o centígrados

y los grados Fahrenheit que son los más usuales.

Después, Lord Kelvin estableció el concepto de cero absoluto para la temperatura en el momento

en que cesa el movimiento térmico. Aunque en la práctica no se puede lograr el cero absoluto, se

utiliza la escala Kelvin para determinar la Temperatura absoluta, y sus equivalencias son:

°K = °C + 273

°F = 1.8 °C + 32

°C = (°F-32)/1.8

Volumen (V). Es la medida del espacio en tres dimensiones ocupado por un cuerpo y depende del recipiente que

contenga el gas, se mide en litros (L) o mililitros (ml), y sus equivalentes metro cúbico (M3

) y centímetro cubico (cm3

)

respectivamente. Sus equivalencias son:

1 L= 1000 ml

Condiciones estándar o normales

El conjunto de presión y temperatura escogidas como estándar para especificar el volumen de un gas son 0°C ó

273°K y 760 mm de Hg; en forma abreviada. TPE (temperatura y presión estándar) o TPN (temperatura y presión

normales)

Lord Kelvin


Evaluación

Actividad: 2 Producto: Conversiones. Puntaje:

Saberes


Identifica las variables de los

gases y sus equivalencias. Practica la conversión de unidades.

Valora las equivalencias para

realizar cálculos en las leyes de

los gases.

Autoevaluación


docente

En equipo de tres integrantes realiza las siguientes conversiones:

1. 25°C a °F______________________________

2. -145.4°C a °K ___________________________

3. 1,250 mm Hg a atm______________________

4. 3.4 atm a mm Hg________________________

5. 900 ml a litros___________________________

6. 2.45litros a ml___________________________

7. 550 torr a mm Hg________________________

8. 2.5 atm a torr ___________________________

Actividad: 2

21 BLOQUE 1

Ley de Boyle.

Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante. La ley de Boyle

(conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es

inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

Lo cual significa que:

El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica:

En otras palabras:

Si la presión aumenta, el volumen disminuye.

Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Esto nos conduce a que, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el

producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Lo cual significa que el

producto de la presión por el volumen es constante.

Matemáticamente esto es:

Para aclarar el concepto:

Se tiene un cierto volumen de gas (V1) que se encuentra a una presión P

1. Si se

varía la presión a P2, el volumen de gas variará hasta un nuevo valor V

2, y se

cumplirá:

Aplicando la fórmula en un ejemplo práctico:

Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mm Hg de presión. ¿Cuál será su volumen

si aumentamos la presión hasta 800 mm Hg? La temperatura es constante, no varía.

Solución:

Como los datos de presión están ambos en milímetros de mercurio (mm Hg) no es necesario hacer la conversión a

atmósferas (atm). Si sólo uno de ellos estuviera en mm Hg y el otro en atm, habría que dejar los dos en atm.

Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación: P1V

1 = P

2V

2.

Se pone a la izquierda el miembro con la incógnita

Se despeja V2:

Respuesta:

Si se aumenta la presión hasta 800 mm Hg el volumen disminuye hasta llegar a los 3 L.


En equipo, resuelve cada uno de los siguientes problemas aplicando la Ley de Boyle.

1. Una masa de oxígeno ocupa 5L bajo presión de 740 Torr. Calcúlese el volumen de la misma

masa de gas a presión estándar (760 mm Hg) manteniendo la temperatura constante.

2. Diez litros de hidrogeno a 1 atmósfera de presión están contenidos en un cilindro que tiene un pistón móvil. El

pistón se mueve hasta que la misma masa de gas ocupa 2 litros a la misma temperatura encuentre la presión

en el cilindro.

3. Un gas que pesa 5 g Ocupa un volumen de 4L y se encuentra sometido a una presión de 0.76 atm. ¿Cuál

será el volumen que ocupa en litros, si lo sometemos al doble de la presión mencionada, si se mantiene la

temperatura constante.

Actividad: 3

23 BLOQUE 1

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Solución de problemas. Puntaje:

Saberes


Comprende la ley de Boyle. Efectúa cálculos y aplica la ley de

Boyle

Resuelve el ejercicio con

seguridad.

Autoevaluación


docente

4. Una masa de gas ocupa un volumen de 550L a la presión atmosférica. ¿Qué presión se

debe ejercer sobre ella para que ésta quede contenida en un tanque de 20L?

5. 12 L bajo presión de 860 torr. Calcula el volumen de la misma masa de gas a presión estándar (760 mm de

Hg).



Ley de Charles.

Mediante esta ley se relaciona la temperatura y el volumen de un gas. Textualmente, la ley afirma que el volumen de

un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas, cuando se mantiene la presión constante.

En otras palabras:

Si se aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta.

Si se disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye.

Como lo descubrió Charles, si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes,

el cociente entre el volumen (V) y la temperatura (T) siempre tiene el mismo valor (K) (es

constante).

Matemáticamente esto se expresa en la fórmula

Ejemplificando:

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T

1. Si aumentamos la

temperatura a T2 el volumen del gas aumentará hasta V

2, y se cumplirá que:

Veamos un ejemplo práctico y sencillo:

Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2.5 L. Para

experimentar, se disminuye la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo

volumen?

Solución:

El primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a la

temperatura hay que usar siempre la escala Kelvin.

Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

T2 = (10 + 273) K= 283 K

Se sustituyen los datos en la ecuación:

Se despeja V2:

Respuesta:

Sí se disminuye la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2.37 L.

25 BLOQUE 1

En equipo, resuelve los siguientes problemas aplicando la Ley de Charles.

1. Una muestra de gas tiene un volumen de 250 ml a 50°C. ¿Cuál será el volumen a 0°C, si su

presión permanece constante?

2. Una masa de neón ocupa 200 cm3

a 100 °C. Encuentre el volumen a 0°C, manteniendo a presión constante.

3. ¿Cuál será el volumen de una muestra de gas a 27°C, si su volumen es de 400 ml a 0°C y presión permanece

constante?

Actividad: 4


Evaluación

Actividad: 4 Producto: Resolución de

problemas. Puntaje:

Saberes


Identifica la Ley de Charles. Aplica los conocimientos en la

resolución de cálculos.

Con eficiencia realiza el ejercicio

en equipo.

Autoevaluación


docente

4. Una muestra de gas ocupa 185 ml a 10°C y 750 mm Hg. ¿Qué volumen en ml ocupará el

gas a 20°C y 750 mm Hg?

5. El volumen de un gas es 200 ml a 30°C. ¿A qué temperatura ocuparía el volumen de 260 ml, suponiendo

que la presión permanece constante?


27 BLOQUE 1

Ley de Gay-Lussac.

Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un gas cuando el volumen (V) se mantiene

constante, y dice textualmente: La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.

Esto significa que:

Si se aumenta la temperatura, aumentará la presión.

Si se disminuye la temperatura, disminuirá la presión.

Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con la

siguiente ecuación:

Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo

volumen (V) no varía, a una presión P1 y a una temperatura T

1. Para

experimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2,

entonces la presión cambiará a P2, y tendrá que cumplirse la siguiente

ecuación:

Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está

expresada en función de la temperatura absoluta, y tal como en la Ley de

Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin.

Veamos un ejemplo:

Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mm Hg

cuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para

que su presión sea 760 mm Hg?

Solución:

Lo primero se debe convertir los 25º C a grados Kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

Después se sustituyen los datos en la ecuación:

Se despeja T2:

Respuesta:

La temperatura debe bajar hasta los 233.5º Kelvin. Si convertimos éstos grados en grados Celsius hacemos:

233.5 − 273 = −39.5 °C.


En equipo de cuatro integrantes, realicen y discutan los siguientes ejercicios, aplicando

la Ley de Gay-Lussac:

1. ¿Cuál será la presión de un gas a 85°C, sabiendo que a 25°C es de 625 mm Hg?

2. Un tanque de acero contiene dióxido de carbono a 27°C y una presión de 12 atm. Calcúlese la presión interna

del gas, cuando el tanque y su contenido se calientan a 100°C.

3. Una llanta de automóvil se encuentra inflada a 28 atm y tiene una temperatura de 15 °C. Si después de

recorrer una distancia de 500 Km, el medidor de presión marca 32 atm. ¿A qué temperatura en °C se

encontrará?

Actividad: 5

29 BLOQUE 1

Evaluación


problemas. Puntaje:

Saberes


Reconoce la ley de Gay-Lussac. Soluciona problemas aplicando la

ley de Gay Lussac.

Muestra una actitud positiva al

trabajar en equipo.

Autoevaluación


docente

4. En un bulbo cerrado de vidrio, se puso helio (He) a 750 mm Hg y 27°C. El bulbo se rodeó de

hielo seco hasta bajar la temperatura a -73°C. ¿Qué presión estaría ejerciendo el helio?

5. Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mm Hg cuando su temperatura es de 25.0°C.

¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mm Hg?



Ley general o combinada de los gases.

Las tres leyes vistas, permiten calcular únicamente una de las tres variables de los

gases cuando se modifica otra, siempre y cuando permanezca constante la tercera,

estas leyes sirven solo para gases ideales, en la realidad ¿Qué ocurre cuando a un gas

se le modifica la temperatura, y el volumen del mismo no puede permanecer constante,

debido a que las paredes del recipiente no son rígidas, por ejemplo en un globo de

hule? ¿Cómo cambia la presión, volumen o temperatura de un gas si se aumenta o

disminuye la presión?

Estas preguntas no pueden ser contestadas mediante ninguna de las leyes por

separado, pero si estas leyes se combinan, se llega a una expresión denominada Ley

combinada de los gases.

Ley de Boyle:

Ley de Charles:

Ley de Gay Lussac:

Juntando las leyes queda:

Ley combinada de los gases:

Donde: (P1 V

1T

1) son las condiciones iniciales de presión, volumen o temperatura.

(P2 V

2 T

2) son las condiciones finales de presión, temperatura o volumen.

A partir de la ley combinada, podemos calcular la forma cómo cambia la presión, volumen o temperatura si se

conocen las condiciones iniciales (P1

V1T

1) y se conocen dos de las condiciones finales, es decir, dos de las tres

cantidades (P2 V

2 T

2).

Esta ley combinada de los gases, sólo se aplica cuando el comportamiento de los gases reales se asemeja al de un

gas ideal. Bajo ciertas condiciones de temperatura y/o presión, las propiedades de la mayoría de los gases reales se

desvían por completo de las de un gas ideal. Para estos casos se han desarrollado otras ecuaciones; pero en este

módulo vamos a considerar para propósitos prácticos, que los gases reales por lo general se comportan como gases

ideales.

Ejemplo:

Un cierto gas ocupa 500ml a 760 mm Hg y 0°C. ¿Qué volumen en mililitros ocupará a 10 atm y 100°C?

Solución:

Como los datos de presión están uno en milímetros de mercurio (mm Hg), y el otro en atmósferas, es necesario hacer

la conversión en atmósferas (atm), para trabajar las dos presiones en atmósferas y las temperaturas se deben

convertir en grados Kelvin.

Glosario:

Gases ideales:

Gases que se ajustan a

la teoría cinética; están

compuestos por

moléculas que no

tienen fuerzas de

atracción entre sí y se

encuentran en

movimiento rápido y

constante, chocando

unas con otras en una

forma perfectamente

elástica, y tiene una

energía cinética

promedio proporcional

a la temperatura

absoluta.

31 BLOQUE 1

Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación:

Datos: Fórmula

V1= 500 ml

T1= 0°C + 273 = 273°K

P1= 760 mm Hg = 1atm

V2=?

T2= 100°C + 273= 373°K

P2= 10 atm

Se despeja V2 V

2= (1atm)(500ml)(373°K) = 68.3 ml

(273°K)(10atm)

Respuesta: V2= 68.3 ml

En equipo, realicen y discutan los siguientes ejercicios, aplicando la ley combinada de

los gases:

1. En las condiciones de laboratorio (10°C y 585 mm Hg), se quiere cambiar 10 litros de un gas a un recipiente

de 12 litros. Si el gas debe estar a una temperatura máxima de 40°C. ¿A qué presión se someterá el

recipiente?

2. Un gas ocupa 500 ml a 30°C y 720 mm Hg. ¿Cuál será su volumen en las condiciones estándar (0°C, 760 mm

Hg)?

Actividad: 6


Evaluación


problemas. Puntaje:

Saberes


Relaciona la ley combinada de

los gases.

Aplica la ley combinada de los

gases en la resolución de

problemas.

Participa activamente con sus


Autoevaluación


docente

3. Un volumen de 100 ml de un gas en condiciones normales de temperatura y presión (1

atm y 0°C), si queremos que ocupe el volumen de litro a la presión de 590 mm Hg. ¿A qué

temperatura en °C debemos someterlo?

4. En un balón elástico se recogieron 21.5 ml de un gas a 17°C 760 mm Hg, al día siguiente se encontró que el

volumen de 22.1 ml y la presión se mantenía a 740 mm Hg. ¿Cuál era la temperatura del laboratorio?


33 BLOQUE 1

Ley de las presiones parciales de Dalton.

Hasta ahora hemos analizado las relaciones entre la presión, temperatura y volumen

de una muestra de una sola sustancia gaseosa. La mayor parte de las situaciones de

la vida real involucran mezclas de gases. Por ejemplo el aire que respiramos, es una

mezcla de muchos gases, como también la emisión de gases de un automóvil.

Si se requiere trabajar con presiones, volúmenes y temperaturas de mezclas de

gases, John Dalton, en 1801 declaró la Ley de las presiones parciales de Dalton, esta

ley establece que “Cada uno de los gases presentes en una mezcla de gases ejerce

una presión parcial igual a la presión que ejercería como único gas presente en el

mismo volumen”.

Entonces, la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de

todos los gases.

Por ejemplo, si en un recipiente tenemos una mezcla de

gases de Hidrógeno y Helio, la presión del hidrógeno es 2.9

atm y la presión del helio de 7.2 atm, tendremos que la

presión total es de 10.1 atm.

La Ley de Dalton se expresa matemáticamente como:

Ptotal

= P1 + P

2 + P

3 · · ·

Donde P1, P

2 y P

3 son las presiones parciales de los gases

individuales que están en la mezcla.

