temas selectos de quimica
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Temas Selectos
de Química I
2
Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de junio de 2010.
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 1,614 ejemplares.
COLEGIO DE BACHILLERES
DEL ESTADO DE SONORA
Director General
Mtro. Jorge Luis Ibarra Mendívil
Director Académico
Profr. Julio Alfonso Martínez Romero
Director de Administración y Finanzas
C.P. Jesús Urbano Limón Tapia
Director de Planeación
Mtro. Pedro Hernández Peña
TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA I
Módulo de Aprendizaje.
Copyright ©, 2008 por Colegio de Bachilleres
del Estado de Sonora
Todos los derechos reservados.
Tercera edición 2010. Impreso en México.
DIRECCIÓN ACADÉMICA
Departamento de Desarrollo Curricular
Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur
Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280
Registro ISBN, en trámite.
COMISIÓN ELABORADORA:
Elaboración:
Rita Elma Romero Andrade
Juan Francisco Reprieto García
Revisión Disciplinaria:
Francisca Beatriz Badillo Araiza
Supervisión Académica:
Diana Irene Valenzuela López
Diseño de Portada:
María Jesús Jiménez Duarte
Edición:
Bernardino Huerta Valdez
Coordinación Técnica:
Claudia Yolanda Lugo Peñúñuri
Coordinación General:
Profr. Julio Alfonso Martínez Romero
3
COMPONENTE:
FORMACIÓN
PROPEDÉUTICO
CAMPO DE CONOCIMIENTO:
QUÍMICO-BIOLÓGICO
Esta asignatura se imparte en el V Semestre, tiene como antecedente
Química I y II, la asignatura consecuente es Temas Selectos de Química II y
se relaciona con todas las asignaturas del campo de las ciencias exactas.
HORAS SEMANALES: 3
CRÉDITOS: 6
DATOS DEL ALUMNO
Nombre: ______________________________________________________
Plantel: _________________________________________________________
Grupo: ____________ Turno: _____________ Teléfono:_______________
Domicilio: _____________________________________________________
______________________________________________________________
Ubicación Curricular
4
Que explica
de
Tales
como
Tales
como
Que utiliza
explica
Que explica
Relación
en
Mapa Conceptual de la Asignatura
COMPORTAMIENTO DE LA MATERIA
MODELO CINÉTICO
MOLECULAR
CINÉTICA QUÍMICA TERMODINÁMICA
PROPIEDADES TEORÍA DE LAS
COLISIONES
1ª LEY 2ª LEY
SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES
LEYES
FORMACIÓN
DE
CRISTALES
PRESIÓN
DE
VAPOR
CAPILARIDAD
TENSIÓN
SUPERFICIAL
DIFUSIÓN
DENSIDAD
EXPANSIÓN
COMPRESIBILIDAD
VELOCIDAD
DE
REACCIÓN
LEY DE
ACCIÓN DE
MASAS
PRINCIPIO DE
LE
CHATELIER
ENTALPIA ENERGÍA
INTERNA
ESPONTANEIDA
D DE LA
REACCIÓN
5
Recomendaciones para el alumno ...................................................................... 7
Presentación .........................................................................................................8
UNIDAD 1. MODELO CINÉTICO MOLECULAR .............................................. 11
1.1. Estados de agregación de la materia: sus fuerzas intermoleculares
y propiedades físicas intensivas. ..................................................................... 12
1.1.1. Fuerzas intermoleculares en la materia ............................................. 12
1.1.2. Propiedades físicas intensivas de la materia ..................................... 13
1.2. Características de los gases ............................................................................. 14
1.2.1. Difusión................................................................................................. 14
1.2.2. Compresión.......................................................................................... 15
1.2.3. Expansión ............................................................................................. 15
1.2.4. Densidad .............................................................................................. 16
1.3. Leyes de los gases ............................................................................................ 17
1.3.1 Ley de Boyle-Mariotte ............................................................................... 17
1.3.2. Ley de Charles ......................................................................................... 19
1.3.3. Ley de Gay-Lussac .................................................................................. 21
1.3.4. Ley combinada de gases ........................................................................ 23
1.3.5. Ley de Dalton o de Presiones Parciales ................................................. 23
1.3.6. Ecuación del gas ideal............................................................................. 25
1.4. Características del estado líquido de la materia ............................................... 25
1.4.1. Presión de vapor .................................................................................. 26
1.4.2. Punto de ebullición .............................................................................. 26
1.4.3. Punto de congelación .......................................................................... 27
1.4.4. Tensión superficial ............................................................................... 27
1.4.5. Densidad .............................................................................................. 28
1.5. Características generales del estado sólido de la materia .............................. 29
1.5.1. Sustancias amorfas ................................................................................. 29
1.5.2. Sustancias cristalinas .............................................................................. 30
1.6. El modelo cinético molecular. Postulados del modelo ................................... 30