Ejemplo:

Un matraz de un litro que esta a 27°C contiene una mezcla de tres gases, A, B y C, que tienen presiones parciales de

2.5, 6.3 y 4.2 atm respectivamente. Calcula la presión total en atmósferas de la mezcla.

Solución:

Se determina la presión total de la mezcla, sumando las presiones individuales de cada gas.

Formula: Ptotal

= P1 + P

2 + P

3

Sustitución: Ptotal

= 2.5 atm + 6.3 atm + 4.2 atm

Respuesta: Ptotal

= 13 atm

Ley General de los gases ideales.

Utilizando una nueva ecuación, la ecuación del gas ideal, no solo podemos variar la temperatura, la presión y el

volumen sino también la masa del gas.

Su expresión matemática es: P V = n R T


Donde P es presión (atm), V es volumen (L), n es la cantidad de moles del gas y T es temperatura (°K) y R es la

constante universal de los gases.

El valor de la constante universal de los gases, R, se puede calcular partiendo del hecho experimental de que 1mol de

gas (n=1) a condiciones normales de temperatura y presión [0°C (273°K) y 1atm], ocupan un volumen de 22.4L.

Despejando R de la ecuación de los gases ideales y sustituyendo los valores de: n, P, V y T queda:

R = 1atm X 22.4L

1mol X 273°K

Constante universal de los gases: R= 0.08205786 atm. L

mol °K

Ejemplo:

¿Cuál será la presión ejercida por 2 moles de oxígeno a una temperatura de 30 ° C y u7n volumen de 70 litros?

Solución:

Datos Fórmula Despejando Sustituyendo

P=?

n= 2mol P V = n R T P= n R T P= (2mol) (0.08205786 atm/mol.°K) (303°K)

T= 30°C = 303°K V 70 L

V= 70 L

Resultado: P=0.71 atm

Aplicación de la ley de los gases ideales

La importancia de la ley de los gases ideales, es que de ella se pueden derivar

características de cada uno de los gases, como son la densidad y la masa molar.

Para aplicar esta ley debemos analizar lo siguiente:

El número de moles es igual a los gramos (gr) sobre la masa molar (M): n = gr/M

Si se sustituye el valor de n en la ecuación quedaría: P V = gr/M (R T)

De esta fórmula se pueden derivar dos aplicaciones importantes, la densidad y la

masa molar del gas.

La densidad de un gas está dada por la relación de su masa (gr) sobre su volumen (V): d=gr/V

Utilizando la ecuación anterior y despejando masa sobre volumen queda la fórmula para calcular la densidad:

d= PM

RT

Ejemplo:

1. Calcula la densidad del diborano (B2H

6), a 40°C y 1.81atm.

Datos Fórmula Sustitución

d=

T= 40°C = 313°K d= PM d= (1.81 atm) (28 gr/mol) =1.97 gr/L

P= 1.81atm RT (0.08205786 atm.L/mol.°K) (313°K)

M de B2H

6= 28gr/mo

35 BLOQUE 1

Cierre

Resuelve los siguientes problemas sobre la aplicación de las diferentes Leyes de los

gases.

1. En el envase de cualquier aerosol podemos leer que no debemos arrojarlo al fuego ni aun vacío. ¿Por qué el

fabricante está obligado a hacer esa advertencia? ¿En qué ley de los gases te basarías para explicar la

advertencia?

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

2. La ley de Boyle establece que la presión y el volumen de un sistema gaseoso son inversamente

proporcionales. Según esto, si aumentamos el volumen de un gas al doble, ¿Qué le ocurre a la presión del

mismo?

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

3. ¿Qué presión ejercen 0.613 de hidrógeno (H2), a la temperatura de 42 °C y 0.250 atm?

4. En un recipiente de 1L a 2 atm de presión y 300°K de temperatura, hay 2.6 gr de un gas. ¿Cuál es la masa

molecular del gas?

Actividad: 7


5. Se introducen 3.5 gr de nitrógeno (N2), en un recipiente de 1.5 L. Si la temperatura del

sistema es de 22°C, ¿Cuál es la presión del recipiente? Si calentamos el gas hasta 45°C,

¿Cuál será la nueva presión si el volumen no varía?

6. Las sales de nitrato (NO3) al calentarse producen nitritos (NO

2) y oxígeno (O

2), una muestra de nitrato de

potasio se calienta de manera que el gas O2 producido se recolecta en un matraz de 750 ml. La presión de

este gas en el matraz es de 2.8 atm y la temperatura de 53.6°C. ¿Cuántas moles de O2 se han producido?


37 BLOQUE 1

Evaluación


Saberes


Identifica, las diferentes leyes de

los gases.

Elige la ley de los gases que debe

aplicarse para la solución de los

diferentes problemas.

Comparte con entusiasmo sus

conocimientos con sus


Autoevaluación


docente

7. Calcula la densidad del SO2 a 40°C y 750 mm Hg de presión.

8. Calcula el peso del O2 contenido en 21 litros de oxigeno medido sobre agua a 25°C y 740mm Hg. La

presión de vapor del agua a 25°C es de 24 mm Hg.



Explica la velocidad de reacción y el

equilibrio químico.

Competencias disciplinares extendidas

1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la

tecnología en un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.

2. Evalúa las implicaciones del uso de la ciencia y la tecnología, así como los fenómenos relacionados con el origen, continuidad y

transformación de la naturaleza para establecer acciones a fin de preservarlas en todas sus manifestaciones.

3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información

científica que contribuya a su formación académica.

4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir nuevos

conocimientos.

5. Valorar el papel fundamental del ser humano como agente modificador de su medio natural proponiendo alternativas que responda a

las necesidades del hombre y la sociedad, cuidando el entorno.

6. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del

mismo.

7. Aplica normas de seguridad para disminuir riesgos y daños a sí mismo y a la naturaleza, en el uso y manejo de sustancias,

instrumentos y equipos en cualquier contexto.


Expresa la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de la teoría de las colisiones de los diversos factores que la

modifican, realizando procesos experimentales para medir la velocidad de una reacción química generada en el medio natural o a nivel de

laboratorio, así como la explicación del equilibrio químico al comprender la reversibilidad de las reacciones químicas, la ley de acción de

masas y el principio de Le Châtelier, aplicando ejemplos cotidianos e hipotéticos.



1.5 Asume las consecuencias de sus comportamientos y decisiones.



4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los objetivos

que persigue.

4.3 Identifica las ideas claves en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas.


5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al alcance de un

objetivo.




6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos y

perspectivas al acervo con el que cuenta.

6.4 Estructura ideas y argumentos de manera clara, coherente y sintética.



8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos equipos de

trabajo.

40 EXPLICA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO

.


Velocidad de reacción y teoría de las colisiones.

Inicio

Resuelve los siguientes cuestionamientos

1. Define qué es una reacción química.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

2. Tomando en cuenta la siguiente reacción química, identifica sus partes y responde lo siguiente:

a) ______________________este compuesto(s) corresponde al reactivo(s) de la reacción.

b) ______________________este compuesto(s) corresponde al producto(s) de la reacción.

c) El 2 que acompaña al HgO se le conoce como_____________________________________________________

d) Las letras s, l y g, que se encuentra después de cada formula, ¿qué nos indica?

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

3. Explica, ¿cómo medirías la velocidad de una reacción?

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

Actividad: 1

41 BLOQUE 2

Evaluación


Saberes


Identifica una reacción química,

sus componentes, la velocidad

de reacción y los factores que la

modifican.

Distingue los componentes de una

reacción química, así como los

factores que modifican la velocidad

de reacción.

Valora la importancia de los

conocimientos previos, en

relación a una reacción química.

Autoevaluación


docente

_______________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

4. Menciona los factores que consideres modifican la velocidad de una reacción.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

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_________________________________________________________________________________________________

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_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________



.

Desarrollo

Reacciones químicas.

Los cambios químicos ocurren cuando existe una transformación de la materia,

tanto en su composición como en su estructura; estos cambios se llevan a

cabo mediante reacciones químicas.

En la actualidad, la mayoría de los productos o artículos que adquirimos o

consumimos, requieren para su elaboración de procesos químicos; sólo

bastaría con investigar cómo fueron elaborados o procesados algunos

productos de uso diario (artículos de limpieza, alimentos, bebidas, medicinas,

etc.) para comprobar que todos ellos son el resultado de una serie de

reacciones químicas, o bien, reflexionar sobre la infinidad de procesos que

ocurren a nuestro alrededor (el crecimiento del ser humano, de las plantas y animales, la oxidación de los metales, la

combustión de la madera, etc.) y que, por su cotidianidad, se ven como hechos comunes sin que meditemos que son

productos, también de procesos muy complicados.

Debido a la gran contaminación que enfrentamos actualmente, los químicos se han dado a la tarea de obtener nuevos

productos que sean menos dañinos para el ambiente, motivo por el cual se han elaborado materiales biodegradables

que antes no existían, también han logrado reciclar ciertos materiales como plásticos, vidrio, papel, etc., evitando con

ello: por un lado; el empleo de nuevos recursos naturales para su elaboración y, por otro; la acumulación excesiva de

éstos como desechos. Como podemos observar, es importante el conocimiento de las reacciones químicas para

poder controlarlas y hacer que las sustancias se conviertan en otras que satisfagan nuestras necesidades, intentando

siempre utilizarlas en beneficio del hombre, reduciendo y previniendo el deterioro de nuestro ambiente.

Una ecuación química es la representación esquemática de una reacción química, mediante fórmulas y símbolos.

Ejemplo:

a) Reactivos o Reactantes: Son las sustancias que reaccionan. Están colocadas antes de la flecha.

b) Productos: Son las sustancias que se forman. Están colocadas después de la flecha.

La flecha separa reactivos de productos. Se lee "produce".

Un triángulo sobre la flecha significa "calor". Los reactivos deben

calentarse para que la reacción se efectúe.

c) Coeficientes: Son los números colocados antes de cada sustancia. Indican el número de moles que reaccionan

de cada reactivo y el número de moles que se forman de cada producto.

d) Subíndices: Indican el número de átomos en una molécula.

Algunas veces, la ecuación muestra el estado físico de las sustancias que participan, indicando una letra minúscula

entre paréntesis, después de cada sustancia: Sólido (s), líquido (l), gas (g) y acuoso (ac).

Teoría de las colisiones.

43 BLOQUE 2

Uno de los modelos que explican cómo tiene lugar una reacción química es la teoría de las colisiones, propuesta por

Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso que

los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen, pero

solamente una cierta fracción del total de colisiones tiene la energía para conectarse efectivamente y causar

transformaciones de los reactivos en productos.

Puede ocurrir como en el juego del billar, que el choque de las bolas produzca únicamente el cambio de dirección de

las mismas. Por eso, para que tenga lugar una reacción química, los choques deben ser eficaces y cumplir las dos

condiciones siguientes:

- Primera condición: Que los átomos,

moléculas o iones de los reactivos posean

suficiente energía (cinética), para que al

chocar, puedan romperse sus enlaces y

formarse otros nuevos. Según esta

condición, a la energía mínima requerida

para efectuar una reacción se la llama

energía de activación.

Al analizar los cambios en energía potencial y en energía cinética que experimentan un par de moléculas al chocar en

la fase gaseosa encontramos los siguientes factores:

1. Según las moléculas se aproximen una a la otra, empiezan a sentir la repulsión entre las nubes electrónicas y

entonces la rapidez de movimiento disminuye, reduciendo la energía cinética y aumentando la energía potencial

debido a la repulsión. Si las moléculas inicialmente no se están moviendo rápidamente cuando entran en esta

colisión, las moléculas se detendrán y se invertirá la dirección de movimiento antes de que ocurra una

compenetración considerable de las nubes electrónicas. Así que las moléculas con energía cinética baja al

acercarse rebotan sin llegar a reaccionar.

2. Por otra parte, si las moléculas que se mueven rápidamente pueden vencer las fuerzas de repulsión y penetrar

las nubes electrónicas y formar nuevos enlaces y así formar productos. Al compenetrarse las nubes electrónicas

aumenta considerablemente la energía potencial del sistema. Así que un choque será efectivo si las moléculas

que chocan tienen una rapidez relativa alta.

3. Al formarse los productos y estos, separarse, la energía potencial disminuye, aumentando la rapidez de

separación de los mismos.

Cuanto mayor la energía de activación, más lenta es la reacción porque

aumenta la dificultad para que el proceso suceda.

Cuanto menor la energía de activación, menor la barrera de energía, más

colisiones efectivas y por tanto una reacción más rápida.

- Segunda condición: Que el choque se verifique con una orientación geométrica adecuada, pues aunque los

átomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener

lugar con una orientación desfavorable.

Veamos los dos modelos de colisiones para la formación de dos moléculas de Hl:


.

La teoría de las colisiones está

íntimamente relacionada a la cinética

química.

Los átomos de las moléculas de los

reactivos están siempre en

movimiento, generando muchas

colisiones (choques). Parte de estas

colisiones aumentan la velocidad de

reacción química. Cuantos más

choques con energía y geometría

adecuada exista, mayor la velocidad

de la reacción.

De lo anterior, se puede concluir que la teoría de las colisiones establece lo siguiente:

“La velocidad de una reacción es directamente proporcional al número de choques efectivos que se dan entre las

sustancias reaccionantes”.

En equipo de 4 integrantes y en base a la información anterior sobre la

teoría de las colisiones realiza lo que se te pide, y al finalizar comparte tu

trabajo con el resto del grupo.

1. Dibuja un esquema donde expliques con detalles en qué consiste la teoría de las colisiones.

Actividad: 2

45 BLOQUE 2

Evaluación

Actividad: 2 Producto: Esquema. Puntaje:

Saberes


Describe la teoría de las

colisiones, y la energía de

activación.

Analiza e ilustra la teoría de las

colisiones, las colisiones efectivas y

la energía de activación.

Reflexiona sobre la importancia

de la teoría de las colisiones para

que se lleve a cabo una reacción.

Autoevaluación


docente

2. Explica cómo se da una colisión efectiva.

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

3. ¿En qué consiste la energía de activación?

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

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__________________________________________________________________________________________________

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__________________________________________________________________________________________________

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__________________________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________________________



.

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Experimento. Puntaje:

Saberes


Reconoce la velocidad de

reacción.

Realiza actividad experimental,

para observar la velocidad de una

reacción.

Toma conciencia de la

importancia del desarrollo

experimental.

Autoevaluación


docente

Para definir el concepto de velocidad de reacción, realiza el siguiente experimento.

Utiliza una tableta de Alka-Seltzer®, que está compuesta de ácido cítrico y bicarbonato de sodio (reactantes).

Estos dos compuestos, no reaccionan espontáneamente entre sí. Cuando colocamos la tableta en agua, se

inicia la efervescencia, que se debe a la reacción entre el bicarbonato de sodio y el ácido cítrico, como producto

de esta reacción química, se forma: bióxido de carbono, citrato de sodio y agua

Procedimiento:

1. Prepara un vaso con una pequeña cantidad de agua.

2. Prepara un reloj segundero o un cronómetro, para medir el tiempo.

3. Deposita la tableta de Alka-Seltzer® en el interior del vaso.

4. Tomar el tiempo desde el momento en que se deposita la tableta, hasta el momento en que se desaparece.

5. Observar y anotar el tiempo.

Resuelve las siguientes preguntas:

a) ¿Cuánto tiempo tardó en desaparecer la tableta? __________________________________________________

b) ¿Qué tiempo es el que medimos?, ¿la desaparición de reactantes o la aparición de productos?

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

c) Define la velocidad de reacción a partir de estos datos.

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Actividad: 3

47 BLOQUE 2

Velocidad de reacción.

En la vida real puede ser importante conocer a qué velocidad se lleva a cabo una reacción. El tiempo en que se tarda

en hornear unas galletas con chispas de chocolate depende de la velocidad con que el polvo de hornear (bicarbonato

o carbonato ácido de sodio) se descompone a 350°F:

La velocidad de reacción es la velocidad a la que se forman los productos o se consumen los reactivos. Una

explosión es un ejemplo de una reacción rápida, la formación de petróleo a partir de la materia orgánica

descompuesta es un ejemplo de una reacción lenta.

Para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de

tiempo, o la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidades

de concentración/tiempo, esto es, en moles por segundo (mol/s).

Existen diversas maneras de medir en el laboratorio la velocidad de reacción, pueden ser observando un cambio de

color, la obtención de un precipitado, variación en la conductividad eléctrica, entre otros.

Factores que afectan la velocidad de reacción.

A través de la experimentación, los químicos han determinado que la velocidad de una reacción depende de

diferentes factores:

1. La naturaleza química de los reactivos

2. La concentración de los reactivos

3. El grado de subdivisión de los reaccionantes

4. La temperatura de la reacción

5. La presión

6. La presencia de catalizadores

La naturaleza química de los reactivos

La naturaleza de los reaccionantes no es un factor cinético en sí, sino un factor

termodinámico que está relacionado con la estructura misma de la sustancia y con su

tendencia a reaccionar.

Una sustancia tiene una naturaleza propia que no puede ser alterada o manipulada por un

experimentador para que la reacción sea más rápida o más lenta, depende del grado de

ionización de la sustancia y de su estructura atómica, en base a esto se deduce que:

Reacciones entre iones en disolución son rápidas.

Reacciones de compuestos covalentes suelen ser lentas.

Reacciones homogéneas entre líquidos o gases son rápidas.

Reacciones entre sólidos son lentas.

Reacciones heterogéneas, la velocidad aumenta al aumentar la superficie de contacto entre los reactivos.

Concentración de los reactivos

Si los reactivos están en disolución o son gases

encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su

concentración, más alta será la velocidad de la reacción

en la que participen, ya que, al haber más partículas en

el mismo espacio, aumentará el número de colisiones,

aumentando así los choques eficases.


.

Por ejemplo, en la reacción:

La velocidad es directamente proporcional a la concentración de N2O

5; 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.

Grado de subdivisión de los reaccionantes

El grado de subdivisión de un material está relacionado con su área superficial; mientras más dividido se encuentre un

material, mayor será el área de superficie expuesta, este factor es importante en una reacción debido a que al

aumentar el grado de subdivisión de un reactivo, aumenta también la rapidez de la reacción química, porque el área

superficial es mayor y puede reaccionar al mismo tiempo.

Ejemplo: un dado de hierro que se sumerge en un ácido sólo reaccionará por la zona expuesta al ácido, es decir por

el exterior. Si partimos ese dado en dos tendremos ahora una nueva superficie a exponer y si seguimos partiendo los

trozos tendremos cada vez más superficie que se puede exponer al ácido y por tanto aumentaremos la velocidad de

reacción. Por tanto también podemos afirmar que las reacciones serán más rápidas en estado líquido y más aún en

estado sólido.

Temperatura de la reacción

Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de las moléculas y

su energía, por lo que no sólo aumenta las probabilidades de

choque, al moverse más rápido, sino que estos choques serán más

energéticos y por tanto más eficaces. Se dice, de manera

aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la

velocidad se duplica.

Esto explica que para evitar la putrefacción de los alimentos los

metemos en la nevera o en el congelador y por el contrario, si

queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela

puesta al fuego.

Presión

Sólo afecta si los reactivos o los productos son gases. Las sustancias gaseosas

tienden a ocupar el volumen total del recipiente que los contiene, al aumentar la

presión disminuye el volumen, por lo tanto las moléculas se aproximan más, por lo

que se incrementa la frecuencia de choques o colisiones, trayendo por lo tanto

una mayor velocidad de reacción.

Una disminución en la presión, aumenta el volumen, separando las moléculas,

ocasionando que disminuyan las colisiones, por lo tanto una disminución en la

velocidad de reacción.

49 BLOQUE 2

Presencia de un catalizador en una reacción

Un catalizador es una sustancia que modifica la rapidez de una reacción

química sin que ella misma se consuma en el proceso o sufra algún cambio

químico. Esta variación de velocidad se debe a que los catalizadores hacen

que la reacción vaya por un camino que necesita menos energía. Los

catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es

decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones.

El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es

reactivo ni participa en la reacción. Existen dos tipos de catalizadores:

- Catalizadores positivos: Que aceleran la rapidez de una reacción.

- Catalizadores negativos: Que disminuyen la rapidez de una reacción.

La utilización de catalizadores en nuestra vida diaria es muy amplia, como podemos verlo en los siguientes ejemplos:

Uno de los catalizadores más importantes de la naturaleza es la clorofila, durante el proceso de fotosíntesis; también

las diferentes enzimas que se utilizan en la digestión de los alimentos, como la ptialina en la saliva que cataliza la

ruptura de moléculas grandes.

En la industria los catalizador que se utilizan para reducir las emisiones tóxicas

de los vehículos y reducir el problema de la contaminación ambiental. Estos

catalizadores están provistos en su interior de unas pequeñas esferas

recubiertas de metal que puede ser paladio o platino y que actúan como

sustancias catalizadoras. También las enzimas que son catalizadores se

utilizan en la industria alimentaría como en la elaboración de vinagre con

alcoholes producido por un microbio vivo (Acetobacter aceti), la fermentación

alcohólica, la adición de una enzima para eliminar la lactosa, en la producción

de productos deslactosados, entre otros.

http://www.monografias.com/trabajos/alcoholismo/alcoholismo.shtml


.

Cierre

En equipo realicen los siguientes experimentos y resuelvan lo que se indica en cada

caso.

Factores que afectan la velocidad de reacción

Objetivo:

Observar cómo influyen la temperatura, la naturaleza química de los reactivos, la concentración, el tamaño de la

partícula y la presencia de un catlizador en la velocidad de reacción.

Material y reactivos:

4 vasos de precipitados de 20 ml

1 Termómetro

1 probeta de 10 ml

Un cronometro

2 jeringas de 10 ml

Alka-Seltzer®

Agua

Vinagre (CH3COOH)

Agua oxígenada (H2O

2)

Dioxido de manganeso (MnO2)

Procedimiento:

La reacción que se observará en los siguientes experimentos es la reacción del bicarbonato presente en la

tableta de Alka-Seltzer® con agua para formar acido carbónico,que se descompone en:

Efecto de la temperatura:

- Corte la tableta de Alka-Seltzer® a la mitad.

- En un vaso de precipitado coloque la mitad de la tableta de Alka-Seltzer® y en otro coloque la otra mitad.

- Caliente en un vaso de precipitado, aproximadamente 10 ml de agua a unos 80°C, y en otro coloque 10 ml

de agua fría (a unos 10°C).

- Succione con una jeringa 5 ml de agua caliente y con la otra jeringa succione 5 ml de agua fría.

- Agregue al mismo tiempo, a cada uno de los vasos que contiene el Alka-Seltzer®, el agua caliente en uno y

el agua fría en el otro.

- Con el cronómetro mida el tiempo que tarda en disolverse el sólido.

- Anote el tiempo de cada reacción.

Efecto de la naturaleza química de los reactivos:

- Prepare dos vasos que contengan una mitad de Alka-Seltzer® cada uno.

- Agregue con una jeringa al mismo tiempo 5 ml de agua a una mitad de la tableta y 5 ml de vinagre a la otra

mitad.

- Con el cronometro mida el tiempo que tarda en disolverse el sólido.

- Anote sus resultados.

Actividad: 4

51 BLOQUE 2

Efecto de la concentración de uno de los reactivos:

- Coloca en un vaso de precipitado la mitad de la tableta de Alka-Seltzer®, y en otro vaso una

tableta completa.

- Agrega 10 ml de agua a cada uno al mismo tiempo.


- Anote sus observaciones.

Efecto del tamaño de partícula:

- Prepare, dos vasos que contengan una mitad de Alka-Seltzer® cada uno, en uno coloca la mitad completa

y en el otro vaso coloque la mitad de la tableta pulverizada.

- En cada vaso agregue con una jeringa al mismo tiempo 5ml de agua.


- Anota tus resultados.

Efecto de la presencia de un catalizador:

Se observará la descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia y ausencia de un catalizador:

- En dos vasos de precipitado, coloque en cada uno 3ml de agua oxigenada comercial.

- En uno de ellos coloque una pastilla de bióxido de manganeso (MnO2) y observe lo que sucede. (En caso

de no tener pastillas, utilice directamente una pequeña cantidad de MnO2 en polvo).

- Cuando termine la reacción, retire la pastilla de MnO2 y devuélvala al profesor.

Cuestionario:

1. En la parte experimental del efecto de la temperatura, ¿cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más

rápido y porque?

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

2. Explica cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimental del efecto de la

naturaleza de los reactivos y por qué.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________



.

Evaluación

Actividad: 4 Producto: Experimentos. Puntaje:

Saberes


Reconoce los factores que

afectan la velocidad de

reacción.

Compara la velocidad de reacción

al modificar los factores que la

afectan.

Pone en práctica los

conocimientos adquiridos.

Autoevaluación


docente

3. Explique cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimental

del efecto de la concentración de uno de los reactivos y por qué.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

4. Explique cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimental del efecto del

tamaño de la partícula y por qué.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

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_________________________________________________________________________________________________

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_________________________________________________________________________________________________

5. ¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo en la parte experimental del efecto de un catalizador? ¿Por qué?

_________________________________________________________________________________________________

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_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________


53 BLOQUE 2

Evaluación


Saberes


Identifica ejemplos cotidianos

donde se muestra la velocidad

de reacción.

Distingue los cambios en la

velocidad de reacción en distintos

fenómenos cotidianos.

Resuelve con seguridad cada

uno de los cuestionamientos.

Coevaluación


docente

Con base a lo revisado en esta secuencia, y mediante a una consulta bibliográfica

resuelve lo que se solicita a continuación.

1. Busca ejemplos de situaciones cotidianas donde se pueda apreciar la velocidad de reacción.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

2. ¿Qué arde más rápidamente, un tronco entero o cortado en trozos pequeños? Justifica tu respuesta

mediante la teoría de las colisiones.

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_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

3. De tu experiencia diaria menciona cuando menos tres ejemplos de reacciones donde se incrementa su

velocidad al variar la temperatura, y da una breve explicación.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

4. Recopila información sobre los aditivos alimentarios, y utilízala para:

a) Describir la relación entre la catálisis química y la conservación de los alimentos.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

b) Encontrar ejemplos de conservantes bacteriostáticos, antioxidantes, estabilizadores, colorantes,

humectantes, neutralizadores y agentes afirmadores, señalando qué función desempeñan, y cuáles son los

códigos con los que se identifican en las etiquetas de los alimentos.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

Actividad: 5

http://www.lne.es/sociedad-cultura/2010/04/07/sociedad-ingredientes-cifrados/897013.html


.


Equilibrio químico y constante de equilibrio.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Respuesta breve. Puntaje:

Saberes


Define conceptos.

Demuestra sus conocimientos

previos en cinética, equilibrio y

reacciones químicas.

Aprecia sus conocimientos

previos.

Autoevaluación


docente

Responde lo que conoces cada uno de los siguientes conceptos.

Cinética química

_________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

Reacción reversible

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Catalizador

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Reacción irreversible

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Equilibrio químico

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Concentración molar

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Reacción endotérmica

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Reacción exotérmica

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Actividad: 1

55 BLOQUE 2

Desarrollo

Reacciones reversibles e irreversibles.

Hay reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccioinan

entre sí para generar sustancias de partida. Estos tipos de reacciones se

denominan reacciones reversibles.

En cambio, hay otras reacciones quíimicas en las que los productos

obtenidos en ellas no tienen tendencia a reaccionar entre sí para generar las

sustancias de que proceden. Estos tipos de reacciones se denominan

reacciones irreversibles.

En las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones reversibles se

emplea una doble flecha que indica el sentido de las dos reacciones, las

cuales se estan llevando a cabo simultaneamente. A la reacción que va de

reactantes a productos se le conoce como reaccion directa, mientras que, a

la que va de productos a reactantes, se le denomina reacción inversa.

Ejemplos:

Las reacciónes de síntesis del amoniaco es una reacción reversible: el hidrógeno (H2) se combina con el nitrógeno

(N2) formándoser amoniaco (NH

3), reacción directa, pero éste se descompone regenerando las sustancias de partida,

hidrógeno y nitrógeno, reacción inversa.

La ecuación química correspondiente a esta reacción reversible es:

Un ejemplo cotidiano de reacciones reversibles, lo observamos cuando reacciona un antiácido y el ácido clorhídrico

del jugo gástrico:

Otro ejemplo sería lo observado en las pilas recargables, las que, una vez agotadas pueden ser recargadas

nuevamente haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ellas.

Un ejemplo de reacción irreversible sucede en la reacción del cloruro de sodio (NaCl) con el nitrato de plata (AgNO3),

por que los productos de la misma, nitrato de sodio (NaNO3) y cloruro de plata (AgCl), no reaccionan entre sí

regenerando los reactivos de partida, ésta ocurre sólo hacia la derecha.

También observamos una reacción irreversible cuando el peróxido de hidrógeno (H2O

2), se aplica en una herida, se

descompone y se forma agua más oxígeno. Las burbujas de oxígenon gaseoso se escapan, lo que impide que

nuevamente se forme H2O

2.


.

Las reacciones irreversibles finalizan cuando se agota alguno de los reactivos; sin embargo, las reacciones reversibles

no finalizan nunca, pues los reactivos se están regenerando continuamente.

Una reacción irreversible se dá, cuando la energía de activación es mucho menor que la que se requiere para romper

los enlaces de los productos, por lo tanto, en una reacción reversible, la energía de activación de los productos es

igual o menor que la de los reactantes.

En una reacción reversible como ya vimos, se llevan a cabo dos reacciones que son contrarias, cada una ocurre con

cierta velocidad, a esta velocidad se llama velocidad de reacción y puede ser calculada con base en lo que establece

la llamada “Ley de acción de masa”.

Ley de acción de masas.

La Ley de acción de masas establece que: “La velocidad de una reacción, es

directamente proporcional al producto (multiplicación) de la concentración molar

(moles/litro) de cada uno de los reactantes, elevados a una potencia igual a sus

coefecientes estequiométricos, multiplicados por una constante de proporcionalidad

(K), cuyo valor depende de la naturaleza química de los reactantes y de la

temperatura”.

La expresión matemática de esta ley: V= [A]a

[B]b

K

En una reacción reversible existen dos reacciones químicas la reacción directa y la reacción inversa.

En la expresión anterior, la letra minúscula representa los coeficientes estequiometricos (número de moles) de cada

una de las sustancias que participan en la reacción, mientras que las letras mayúsculas representan las fórmulas de

los reactantes (A,B) y productos (C,D).

La expresión de la velocidad para la reacción directa e inversa en un cambio reversible se muestran a continuación:

Vd= [A]

a

[B]b

Kd

Vi= [C]

c

[D]d

Ki

El paréntesis rectangular se utiliza en química para indicar la concentración molar (mol/L) de cada una de las

sustancias que intervienen en la reacción química.

57 BLOQUE 2

Evaluación

Actividad: 2 Producto: Expresión matemática. Puntaje:

Saberes


Expresa la velocidad de

reacción directa e inversa,

matemáticamente.

Aplica los conocimientos de la ley

de acción de masas.

Desempeña correctamente lo

aprendido.

Autoevaluación


docente

Para cada una de las siguientes reacciones reversibles, escribe la expresión de la

velocidad de reacción, de acuerdo a la Ley de acción de masas, para la reacción directa

y reacción inversa.

N2 + 3H

2 2NH

3

2SO2 + O

2 2SO

3

4NH3 + 5 O

2 4NO + +6H

2O

2HI H2 + I

2

2H2 + 2NO 2O

2 + N

2

Actividad: 2


.

Equilibrio químico.

En la siguiente ecuación:

Al principio cuando A reacciona con B, las concentraciones de ambos

disminuyen mientras aumentan las concentraciones de C y D.

A medida que avanza, la reacción alcanza un punto en el cual no es posible

detectar cambios netos de concentración, las concentraciones de A, B, C y D

se estabilizan en valores específicos. En este punto se establece el equilibrio

químico.

Cada proceso posee una velocidad propia que va variando con el tiempo. Así, en los comienzos, la velocidad de la

reacción directa es mucho mayor que la de la reacción inversa, debido a la diferencia de concentraciones entre

reactivos y productos; pero a medida que estos últimos se van formando los reactivos van desapareciendo, con lo

que ambas velocidades se aproximan hasta hacerse iguales. A partir de tal instante sucede como si la reacción

estuviera detenida, pues las proporciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Se dice entonces que

se ha alcanzado el equilibrio químico.

El equilibrio químico tiene un carácter dinámico, pues no implica que la reacción

se paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidad

de tiempo, se forman y desaparecen el mismo número de moléculas de

cualquiera de las sustancias que intervienen en el proceso. Si algunos de los

productos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el equilibrio y

la reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayan

transformado totalmente.

El equilibrio químico se caracteriza por lo siguiente:

1. Un estado dinámico, ya que tanto la reacción directa como la inversa se

siguen llevando a cabo a pesar de tener la misma velocidad.

2. La concentración de reactantes y productos, en el momento en que se llega al equilibrio, dejan de cambiar, es

decir, en ese momento las concentraciones permanecen constantes.

3. Si no se modifica ninguna de las condiciones de temperatura, presión y concentración a las cuales la reacción

alcanzó el equilibrio químico, ésta permanecerá de manera indefinida en este estado de equilibrio.

Constante de equilibrio

La constante de equilibrio se deduce a partir de que una reacción llega al equilibrio químico, y cuando esto sucede

ocurre que la velocidad de la reacción directa es igual que la velocidad de la reacción inversa.

Vd = V

i

De acuerdo con la ley de acción de masas tenemos que:

Vd= [A]

a

[B]b

Kd

Vi= [C]

c

[D]d

Ki

Si en la primera igualdad sustituimos Vd y V

i tenemos entonces que:

[A]a

[B]b

Kd =[C]

c

[D]d

Ki

59 BLOQUE 2

Despejando las constantes tenemos:

Kd =

[C]c

[D]d

Ki

[A]a

[B]b

Cuando se divide una constante entre otra constante, el resultado es una constante nueva, en este caso al dividir la Kd

entre la Ki se obtiene la constante de equilibrio (K

eq), tenemos entonces la expresión para esta nueva constante.

Constante de Equilibrio.

Ejemplo:

Para la siguiente reacción química:

La expresión de la constante de equilibrio será:


.

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Expresión matemática. Puntaje:

Saberes


Expresa la constante de

equilibrio.

Practica los conocimientos de

equilibrio químico.

Realiza el trabajo de forma

ordenada.

Autoevaluación


docente

Escriba la expresión para la constante de equilibrio de las siguientes reacciones:

CO (g)

+ Cl2 (g)

COCl2 (g)

2 NOCl (g)

2 NO (g)

+ Cl2 (g)

2 TiCl3 (g)

+ 2 HCl (g)

2 TiCl4 (g)

+ H2 (g)

H2 (g)

+ I2 (g)

2 HI (g)

4 H2O

(g) + 3 Fe

(s) Fe

3O

4(s) + 4 H

2 (g)

Actividad: 3

61 BLOQUE 2

Suponiendo que la reacción entre el monóxido de nitrógeno y oxígeno, logra el equilibrio químico a una temperatura

de 230°C, y la concentración molar de equilibrio de reactivos y productos es las siguientes: [NO]= 0.0542M, [O2]=

0.127 M y [NO2]= 15.5M.

Para calcular el valor de la constante de equilibrio (Keq

) para la reacción, aplicamos la fórmula y sustituimos los datos

correspondientes.

Keq

[NO2]

2

[NO]2

· [O2]

Keq

(15.5) 2

6.44 x 105

(El resultado se da sin unidades)

(0.0542) 2

· (0.127)

El valor de la constante de equilibrio a una temperatura de 230°C es igual a: 6.44 x 105

Rango de K Desplazamiento del sistema.

K > 1 Se favorece la reacción directa.

K < 1 Se favorece la reacción inversa.

K = 1 Ambas reacciones son iguales.

El valor de la constante de equilibrio, nos indica hacia donde se encuentra desplazada la reacción en el equilibrio.

Por lo tanto, la reacción anterior debido a que el valor de Keq

es mayor que

uno (1), ésta se encuentra desplazada en el equilibrio, hacia los productos,

esto significa que la concentración de los productos en el equilibrio es mayor

que la de los reactantes y viceversa.

(a) N2O

4 congelado es incoloro.

(b) A temperatura ambiente el N2O

4 se descompone

en NO2 (marrón).

(c) El equilibrio químico es el punto donde las

concentraciones de todas las especies son

constantes.


.

Evaluación


Saberes


Reconoce el concepto de

constante de equilibrio.

Determina e interpreta el valor de la

constante de equilibrio.

Valora la importancia de la

constante de equilibrio en el

desplazamiento del sistema.

Autoevaluación


docente

Realiza los siguientes cálculos:

1. Determina la constante de equilibrio para la siguiente reacción e indica su desplazamiento, si

alcanzó el equilibrio a una temperatura de 430ºC, y la concentración molar de los reactantes

y productos es: 0.243 moles de H2, 0.146 moles de I

2 y 1.98 moles de HI en un recipiente de

1L.

H2 (g)

+ I2(g)

2HI(g)

2. Calcula la constante de equilibrio de la siguiente reacción en equilibrio, donde la concentración molar de

cada uno de los reactantes y productos es el siguiente: [CO] =0.2M, [H2O]= 0.5M, [H

2]=0.32M y [CO

2]=

0.42M

CO + H2O H

2 + CO

2

3. A 1.225°C determina la constante de equilibrio de la reacción:

2 SO2(g)

+ O2(g)

2 SO3(g

Si la concentración molar de las sustancias que intervienen es la que se indica a continuación:

[SO3] =0.04 M; [SO

2]= 0.45 M; [O

2]=0.26 M, e indica hacia donde se encuentra desplazada la reacción en el

equilibrio.

Actividad: 4

63 BLOQUE 2

Principio de Le Châtelier.

Un sistema alcanza el equilibrio cuando la velocidad de la reacción directa se hace igual

a la velocidad de la reacción inversa. Este equilibrio es muy sensible a cambios de

presión, temperatura y concentración. En 1888 el químico francés Henry Louis Le

Châtelier, enunció este principio que lleva su nombre y que comprende a la vez

variaciones de presión, temperatura y concentración.

Principio de Le Châtelier

1. Una reacción en equilibrio químico permanecerá en este estado de manera

indefinida, siempre y cuando no se alteren alguna de las condiciones de

temperatura, presión y concentración de reactantes y productos a las cuales se alcanzó, dicho estado.

2. Cuando se altera algunas de las condiciones a las cuales se alcanzó el estado de equilibrio, el equilibrio de la

reacción se verá alterado y se desplazará ya sea hacia reactantes o productos, pero siempre tratando de

contrarrestar el efecto de la variación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio que mantendrá bajo las

nuevas condiciones.

Cuando se dice que la reacción se desplaza o está desplazada hacia los productos significa que, en una reacción

reversible, la cantidad de productos aumenta o es mayor y la de los reactantes disminuye o es menor.

Cuando se dice que la reacción se desplaza o está desplazada hacia los reactantes significa que, en una reacción

reversible, la cantidad de reactantes aumenta o es mayor y la de los productos disminuye o es menor.

Factores que modifican el equilibrio químico.

Cambios de temperatura.

Cambios de presión.

Cambios de concentración.

Efectos de la temperatura

La influencia de la temperatura sobre un sistema en equilibrio está comprendida en la Ley

de Van´t Hoff, que plantea lo siguiente: “Cuando se aumenta la temperatura sobre un

sistema en equilibrio, se ve favorecida la reacción que se produce por absorción de

calor”.

En el siguiente ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura se ve favorecida la

reacción directa porque absorbe calor, ésta es una reacción endotérmica, donde el

equilibrio se desplaza para favorecer la formación de más productos.

Si se disminuye la temperatura se ve favorecida la reacción inversa, porque libera calor,

ésta es una reacción exotérmica, donde el equilibrio se desplaza favoreciendo a reactivos.

En este otro ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura el equilibrio se

desplaza favoreciendo la reacción inversa, el equilibrio se desplaza para favorecer la

formación de más reactantes. Se cumple la Ley de Van´t Hoff. La reacción inversa es la

reacción endotérmica en la que se absorbe calor.

Reacción endotérmica (Directa)

Reacción exotérmica (Inversa)


.

Todas las reacciones reversibles son endotérmicas en una dirección y exotérmicas en la otra, es decir, si la reacción

directa presenta un ∆H negativo (reacción exotérmica), la reacción inversa tendrá un valor de ∆H positivo (reacción

endotérmica).

Efectos de la presión

La presión es un factor que influye sobre los sistemas gaseosos en

equilibrio. La influencia de la presión sobre un sistema en equilibrio

está comprendida en la Ley de Robin: “Cuando un sistema está en

equilibrio, un aumento de presión favorece la reacción donde hay

menor volumen; si se disminuye la presión favorece la reacción donde

hay mayor volumen. Cuando el volumen es igual en ambos

miembros, los cambios de presión no modifican el equilibrio”.

Ejemplo 1: Cuatro moles de reaccionantes dan origen a dos moles

del producto, por lo que un aumento de presión desplaza el equilibrio

hacia la derecha, esto favorece la formación de amoníaco, ya que es

la que procede con disminución de volumen.

N2 + 3 H

2 2 NH

3

1 mol + 3 moles 2 moles

4 moles 2 moles

Ejemplo 2: Si se disminuye la presión se favorece la reacción directa, el equilibrio se desplaza hacia donde hay mayor

volumen.

N2O

4 2 NO

2

1 mol 2 moles

Ejemplo 3: Un aumento de la presión en este ejemplo no produce ninguna alteración sobre el equilibrio ya que tanto

en la reacción directa como en la inversa se producen dos volúmenes. No hay modificación del equilibrio, los

volúmenes son iguales en ambos miembros.

H2 + I

2 2 HI

2 moles 2 moles

Efecto de la concentración

La influencia de variaciones en la concentración sobre un sistema en equilibrio está regida por la ley de acción de

masas: “La velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de las

sustancias reaccionantes”.

Al aumentar la concentración de los reaccionantes, se forma más producto.

65 BLOQUE 2

Si en la reacción

Se aumenta la concentración del N2, el equilibrio se desplaza hacia la

derecha para favorecer los productos. Lo mismo ocurre si se

incrementa la concentración de H2, si se aumenta la concentración de

NH3 el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y si se disminuye el

equilibrio se desplazará en sentido contrario (derecha). Después de

cierto tiempo se alcanza un nuevo estado de equilibrio de acuerdo a

las nuevas concentraciones.

Debido a que el valor de la constante de equilibrio, depende de la

temperatura y naturaleza química de los reactivos y estas dos variables, al variar la concentración no cambian,

tenemos entonces, por lógica que las variaciones de concentración no modifican el valor de la constante de equilibrio

(Keq

).

Efecto de los catalizadores

Se ha determinado que los catalizadores no tienen ningún efecto sobre la concentración

de los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizador

acelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo que si

ambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteración

del equilibrio.

En equipo, resuelvan los siguientes problemas.

1. Considerando la siguiente reacción química, prediga hacia donde se desplazará el equilibrio

con los siguientes cambios:

2 CO (g)

+ O (g)

2 CO2 (g)

+ 6500 cal

a) Incremento de la temperatura _________________________________

b) Incremento de la presión _____________________________________

c) Incremento de la concentración de CO _________________________

d) Disminución de la concentración de CO2 _______________________

e) Se adiciona un catalizador____________________________________

Actividad: 5


.

Evaluación

Actividad: 5 Producto: Ejercicios. Puntaje:

Saberes


Distingue los factores que

modifican el equilibrio químico.

Analiza, en base Principio de Le

Châtelier.

Valora la oportunidad de

aprender de sus compañeros.

Coevaluación


docente

2. Una de las formas para obtener cloro gaseoso es mediante el proceso de Deacon, en el

cual interviene

el siguiente equilibrio:

3HCl

(g) + O

2 (g) 2 Cl

2 (g) + 2 H

2O

(g)

¿En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando sucedan los siguientes cambios?

a) Un incremento en la concentración de HCl______________________

b) Una disminución en la concentración de HCl____________________

c) Un incremento de la concentración de O2 ______________________

d) Una disminución en la concentración de Cl2 ____________________

e) Un incremento en la concentración de H2O _____________________

f) Un incremento en la presión __________________________________

3. Para la siguiente reacción química: 2 NO2 + 16.2 Kcal N

2 (g) + 2 O

2 (g)

Deduce en qué dirección se desplazará el equilibrio cuando:

g) Se incrementa la temperatura _________________________________

h) Se disminuye la temperatura __________________________________

i) Se incrementa la presión _____________________________________

j) Se disminuye la presión ______________________________________

k) Se aumenta la concentración de Cl ____________________________

l) Se agrega un catalizador _____________________________________


67 BLOQUE 2

Cierre

En equipo, resuelvan lo que se indica en cada caso.

1. Observando la siguiente reacción química: 3 Fe + 4 H2O Fe

3O

4 + H

2(g)

Explica, por qué, si se lleva a cabo en el recipiente abierto, la reacción no puede ir en la dirección hacia atrás,

pero si la reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado, la reacción se convierte en reversible.

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

2. Dada la siguiente reacción: 4NH3 + 5 O

2 4NO + 6H

2O

a) Escribe la expresión de la constante de equilibrio.

b) Razona cómo influirá en el equilibrio el aumento en la presión________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

c) Si se aumenta la concentración de O2, ¿cómo se afectaría el equilibrio?________________________________

3. Dada la reacción: 2 P2 (g)

P4 (g)

a) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión del sistema?_________________________

b) Si, cuando se alcanza el equilibrio, se añade una cantidad de P4 al sistema ¿hacia dónde se desplaza el

equilibrio?

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

c) Supongamos que la mezcla de reacción se halla encerrada en un recipiente con un émbolo que permite

modificar el volumen de la mezcla de reacción. ¿Qué sucederá si el volumen original se reduce a la mitad?

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Actividad: 6


.

Evaluación


Saberes


Identifica el equilibrio químico y

la aplicación del principio de Le

Châtelier.

Interpreta los conocimientos de

constante de equilibrio, equilibrio

químico y Principio de Le Châtelier.

Muestra una actitud positiva

durante el trabajo en equipo.

Coevaluación


docente

4. La reacción de disociación del tetróxido de nitrógeno en dióxido de nitrógeno, es

exotérmica:

N2O

4 (g) 2 NO

2 (g)

Razona y explica: Qué sucede con el equilibrio si:

a) Se aumenta la presión en el recipiente_____________________________________________________________

b) Se disminuye la presión_________________________________________________________________________

5. Considerando el siguiente equilibrio donde la reacción directa es endotérmica:

SbCl5 (g)

SbCl3 (g)

+ Cl2 (g)

¿Cómo afectará, sobre la concentración de SbCl3 en el equilibrio, cada una de las condiciones siguientes?

a) Aumento en la concentración de Cl2________________________________________________________________

b) Disminución de la concentración de SbCl5___________________________________________________________

c) Reducir la temperatura____________________________________________________________________________

d) Aumentar la presión______________________________________________________________________________

e) Introducir un catalizador___________________________________________________________________________


Cuantifica los cambios energéticos

del entorno.

Competencias Disciplinares Extendidas

1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la tecnología en

un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.

2. Aplica la metodología apropiada en la realización de proyectos interdisciplinarios atendiendo problemas relacionados con las ciencias

experimentales.

3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información científica

que contribuya a su formación académica.

4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir nuevos

conocimientos.

5. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del mismo.

6. Analiza la composición, cambios e interdependencia entre la materia y la energía en los fenómenos naturales, para el uso racional de los

recursos de su entorno.


Aplica los postulados del modelo cinético molecular, para observar el comportamiento de los estados de agregación de la materia identificando

las características de los gases, del estado líquido y sólido de la misma, mediante un análisis descriptivo, en situaciones experimentales y/o de

consulta bibliográfica o documental, destacando su importancia en el mundo natural que lo rodea con una postura crítica y responsable.



1.6 Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.



4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los objetivos que

persigue.

4.3 Identifica las ideas clave en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas.


5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al alcance de un

objetivo.


5.4 Construye hipótesis y diseña y aplica modelos para probar su validez.



6.1 Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y discrimina entre ellas de acuerdo a su relevancia y

confiabilidad.

6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos y perspectivas

al acervo con el que cuenta.



8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos equipos de trabajo.


70

CUANTIFICA LOS CAMBIOS ENERGÉTICOS DEL ENTORNO

Secuencia didáctica1.

Sistemas termodinámicos.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Respuesta breve. Puntaje:

Saberes


Caracteriza conceptos.

Expresa por escrito los

conocimientos previos de

Termodinámica.

Expresa con precisión sus ideas.

Autoevaluación


docente

En equipo de cuatro integrantes recuerda los siguientes conceptos y redacta una

definición con tus propias palabras, al final compártelas con el grupo (lluvia de ideas).

Sistema

Presión

Temperatura

Volumen

Variable intensiva

Variable extensiva

Equilibrio

Energía

Materia

Actividad: 1

71

BLOQUE 3

Desarrollo

Sistemas termodinámicos.

La termodinámica es el campo de la física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los

sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos. Los principios de la termodinámica tienen una

importancia fundamental para todas las ramas de la ciencia y la ingeniería.

Un concepto esencial de la termodinámica son los sistema termodinámico que se define como cualquier cantidad de

material, cualquier objeto, cualquier parte del universo que aislamos (mentalmente) de todo lo demás y que sea lo

suficientemente grande para poder medir en él magnitudes macroscópicas tales como presión, temperatura, energía

interna, volumen y no tendremos en cuenta la estructura detallada de la materia que lo forma (estructura atómica o

molecular); la superficie que encierra a un sistema puede ser real, como por ejemplo un gas encerrado en un

recipiente, una gota de agua imaginaria o una porción de líquido dentro de un recipiente.

Entorno o alrededores del sistema.

Representa todo lo que se encuentra fuera del sistema, y que puede intercambiar

materia y energía con él. Ejemplo si se quiere conocer la potencia necesaria para

hacer funcionar un refrigerador, en este caso, el entorno del sistema sería la

superficie externa del refrigerador, todo lo del interior de esta superficie sería el

sistema, por otra parte, si sólo se ocupa del funcionamiento del compresor, dentro

del refrigerador, el compresor mismo es el sistema. Otro ejemplo seria la célula

que representa un sistema y sus alrededores serían los líquidos que rodean a la

membrana celular.

Los sistemas termodinámicos pueden tener intercambios de materia y energía (calor y trabajo) desde ellos hacia el

medio exterior (o medio ambiente) y a la inversa, en base a esto los podemos clasificar como:

1. Sistemas aislados. Son aquellos que permanecen completamente inalterados ante los

cambios de sus alrededores. No existe intercambio con el exterior ni de materia ni de

energía, por lo que el sistema se encuentra térmicamente aislado, de modo que el flujo de

calor sea nulo y que además no realice ni reciba trabajo. Obviamente el concepto de

aislamiento es una idealización ya que es imposible separar completamente un sistema de su

entorno inmediato. Un ejemplo serían los termos, que se asemejan a este tipo de

sistema.

2. Sistemas cerrados. Son aquellos en los que no existe intercambio de materia con el

exterior pero sí energía (puede intercambiar con el exterior flujo de calor y además

puede realizar o recibir trabajo). Esto no excluye la posibilidad de un cambio de

composición interno como consecuencia de una reacción química. Ejemplo una lata de

atún, de verduras o de otro alimento en los cuales sólo se presenta un intercambio

de energía, al calentarse o enfriarse la lata, pero no existe cambio de materia.

3. Sistemas abiertos. Son aquéllos que pueden intercambiar, con sus alrededores, tanto

energía como materia. Ejemplo: como el motor de un automóvil, que intercambia

materia al inyectar gasolina y energía en forma de calor.

72


Estado del Sistema.

Es el conjunto de valores de todas las propiedades macroscópicas observables y

medibles que nos definen la configuración del sistema, tales magnitudes se conocen

como coordenadas termodinámicas, variables de estado o funciones de estado,

ejemplo: la presión, la temperatura, volumen, densidad, la energía interna, entre otras.

Estas variables son las mismas para todo el sistema. Tienen un valor único para cada

estado del sistema en la que su variación sólo depende de las condiciones iniciales y

final y de la manera en que se llevó a cabo dicho cambio.

Las variables de estado pueden ser Intensivas o extensivas.

Variables intensivas de un sistema son aquellas que su valor no depende de la masa ni del volumen (En realidad del

número de partículas que lo forman), ejemplo: Presión, temperatura, densidad.

Variables extensivas son aquellas que su valor depende de las dimensiones del sistema y

con frecuencia son proporcionales a la cantidad de sustancia, ejemplo: volumen, masa,

peso, longitud, entre otros.

Los sistemas termodinámicos alcanzan estados de equilibrio termodinámico, donde las

variables de estado permanecen fijas mientras no se modifiquen las condiciones

impuestas al sistema.

En equipo y basándose en el tema de sistemas termodinámicos, responde las

siguientes cuestiones.

1. Clasifica cada propiedad como extensiva o intensiva:

a) Energía ____________ e) Viscosidad ___________

b) Presión ____________ f) Temperatura ___________

c) Densidad ____________ g) Índice de refracción ___________

d) Longitud ____________ h) Volumen ___________

2. Identifica los siguientes sistemas e indica si son abiertos, cerrados o aislados:

a) Café en un termo de alta calidad_______________

b) Gasolina en el depósito de un coche en marcha______________

c) Mercurio en un termómetro_______________

d) Una planta en un invernadero______________

Actividad: 2

73

BLOQUE 3

Evaluación


Saberes


Reconoce los diferentes

propiedades sistemas y

termodinámicos.

Diferencia los estados del sistema

y los sistemas termodinámicos.

Muestra interés en la realización

del ejercicio.

Autoevaluación


docente

3. Clasifica los siguientes sistemas en: abierto, cerrado o aislado y justifica tu respuesta.

a) Una célula

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

b) Un huevo de gallina _____________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

c) Una cápsula espacial ____________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

d) El universo _____________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

4. Menciona las propiedades de estado que describen un sistema.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________


74


Proceso Termodinámico.

Son las transformaciones que sufre un sistema de un estado de equilibrio inicial a uno final, en el que las variables de

estado sufren un cambio al paso de un estado a otro, como producto de una interacción del sistema con su medio y

con otro sistema. Los procesos más importantes son:

Proceso adiabático

Cualquier proceso físico en el que magnitudes como la presión o el volumen se modifican sin una transferencia

significativa de energía calorífica hacia el entorno o desde éste: Q = 0. Esta situación se puede presentar cuando el

sistema está extremadamente aislado, o cuando el proceso ocurre tan rápido que el calor no tiene tiempo de fluir

hacia dentro o hacia afuera.

El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurren

debido al cambio en la presión de un gas. Esto puede ser cuantificado usando la ley

de los gases ideales.

Si se cuenta registra en eje vertical (ordenada) la presión del gas y en el eje

horizontal (abscisa) el volumen que ocupa, y se parte del principio de que dicho gas

no recibe ni cede ningún calor exterior al sistema, se obtiene un punto representativo.

Haciendo cambiar progresivamente la presión se logrará una sucesión de puntos, o

sea una curva adiabática característica.

Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático. Los llamados aislantes térmicos a nivel comercial son

excelentes ejemplos de materiales con esta propiedad (paredes adiabáticas), como la madera, el asbesto, entre otros

aislantes.

Un gas, al dilatarse adiabáticamente, se enfría, pues la cantidad de calor que contiene se

reparte en un volumen mayor; por el contrario, la compresión adiabática de dicho gas tiene

por efecto un aumento de su temperatura.

En climatización los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son adiabáticos,

puesto que no hay transferencia de calor, a pesar que se consiga variar la temperatura del aire

y su humedad relativa.

Proceso isocórico

También llamado proceso isométrico o isovolumétrico, termodinámico en el que el volumen

permanece constante; ΔV = 0. No hay trabajo realizando por el sistema.

En un diagrama P-V, un proceso isocórico aparece como una línea

vertical.

Si un gas confinado en un cilindro provisto de un pistón, se calienta y

se impide que se desplace el pistón, por ejemplo, sujetándolo

mediante unos topes, se observan los siguientes cambios:

El volumen del gas permanecerá constante

La energía interna del gas aumentará, reflejándose en un incremento similar de la

temperatura.

La presión del gas se incrementará.

Luego de la primera ley de la termodinámica se tiene que: ∆ U = Q. Esto significa que en este tipo de proceso todo el

calor suministrado a un sistema se usa para aumentar la energía interna del sistema.

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/calentamiento.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/enfriamiento.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/adiabatico.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/comunmente.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cambio.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/presion.php


http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/volumen.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/parte.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/principio.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/dicho.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/ningun.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/calor.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/exterior.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/sistema.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/representativo.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cambiar.php


http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/sucesion.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/curva.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/pues.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cantidad.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/calor.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/volumen.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/contrario.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/compresion_motor.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/dicho.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/efecto.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/aumento.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/temperatura_fisica.php

http://es.wikipedia.org/wiki/Vapor_de_agua

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

http://3.bp.blogspot.com/-oJtKZP80nsE/TWNiqiBbSFI/AAAAAAAAABc/9Zjb9Hl7pLI/s1600/PICB7CC.tmp.jpg

75

BLOQUE 3

Proceso Isotérmico

Es un proceso isotérmico, o isotermo en el que la temperatura permanece constante

durante la operación. La energía interna de un gas es función de la temperatura

exclusivamente (∆T=0).

Si sobre un gas idealizado se lleva a cabo un proceso isotérmico, entonces PV=nRT se

convierte en PV= constante. Entonces, el proceso sigue una curva constante como AB

en el diagrama PV, donde el punto A representa, un estado del sistema, es decir, su

presión P y su volumen V en un momento dado.

Una curva isoterma es una línea que sobre un diagrama representa los valores

sucesivos de las diversas variables de un sistema en un proceso isotermo. Las isotermas de un gas ideal en

un diagrama P-V, llamado diagrama de Clapeyron, son hipérbolas equiláteras, cuya ecuación es:

Ejemplo: la fusión del hielo. Mientras el hielo se está licuando su temperatura permanece

constante.

La compresión o expansión de un gas ideal en contacto permanente con un termostato es

un ejemplo de proceso isotermo, y puede llevarse a cabo colocando el gas en contacto

térmico con otro sistema de capacidad calorífica muy grande y a la misma temperatura que

el gas; este otro sistema se conoce como foco caliente. De esta manera, el calor se

transfiere muy lentamente, permitiendo que el gas se expanda realizando trabajo.

Como la energía interna de un gas ideal sólo depende de la temperatura y ésta permanece

constante en la expansión isoterma, el calor tomado del foco es igual al trabajo realizado

por el gas: Q = W.

Proceso isobárico

Un proceso isobárico es un proceso termodinámico que ocurre a presión constante. En él, el calor transferido a

presión constante está relacionado con el resto de variables mediante:

Q=U+P*V

Dónde: Q = Calor transferido; U = Energía Interna; P= Presión y V = Volumen.

En un diagrama P-V, un proceso isobárico aparece como una línea horizontal.

Un ejemplo de un proceso isobárico es la ebullición del agua en un

recipiente abierto. Como el contenedor está abierto, el proceso se efectúa

a presión atmosférica constante. En el punto de ebullición, la temperatura

del agua no aumenta con la adición de calor, en lugar de esto, hay un

cambio de fase de agua a vapor.

El calor producido o absorbido cuando un sistema termodinámico

experimenta un proceso isobárico es igual a la variación de entalpía del

proceso.

http://es.wikipedia.org/wiki/Diagrama

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Diagrama_P-V&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Diagrama_de_Clapeyron&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Gas_ideal

http://es.wikipedia.org/wiki/Termostato

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

76


oooo

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Cuadro comparativo. Puntaje:

Saberes


Clasifica y describe los

procesaos termodinámicos.

Compara los procesos

termodinámicos de acuerdo a la

relación de sus variables.

Emprende la actividad con

entusiasmo.

Autoevaluación


docente

Realiza un cuadro comparativo donde se relacionen los procesos termodinámicos antes

mencionados, indicando la variable que permanece constante, la gráfica representativa

del proceso y un ejemplo cotidiano del mismo.

Actividad: 3

77

BLOQUE 3

Cierre

Evaluación

Actividad: 4 Producto: Mapa conceptual. Puntaje:

Saberes


Ordena y relaciona los diferentes

conceptos termodinámicos.

Organiza o integra conceptos en

base a los conocimientos

adquiridos.

Se muestra responsable en el

trabajo de equipo.

Autoevaluación


docente

En binas, elabora un mapa conceptual con los siguientes conceptos, y discútelo frente

al grupo.

Conceptos:

Sistema termodinámico, sistema cerrado, sistema abierto, sistema aislado, energía, materia, proceso adiabático,

proceso isocórico, proceso isotérmico, proceso isobárico, Presión, volumen, calor igual a 0, variables extensivas,

variables intensivas, volumen constante, presión constante y temperatura constante

Actividad: 4

78



Aplica las leyes de la termodinámica a procesos

industriales, biológicos y ambientales.

Inicio

Evaluación


Saberes


Reconoce sus conocimientos

previos, sobre las leyes de la

termodinámica.

Aplica sus conocimientos

adquiridos en las asignaturas de

Física.

Asume la importancia de sus

conocimientos previos.

Autoevaluación


docente

En equipo resuelve los siguientes cuestionamientos.

1. ¿Cuál es la diferencia entre entropía y entalpía?

2. Enuncia la primera ley de la termodinámica.

3. ¿Cuál es la diferencia entre calor y temperatura?

4. ¿Cuáles son las condiciones estándar de presión y temperatura?

5. ¿Cómo se puede medir el calor?

Actividad: 1

79

BLOQUE 3

Desarrollo

Primera ley de la termodinámica.

Tratándose de formas de energía, es bueno recordar que existe una ley universal, llamada: Ley de la conservción de la

energía, la cual desde el punto de vista de la termodinámica se ha llamado:

Primera ley de la termodinámica. Establece que: “la energía no puede crearse ni destruirse, sólo puede transformarse

de una forma a otra”.

Ejemplo: una planta generadora de electricidad a base de carbón, al producirse la

combustión, la totalidad de la energía química del carbón se convierte en otras formas

de energía: energía eléctrica en el nivel de producción deseado que se envía por la red

de suministro, energía calorífica como calor residual que se elimina mediante

refrigeración por agua o calor que se libera en la atmósfera y energía química en los

residuos, como la ceniza, la energía eléctrica enviada se transforma, a su vez, en trabajo

o calor en hogares y fábricas, como se puede ver la energía del carbón de conserva,

este ejemplo nos permite determinar que la energía puede transformarse de una forma a

otra y transferirse entre sitemas.

Para sistemas cerrado la energía se puede transferir entre un sistema y su entorno en

forma de trabajo y calor, En general la energía se puede convertir de una forma a otra, y

se puede tranferir de una parte del universo a otra.

El trabajo es una forma de transferir energía. Según esto, el término trabajo no se refiere a lo que está haciendo

transferido entre sistemas o a lo que es almacenado dentro de los sistemas. La energía se transfiere y almacena

cuando se realiza trabajo.

Energía interna.

Utilizando la primera ley de la termodinámica se analizan los cambios de energía de los sistemas químicos. Para ello,

debemos considerar todas las fuentes de energía cinética y potencial del sistema. La energía interna de un sistema es

la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de todas sus partes componentes. Para la siguiente reacción:

80


La energía interna incluye no sólo los movimientos e interacciones de las moléculas de H2 y O

2 en el espacio, sus

rotaciones y vibraciones internas, sino también las energías del núcleo de cada átomo y electrones que las

constituyen.

Representamos la energía interna con el símbolo U, en general, no

conocemos el valor numérico real de U, lo que sí podemos llegar a conocer

es ∆U (léase “delta U), el cambio de U que acompañan a un cambio en el

sistema.

Imaginemos que en un principio tenemos un sistema con una energía interna

inicial Uinicial

. Luego, el sitema sufre un cambio, en el cual podría efectuarse

trabajo o transferirse calor. Después del cambio la energía interna, ∆U, será

la diferencia entre Ufinal

y Uinicial

:

Si ∆U es positivo cuando Ufinal

> Uinicial

, indica que el sistema ganó energía de su entorno.

Si ∆U es negativo cuando Ufinal

< Uinicial

indica que el sistema perdió energía a su entorno.

En una reacción química, el estado inicial del sistema se refiere a los reactivos y el estado final se refiere a los

productos. Cuando el hidrógeno y el oxígeno forman agua, el sistema pierde energía al entorno en forma de calor; por

lo tanto, el contenido de energía de los productos es menor que el de los reactivos, y ∆U para el proceso es negativo.

El sistema pierde energía (∆U<0) cuando H2 y O

2 se convierten en H

2O.

El sistema gana energía (∆U >0) cuando H2O se descompone en H

2 y O

2.

Cualquier sistema puede intercambiar energía con su entorno como calor o como trabajo.

Podemos utilizar estas ideas para escribir una expresión algebraica muy útil de la primera ley de

la termodinámica. Cuando un sistema sufre cualquier cambio químico o físico, el cambio que

acompaña en su energía interna, ∆U, está dado por el calor agregado al sistema o que se

desprende de él, Q, más el trabajo realizado sobre el sistema o por él, W:

Cuando se añade calor a un sistema o se efectúa trabajo sobre él, aumenta su energía interna. Por tanto, cuando se

transfiere calor del entorno al sistema, Q tiene un valor positivo, de forma análoga, cuando el entorno efectúa trabajo

sobre el sistema, W tiene un valor positivo.

Por otro lado, tanto el calor perdido por el sistema al entorno, como el trabajo efectuado por el sistema sobre su

entorno tienen valores negativos, es decir, reducen la energía interna del sistema.

81

BLOQUE 3

En base a esto tenemos que:

Q > 0: se transfiere calor del entorno al sistema (aumenta U).

Q < 0: se transfiere calor del sistema al entorno (reduce U).

W > 0: el entorno efectúa trabajo sobre el sistema (aumenta U).

W < 0: el sistema efectúa trabajo sobre el entorno (reduce U).

Ejemplo:

Calcular el cambio de energía interna del sistema en un proceso en el que éste absorbe 170 Joules (J) de calor del

entorno y realiza 82 J de trabajo sobre el entorno.

Como el sistema es el que absorbe el calor del entorno entonces éste será positivo +170 J, mientras que en relación

al trabajo el signo será negativo porque el sistema lo efectúa, entonces será –82J.

Aplicando la fórmula de energía interna tendremos:

∆U = +170 J + (– 82 J) = 88 J

∆U = 88 J

Reacciones exotérmica y endotérmica.

Reacciones endotérmicas. Son aquellas reacciones químicas que al efectuarse absorben

calor. (Endo-es un prefijo que significa adentro).

Ejemplo de un proceso endotérmico es: la fusión del hielo, fluye calor hacia adentro del

sistema desde su entorno. Si nosotros, como parte del entorno, tocamos el recipiente

donde se está derritiendo el hielo, sentimos que está frío porque hay transferencia de calor

de nuestra mano al recipiente.

Reacciones exotérmicas. Son aquellas reacciónes químicas que desprenden calor al

momento de efectuarse. (Exo-es un prefijo que significa afuera).

Ejemplo de un proceso exotérmico, sería la combustión de la gasolina, fluye calor hacia

afuera del sistema, hacia el entorno.

82


Evaluación


Saberes


Interpreta si el sistema gana o

pierde energía.

Calcula el cambio de energía

interna de un sistema.

Es cuidadoso en la resolución de

problemas.

Autoevaluación


docente

Resuelve en equipo los siguientes cálculos sobre energía interna.

1. Calcula la ∆U de un sistema y determina si el proceso es exotérmico o endotérmico si se

liberan 3500 J y se realizan 450 J de trabajo sobre el entorno.

2. Se suministran 6000 calorías a un sistema y en seguida se comprime, realizándose para ello un trabajo de

15000 J. Calcula la energía interna del sistema y señala si es un proceso exotérmico o endotérmico.

3. Un sistema termodinámico cede una cantidad de calor de 3000 J, realizándose un trabajo contra el sistema

de 5000 J. ¿Cuál será l variación de la energía interna del sistema?

4. Calcula la variación de la energía interna en un sistema si pierde 120 cal y al mismo tiempo realiza un trabajo

sobre él de 70 J.

5. Un motor de automóvil realiza 520 KJ de trabajo y pierde 220 KJ de energía como calor ¿Cuál es el cambio

en la energía interna del motor? Considere el motor, el combustible y la emanación de gases como un

sistema cerrado.

6. Cuando se suministra una cantidad de calor de 4600 J a un sistema termodinámico, su energía interna se

incrementa en 1700 J. Determina si el sistema realiza un trabajo o no, calcula el valor del trabajo realizado

por o sobre el sistema.

Actividad: 2

83

BLOQUE 3

Entalpía.

La entalpía proviene del griego enthalpein, que significa “calentar”. Representa el flujo de calor en los cambios

químicos que se efectúan a presión constante cuando no se efectúa más trabajo que el trabajo presión-volumen.

La entalpía, H, es igual a la energía interna (U), más el producto de la presión (P) y el volumen (V) del sistema:

La entalpía es una función de estado porque la energía interna, la presión y el volumen son funciones de estado.

Supongamos que se efectúa un cambio a presión constante.

Entonces:

El cambio de entalpía, está dado por el cambio de energía interna más el producto de la presión constante y el

cambio de volumen. El trabajo de expansión de un gas está dado por W = -P∆V, entonces se sustituye –W por P∆V

en la ecuación anterior, y ∆U por Q + W y obtenemos para ∆H lo siguiente:

∆H = ∆U + P ∆V

∆H = Q + W – W= Q

Así pues, el cambio de entalpía es igual al calor ganado o perdido a presión constante.

Entonces:

Si ∆H es positivo (+), el sistema habrá ganado calor del entorno. (Proceso endotérmico).

Sí ∆H es negativo ( - ), el sistema habrá liberado calor al entorno. (Proceso exotérmico).

Entalpía de reacción.

Dado que H es una función de estado, ∆H depende sólo de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se

efectúa el cambio, el cambio de entalpía para una reacción química está dado por la entalpía de los productos menos

la de los reactivos:

El cambio de entalpía que acompaña a una reacción se denomina entalpía de reacción o simplemente calor de

reacción (∆Hr), donde (r) es una abreviatura usada comúnmente para reacción.

El valor de ∆Hr se puede determinar experimentalmente midiendo el flujo de calor que acompaña a una reacción a

presión constante.

84


Al fluir calor hacia dentro o hacia afuera de un sistema, cambia la temperatura de la

sustancia, por lo que se puede determinar el flujo de calor asociado a la reacción

química midiendo el cambio de temperatura que se produce, el medir el flujo de

calor se llama calorimetría, y el aparato para medir el flujo de calor se conoce como

calorímetro.

Los objetos pueden emitir o absorber calor, ejemplo: el carbón al rojo vivo emite

calor en forma de energía radiante, una compresa de hielo absorbe calor cuando

se coloca e tobillo inflamado.

La emisión o absorción de calor hace que los objetos cambien de temperatura y

éste está determinado por su capacidad calorífica la cual para un objeto, es la

cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura un grado Kelvin (°K) o un

grado centígrado (°C).

Cuanto mayor es la capacidad calorífica de un cuerpo, más calor se necesita para

producir la elevación de temperatura dada.

El intercambio de energía o flujo de calor se puede calcular con la siguiente fórmula:

Donde, Q = a la cantidad específica de calor; m= es una masa conocida en gramos;

C= calor específico (en tablas) y ∆T= cambio de temperatura.

Ejemplo: 100 mililitros de H2O incrementan su temperatura de 15°C a 85 °C. Encuentre la cantidad de calor que se

aplica (CH2O

= 1 cal/gr·°C).

Considerando que un mililitro equivale a un gramo de agua, tenemos los siguientes datos:

85

BLOQUE 3

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Experimento. Puntaje:

Saberes


Identifica el flujo de calor en

diferentes sustancias.

Realiza actividad experimental, en

base al conocimiento de

calorimetría.

Es cuidadoso en el desarrollo

experimental.

Autoevaluación


docente

En equipo construye un calorímetro, y diseña un procedimiento experimental, aplicando

el método científico, donde se utilice el calorímetro para medir algunos intercambios de

energía sencillos.

Entrega reporte por escrito a tu profesor.

Actividad: 3

86


Entalpía de formación.

Se pueden calcular los cambios de entalpía de una gran cantidad de reacciones a partir de los valores de ∆H

tabulados. Al cambio de entalpía asociado a la formación de un compuesto a partir de los elementos que lo

constituyen se conoce como entalpía de formación o calor de formación y se designa como ∆Hf, donde el subíndice

(f) indica que la sustancia se formó a partir de sus elementos.

La magnitud de cualquier cambio de entalpía depende de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas,

líquido, o sólido) de los reactivos y productos.

En el estado estándar es en el que se tabulan la mayor parte de las entalpías. El estado estándar de una sustancia es

su forma pura a presión atmosférica (1atm) y a una temperatura de 298 °K (25°C).

La entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos

están en su estado estándar ∆H°, donde el superíndice (°) indica condiciones de estado estándar.

La entalpía estándar de formación de un compuesto (∆H°f), es el cambio de

entalpía de la reacción que forma 1 mol del compuesto a partir de sus

elementos, con todas las sustancias en su estado estándar, las entalpias de

formación se expresan en unidades de KJ/ mol de sustancia, si su signo es

negativo representa una reacción exotérmica y significa que el compuesto

formado tiene menos entalpía que los elementos que lo formaron, mientras

más negativa, o sea, menor sea su entalpía de formación, el compuesto es

termodinámicamente más estable.

En este sentido los compuestos con entalpías de formación positivas, son resultado de reacciones endotérmicas y

son termodinámicamente inestables, por ejemplo está el caso del fulminato de mercurio, Hg(OCN)2 con ∆H

f =

+268KJ por lo que cuando se descompone 1 mol, libera su energía a manera explosivo y por ello se le usa para

hacer cápsulas detonadoras.

Para medir los cambios de entalpía de una reacción empleamos la siguiente ecuación:

El símbolo significa “la suma de”, n y m son los coeficientes estequiométricos de la reacción.

Ejemplo: Obtener la entalpía estándar de reacción para la combustión del benceno.

87

BLOQUE 3

Consultar las entalpias de formación estándar para cada sustancia en la tabla de ∆H°f :

∆H°f C

6H

6 (l)= +48.98 KJ/mol; ∆H°

f O

2(g)= 0 KJ/mol; ∆H°

f CO

2 (g))= - 393.51 KJ/mol; ∆H°

f H

2O

(l)= - 285.83 KJ/mol

Sustituyendo en la fórmula:

∆H°r = [12 CO

2 (g) + 6 H

2O

(l) ] - [2 C

6H

6 (l) + 15 O

2 (g) ]

∆H°r = [12 (- 393.51 KJ/mol) + 6 (- 285.83 KJ/mol) ] - [ 2 (+48.98 KJ/mol) + 15 (0 KJ/mol) ]

Resultado: ∆H°r = -6535 KJ/mol

Como el cambio de entalpía es negativo, tenemos una reacción que libera energía, reacción exotérmica.

88


Evaluación


problemas. Puntaje:

Saberes


Defina entalpia de reacción.

Determina el cambio de

entalpia de una reacción e

indica si es exotérmica o

endotérmica.

Es cuidadoso en la resolución de

problemas.

Autoevaluación


docente

En equipo de cuatro integrantes y considerando los datos consultados en la tabla de

entalpías de formación, realiza los cálculos correspondientes.

1. Los aminoácidos son los ladrillos de las moléculas de proteínas, que son moléculas similares a cadenas

largas. En el interior del organismo se oxidan a urea, dióxido de carbono y agua líquida. Esta reacción, ¿es

una fuente de calor para el cuerpo? Determina la entalpía de reacción estándar para la oxidación del

aminoácido más simple, la glicina (NH2CH

2COOH), un sólido, a urea sólida (H

2NCONH

2), gas dióxido de

carbono y agua líquida. Informe el cambio de entalpía como entalpía por mol de moléculas de glicina.

2. Utiliza la información de la tabla de entalpias, para calcular la entalpía de formación del propano, un gas

utilizado con frecuencia para las estufas de campamento y las barbacoas al aire libre.

3. En la producción de gas de agua (mezcla de CO y H2 ), se pasa vapor de agua a través de coque a

elevadas temperatura, es un combustible industrial económico, produciéndose la siguiente reacción:

a) ¿Cuál es la entalpía estándar de esta reacción? Indicar si la reacción es exotérmica o endotérmica.

Datos termodinámicos a 298 °K: ∆H°f C

(s)= 0 KJ/mol; ∆H°

f H

2O

(g)= 241.6 Kj/mol; ∆H°

f CO

2 = 393.7 KJ/mol;

∆H°f CO = 110.5 KJ/mol; ∆H°

f H

2O = 258.8 KJ/mol; ∆H°

f H

2 = 0 KJ/mol;

Actividad: 4

89

BLOQUE 3

Ley de Hess.

El cambio de entalpía, asociado a cualquier proceso químico depende sólo de la cantidad de materia que sufre el

cambio y de la naturaleza del estado inicial de los reactivos y el estado final de los productos. Esto implica que, si

cierta reacción se puede efectuar en un paso o en una serie de pasos, la suma de los cambios de entalpía asociados

a los pasos individuales debe ser igual al cambio de entalpía asociado al proceso de un solo paso.

Ejemplo: la combustión de metano gaseoso (CH4), para formar dióxido de carbono (CO

2) y agua líquida (H

2O),

proceso que se dá en dos pasos.

La ecuación neta es:

Ley de Hess.

La ley de Hess propuesta por Germain Hess, químico suizo, establece que: “si una reacción se realiza en una serie de

etapas, el ∆H para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de las reacciones individuales”.

Por la ley de Hess, podemos escribir el cambio de entalpía estándar para la reacción

global, como la suma de los cambios de entalpía para los procesos de las ecuaciones.

Siendo la entalpía una función de estado, depende sólo de las sustancias iniciales y

finales, mas no de los pasos intermedios o el camino de las reacciones. Esto es

importante pues se pueden calcular entalpías de reacciones que no pueden medirse de

manera directa.

El diagrama muestra que la obtención de productos de una reacción química puede llevar cuatro caminos diferentes

en los que se presentan distintos niveles de energía representados por sus entalpías (Ley de Hess).

90


Ejemplo 1. Aplicando la Ley de Hess, obtener la entalpía de la siguiente ecuación química:

A partir de las siguientes entalpías de reacción:

Procedimiento:

1. La ecuación (1) contiene HF del lado de los productos, al igual que la ecuación original, por lo que no se tiene que

invertir la ecuación, pero si HF estuviera en los reactivos, en la ecuación (1) la ecuación se tendría que invertir. La

diferencia está en el número de moles de H, por lo que se debe multiplicar ésta ecuación por dos para igualar

este número en relación con la ecuación original.

2. En la ecuación (2) el CF4 se encuentra del lado de los productos al igual que en la original, por lo tanto no es

necesario invertirla, sólo se debe multiplicar por 2 para igualar el número de moles con la ecuación original.

3. La ecuación (3) tendríamos que invertirla, para que el C2 H

4 quede como reactivo, como la ecuación original.

Es importante aclarar que al multiplicar una ecuación también se afecta el valor de ∆H y cuando se invierte la

ecuación, también se invierte el signo del valor de ∆H.

Entonces tendremos:

Ejemplo 2. Utiliza las siguientes entalpías de reacción para calcular la entalpía de formación del monóxido de

nitrógeno (NO):

Ecuación original:

91

BLOQUE 3

Procedimiento:

1. La ecuación (1) contiene el NO del lado de los productos, al igual que la ecuación original, con la diferencia de

dos moles, por eso debemos dividir la ecuación (1) entre dos, incluyendo el valor de ∆H.

2. La ecuación (2) se invierte, para que el N2

quede como reactivo, igual que la ecuación original, además es

necesario que se divida entre dos, para igualar el número de moles.

Evaluación

Actividad: 5 Producto: Cálculos. Puntaje:

Saberes


Comprende la ley de Hess. Resuelve ejercicios aplicando la ley

de Hess. Valora el trabajo en equipo.

Autoevaluación


docente

En equipo, resuelve los siguientes ejercicios.

1. Una reacción importante que tiene lugar en la atmósfera es:

Que se realiza por acción de la luz solar. ¿Cuánta energía debe proporcionar el sol para que se produzca?

Calcule la entalpía estándar de reacción a partir de la siguiente información:

2. La gasolina, que contiene octano, puede quemarse a monóxido de carbono si se restringe al aporte de aire.

Determine la entalpía de reacción estándar para la combustión incompleta de octano líquido en el aire al gas

monóxido de carbono y agua líquida:

A partir de las entalpías de reacción estándar para las combustiones de octano y monóxido de carbono:

Actividad: 5

92


Segunda ley de la termodinámica.

La primera ley nos dice que la energía se conserva. Sin embargo, podemos imaginar muchos procesos en que se

conserva la energía, pero que realmente no ocurren en la naturaleza. En ésta hay procesos que suceden, pero cuyos

procesos inversos no. Para explicar esta falta de reversibilidad se formuló la segunda ley de la termodinámica, que

tiene dos enunciados equivalentes:

Enunciado de Kelvin - Planck: Es imposible construir una máquina térmica que, operando en un ciclo, no produzca

otro efecto que la absorción de energía desde un depósito y la realización de una cantidad igual de trabajo.

Enunciado de Clausius: No es posible para una máquina cíclica llevar continuamente calor de un cuerpo a otro que

esté a temperatura más alta, sin que al mismo tiempo se produzca otro efecto (de compensación).

La segunda ley nos dice que muchos procesos son irreversibles. Por ejemplo:

algunas reacciones químicas sólo se realizan de forma directa, y no a la inversa,

como el gas butano que forma dióxido de carbono y agua, pero estos no pueden

volver a reaccionar para formar de nuevo gas butano, también cuando agregamos

una gota de tinta al agua, ésta no puede ser recuperada de la misma forma como

se agregó.

Muchos fenómenos cotidianos ocurren de forma natural, realizando un cambio

espontáneo, que tiende a ocurrir sin necesidad de ser impulsado por una

influencia externa. Nosotros podemos observar que al poner dos cuerpos en

contacto, de diferente temperatura, el más caliente transfiere su calor al más frio

hasta llegar a un equilibrio térmico y nunca sucede que el cuerpo frío transfiera

calor al más caliente. Por lo que podemos deducir que los procesos espontáneos

son irreversibles por naturaleza.

Entropía.

El carácter de irreversibilidad se define con una magnitud llamada entropía S, cuyo principio es que la energía y la

materia tienden a estar más en desorden, de ahí que sea una magnitud cuantitativa del desorden de un sistema. Este

desorden se ve manifestado a nivel molecular de la materia, donde a mayor desorden molecular se obtienen

mayores entropías y ésta es la razón por la que se observa una expansión espontánea de un gas y no una

comprensión espontánea. Por ejemplo: cuando se abre una llave de gas, éste ocupa los dos recipientes y no existe

la probabilidad de que regrese espontáneamente al recipiente inicial.

En el estado gaseoso se puede observar una entropía más elevada, porque se presenta un desorden mayor entre las

moléculas del mismo, ya que éstas se encuentran más dispersas distribuidas al azar, en el estado líquido se tiene

una entropía intermedia; mientras que en el estado sólido la entropía será menor porque sus moléculas guardan un

orden reticular.

93

BLOQUE 3

Como podemos observar: los gases presentan una mayor entropía que los líquidos, y estos, mayores que los gases;

una conclusión importante es que la entropía puede aumentar de dos maneras: al calentar un sistema y al aumentar

los espacios donde se pueden mover o difundir las moléculas.

La entropía es una magnitud extensiva, ya que depende de la cantidad de masa, y es una función de estado, ya que

depende de los estados: inicial y final del sistema, y no de su trayectoria seguida en el proceso.

Entropía estándar (S°)

Es la entropía que presenta una sustancia a condición estándar (1 atm de presión y 25°C o 298 °K de temperatura),

sus unidades son Joule por Kelvin (J/K), por un mol de sustancia.

Ya que el universo está constituido por el sistema y sus alrededores, tenemos que:

∆S (univ.)

> 0 proceso espontáneo

∆S (univ)

= 0 proceso en equilibrio

∆S (univ)

< 0 proceso no espontáneo

En base a lo anterior, podemos establecer un nuevo enunciado para la segunda ley de la termodinámica: “La entropía

del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en procesos que se encuentran en

equilibrio”.

Ejemplo: al congelar agua en un sistema, su cambio de entalpía es de 6KJ, lo que quiere decir que 6KJ son

transferidos al entorno, provocando movimiento térmico; el signo cambia debido a que esa cantidad sale del sistema

y entra al entorno, siendo el desorden S (entropía) del entorno proporcional al calor transferido por el sistema a

presión y temperatura constante.

Si nos enfocamos en los cambios que se producen en una reacción química, tendremos que la entropía estándar de

reacción (∆S°reacción

) será:

Dónde: ΔS° reac

= Cambio de entropía de una reacción; = Sumatoria;

n = número de moles, representado por los coeficientes estequiométricos de la reacción.

Un aumento del número de moles de un gas da como resultado una entropía positiva (+ S).

Un consumo de moles de gas da como resultado una entropía negativa (- S).

94


Para conocer la entropía estándar de reacción, es necesario consultar la tabla de entropías estándar para varias

sustancias.

95

BLOQUE 3

96


Ejemplo1. Calcula la entropía estándar de reacción para la siguiente reacción química:

Al pasar de un líquido a gas aumenta el desorden, éste se comprueba aplicando la fórmula de entropía de reacción y

consultar la tabla de los valores de entropía.

S° (C2H

5OH

(l)) = 160.7 J/K

S° (C2H

5OH

(g)) = 282.7 J/K.

Sustituyendo en la fórmula, tenemos:

ΔS° reac

= [1 (C2H

5OH

(g))] - [1(C

2H

5OH

(l))]

ΔS° reac

= [1 (287.7 J/K)] - [1(160.7 J/K)]

ΔS° reac

= + 122 J/K

El resultado obtenido, nos indica que el sistema mantiene un desorden determinado, es un proceso espontáneo.

Ejemplo 2. Calcula el cambio de entropía estándar para la siguiente reacción:

Los valores de entropía (S), para las sustancias que intervienen en la reacción son:

S° (NO (g)

) = 210.8 J/K

S° (O2 (g)

) = 205.1 J/K

S° (NO2 (g)

) = 240 J/K

Sustituyendo en la fórmula, tenemos:

ΔS° reac

= [2 (NO2 (g)

)] - [2 (NO (g)

) + (O2 (g)

)]

ΔS° reac

= [2 (240 J/K)] - [2(210.8 J/K) + (205.1 J/K)]

ΔS° reac

= - 146.7 J/K

El resultado muestra una disminución en el desorden del sistema, lo que comprueba que una disminución en el

número de moles trae consigo una disminución en la entropía del sistema.

97

BLOQUE 3

Evaluación


Saberes


Reconoce el concepto de

entropía.

Aplica los conocimientos de

entropía estándar.

Muestra una actitud positiva

durante el trabajo en equipo.

Autoevaluación


docente

En equipo de 3 integrantes, y consultando la tabla de entropía, calcula los cambios de

entropía de las siguientes reacciones químicas a 25°C e interpreta el signo y la magnitud

de la entropía de reacción.

a) La síntesis de disulfuro de carbono a partir de gas natural (metano). En la naturaleza el bisulfuro de carbono,

se encuentran en pequeñas cantidades en los gases liberados a la superficie terrestre, como por ejemplo en

las erupciones volcánicas o en el pantano. Varias industrias lo usan como materia prima para fabricar por

ejemplo el rayón, el celofán y el tetracloruro de carbono.

b) La producción de acetileno a partir del carburo de calcio y del agua. Antiguamente, el acetileno se utilizaba

como fuente de iluminación; actualmente se utiliza en equipos de soldadura debido a las elevadas

temperaturas (hasta 3.000 ºC) que alcanzan las mezclas de acetileno y oxígeno en su combustión.

c) La síntesis industrial de urea, un fertilizante común, que proporciona un alto contenido de nitrógeno, el cuál

es esencial en el metabolismo de la planta ya que se relaciona directamente con la cantidad de tallos y

hojas, las cuales absorben la luz para la fotosíntesis. Además el nitrógeno está presente en las vitaminas y

proteínas, y se relaciona con el contenido proteico de los cereales.

Actividad: 6

98


Energía libre de Gibbs.

Para determinar la espontaneidad de una reacción química de manera directa, se emplea, la

energía libre de Gibbs (G), (en honor a J.Willard Gibbs), porque es un potencial

termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da

la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y

temperatura constantes).

La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace

que la entropía del universo aumente, ∆S (universo)

>0, así mismo ∆S (universo)

está en función de

∆S (sistema)

y de ∆S (alrededores)

. Por lo general sólo importa lo que ocurre en el sistema en

estudio y; por otro lado el cálculo de ∆S (alrededores)

puede ser complicado. Por esta razón fue

necesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs que determine el cambio que sufre la energía libre de

un sistema sin importar su trayectoria, de ahí sólo interesa conocer las condiciones iniciales y finales del sistema. Por

lo que el cambio de energía libre de Gibbs de un sistema quedaría representado por:

Al obtener los valores de ∆G, podemos definir qué:

Si ∆G < 0, la reacción es espontánea y se desarrolla hacia la derecha.

Si ∆G > 0, la reacción es no espontánea.

Si ∆G = 0, el sistema está en equilibrio y no presenta un cambio neto.

El valor de ∆G depende de la temperatura, ya que de manera

directa afecta el cambio de entropía T∆S, ya que un aumento en

la temperatura hará que la magnitud de la entropía aumente o

disminuya y, en consecuencia, determine la magnitud y signo

de ∆G.

La entalpía y entropía se manejan en condiciones estándar,

entonces la energía libre de Gibbs, se obtendrá también en

condición estándar, y su fórmula quedará:

Para determinar la ∆G° de una reacción, se consideran los

valores de entalpía y entropía que se encuentran en las tablas a

temperatura estándar.

Ejemplo. Calcula el cambio de la energía libre de Gibbs (∆G°), a temperatura estándar (25°C) y a 300°C de la siguiente

reacción:

Primero se calcula el cambio de entalpía estándar (∆H°) y el cambio de entropía estándar (∆S°) de la reacción

química, consultando los valores de las sustancias que intervienen en la reacción, en las tablas correspondientes.

H°f ( SO

3)= -395.77 KJ/mol

H°f ( SO

2)= -296.84 KJ/mol = [2(-395.77 KJ/mol)] - [2 (-296.84 KJ/mol) + (0)]

H°f ( O

2)= 0 = -197.86 KJ/mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_termodin%C3%A1mico

http://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_termodin%C3%A1mico

http://es.wikipedia.org/wiki/Funci%C3%B3n_de_estado

http://es.wikipedia.org/wiki/Magnitud_extensiva

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Segunda_ley_de_la_termodin%C3%A1mica

http://es.wikipedia.org/wiki/Entrop%C3%ADa_(termodin%C3%A1mica)

99

BLOQUE 3

S°(SO3)=256.77 J/K·mol ∆S°

r= [2( 256.77 J/K·mol)] - [2 (248.21 J/K·mol) + (205.07J/K·mol)]

S°(SO2)=248.21 J/K·mol ∆S°

r= -187.95 J/K

S°(O2)=205.07 J/K·mol

Una vez calculado los valores de entalpía (∆H°r) y los valores de entropía (∆S°

r), se calcula la energía libre de Gibbs

(∆G°), a una temperatura de 25°C, sustituyendo los valores en la fórmula, y se aplica un factor de conversión, para

pasar las unidades de ∆G° a KJ, igual que en su entalpía.

∆G° = ∆H° - T∆S°

∆G° = (-197.86 KJ/mol) – (298 °K)(-187.95 J/K)(1KJ/1000 J)

∆G° = -141.85 KJ

Con una temperatura de 300°C tendremos:

∆G° = ∆H° - T∆S°

∆G° = (-197.86 KJ/mol) – (573 °K)(-187.95 J/K)(1KJ/1000 J)

∆G° = - 90.16 KJ

De este resultado podemos deducir que al aumentar la temperatura disminuye la energía libre y se reduce la

espontaneidad de la reacción en mayor medida que si se lograra en condición estándar.

Energía libre estándar de formación

Se puede obtener la energía libre de formación de una reacción química a partir de los datos de energía libre de

formación (∆G°f) a condición estándar que son 25°C y una atmósfera de presión si se trata de gases. Para sólidos y

líquidos hablaremos de sustancias puras y para disoluciones en concentración de 1M. Los elementos en estado

estándar su energía libre de formación es cero (0).

Para determinar ∆G°r se utiliza la siguiente relación:

Donde n y m representan al número de moles equivalentes a los coeficientes estequiométricos de la ecuación. Para

los valores de ∆G°f de las diferentes sustancias se consultan en las tablas.

Ejemplo. Determina la energía libre estándar de formación para la siguiente reacción química:

Valores de ∆G° f de las sustancias participantes, consultados en tablas.

∆G° f (SO

3)=-371.04 KJ/mol

∆G° f (SO

2) = -300.13 KJ/mol

∆G° f (O

2)= 0

Sustituyendo en la fórmula tenemos:

∆G°r = [2 ( -371.04KJ/mol)][2 (-300.13 KJ/mol) + (0)]

∆G°r = -141.82 KJ/mol

100


El valor obtenido de ∆G°r, nos muestra que la reacción es espontánea y se realiza hacia la derecha.

En equipo, resuelve los siguientes problemas y comparen los resultados obtenidos.

1. Un combustible para cohetes sería inútil si su oxidación no fuese espontánea. Aunque los cohetes operan en

condiciones que están lejos de las estándar, una estimación inicial del potencial de un combustible para

cohetes podría evaluar si su oxidación a las temperaturas altas alcanzadas en el coherte es espontánea. Un

químico que explora los combustibles potenciales para el uso en el espacio consideró el empleo del cloruro

de aluminio vaporizado en una reacción para la que la ecuación abreviada es:

Utilizar los datos siguientes para decidir si merece la pena realizar una investigación extensa de este

combustible: ∆G°f (AlCl

3 (g))= 467 KJ/mol; ∆G°

f (Al

2O

3 (s))= 1034 KJ/mol; ∆G°

f (ClO

(g))= +75 KJ/mol; ∆G°

f

(O2(g)

)= 0 KJ/mol.

Actividad: 7

101

BLOQUE 3

Evaluación

Actividad: 7 Producto: Cálculos. Puntaje:

Saberes


Interpreta la energía libre de

Gibbs.

Calcula y analiza los datos

obtenidos.

Valora el compartir conocimiento

con sus compañeros de equipo.

Autoevaluación


docente

2. Calcula el incremento de energía libre estándar para las siguientes reacciones químicas:

a) La obtención del flúor, el cual se utiliza para la elaboración de teflón, para grabar vidrio y para añadirse a

los productos dentífricos para evitar las caries dental, si su reacción química es la siguiente:

b) La obtención de plomo a partir del óxido de plomo y zinc el cual es utilizado mayormente para la

fabricación de baterías para autos.

Datos:

Sustancia NaF(s)

NaCl(s)

PbO2 (s)

ZnO(s)

∆H°f (KJ/mol) 569 411 276 348

∆S°f (J/K· mol) 58.6 72.4 76.6 43.9


102


Cierre

En equipo de cuatro integrantes resuelve los siguientes problemas.

1. Calcula la variación de la energía interna de un sistema termodinámico que evoluciona desde

un estado A hasta un estado B absorbiendo 900 J de calor si se realiza sobre él un trabajo de

240 J.

2. Calcula la cantidad de calor se requiere par calendar 50 gr de cobre desde 20°C hasta 70°C. El calor

específico del cobre es 0.389 J/gr·°C.

3. Calcular la entalpía estándar de combustión del alcohol etílico (C2 H

6 OH) utilizando los valores de las

entalpías de formación de las especies involucradas. Analiza el signo del ∆H obtenido.

Valores de las entalpías de las sustancias reaccionantes:

∆H°f [C

2 H

6 OH

(l)]= -277.65 KJ/mol

∆H°f [O

2 (g)]= 0 KJ/mol

∆H°f [CO

2 (g)]= -393.7 KJ/mol

∆H°f [3 H

2O

(l)]= -285.85 KJ/mol

4. Considere la síntesis de propano, C3 H

8 un gas utilizado como combustible para campamentos:

Es difícil medir el cambio de entalpía de esta reacción, sin embargo, las entalpías de reacción estándar de la

combustión son fáciles de medir. Se dispone de los siguientes datos experimentales:

Actividad: 8

103

BLOQUE 3

Evaluación


problemas. Puntaje:

Saberes


Identifica los tipos de cálculos

para determinar, la energía

interna, energía libre, la entalpia,

la entropía y la ley de Hess.

Utiliza los diferentes cálculos para

determinar, la energía interna,

energía libre, la entalpia, la entropía

y la ley de Hess.

Resuelve con seguridad los

diferentes problemas que se le

presentan.

Autoevaluación


docente

5. Calcula la entropía de reacción estándar, la entalpía y la energía libre para cada una de la

producción de gas de síntesis, un combustible industrial de bajo grado:

6. La mayoría de los nutrientes alimenticios básicos provienen directamente o indirectamente de las plantas,

siendo éstas, por tanto, la fuente primaria de energía de todo el mundo animal. El ciclo alimenticio depende

de la asimilación por las plantas de dióxido de carbono, agua, minerales y energía solar, y de su posterior

transformación de compuestos orgánicos. La reacción responsable de la transformación de energía radiante

en energía química es la reacción de la fotosíntesis:

Calcula los valores de ∆H°r, ∆S°, ∆G°, a partir de los siguientes datos:

C6 H

12 O

6 (s) CO

2 (g) H

2O

(l) O

2 (g)

∆H°f (Kcal/mol) -304.60 -94.85 -68.32 0.0

S° (cal/mol) 50.70 51.06 16.72 49


104


Bibliografía

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