1.6.1. Teoría cinético molecular: el modelo ...................................................... 30
1.6.2. Teoría cinético molecular en los gases .................................................. 31
1.6.3. El comportamiento de los estados de la materia a partir
del Modelo Cinético Molecular .......................................................................... 31
Sección de tareas ................................................................................................33
Autoevaluación .....................................................................................................59
Ejercicio de reforzamiento ....................................................................................63
UNIDAD 2. CINÉTICA QUÍMICA ..................................................................... 67
2.1. Velocidad de Reacción ...................................................................................... 68
2.1.1 Teoría de las colisiones ............................................................................ 70
2.1.2. Factores que afectan la velocidad de reacción ...................................... 73
2.2. Equilibrio químico ............................................................................................... 78
2.2.1. Reversibilidad de las reacciones químicas ............................................. 78
2.2.2. Ley de acción de masas ......................................................................... 80
2.3. Principio de Le-Châteliere .................................................................................. 83
2.3.1. Cambios de concentración ..................................................................... 86
2.3.2. Cambios de temperatura ......................................................................... 87
2.3.3. Cambios de presión ................................................................................ 89
2.3.4. Efecto de la presencia de un catalizador ...........................................89
Sección de tareas ................................................................................................91
Autoevaluación .....................................................................................................97
Ejercicio de reforzamiento ....................................................................................99
Índice
6
UNIDAD 3. CONCEPTOS DE TERMODINÁMICA............................................ 103
3.1. Sistemas termodinámicos ................................................................................ 104
3.1.1. Sistemas .................................................................................................. 104
3.1.2. Estado del sistema ................................................................................. 105
3.1.3. Funciones de estado .............................................................................. 105
3.1.4. Proceso ................................................................................................... 107
3.2. Primera Ley de la Termodinámica .................................................................... 110
3.2.1. Energía interna ........................................................................................ 110
3.2.2. Entalpía .................................................................................................... 110
3.2.3. Entalpías de formación ........................................................................... 112
3.2.4. Entalpías de reacción ............................................................................. 114
3.3. Ley de Hess ...................................................................................................... 116
3.4. Segunda Ley de la Termodinámica ................................................................. 118
3.4.1. Entropía ................................................................................................... 118 107
3.4.2. Energía libre de Gibbs .......................................................................... 119
3.4.3. Espontaneidad de un proceso ............................................................... 120
Sección de tareas ............................................................................................... 123
Autoevaluación .................................................................................................... 143
Claves de respuestas .......................................................................................... 145
Glosario ............................................................................................................... 146
Bibliografía General ............................................................................................. 147
Índice (cont’)
7
El presente Módulo de Aprendizaje constituye un importante apoyo para ti, en él
se manejan los contenidos mínimos de la asignatura Temas Selectos de Química
I.
No debes perder de vista que el Modelo Académico del Colegio de Bachilleres del
Estado de Sonora propone un aprendizaje activo, mediante la investigación, el
análisis y la discusión, así como el aprovechamiento de materiales de lectura
complementarios; de ahí la importancia de atender las siguientes
recomendaciones:
Maneja el Módulo de Aprendizaje como texto orientador de los contenidos
temáticos a revisar en clase.
Utiliza el Módulo de Aprendizaje como lectura previa a cada sesión de clase.
Al término de cada unidad, resuelve la autoevaluación, consulta la escala de
medición del aprendizaje y realiza las actividades que en ésta se indican.
Realiza los ejercicios de reforzamiento del aprendizaje para estimular y/o
reafirmar los conocimientos sobre los temas ahí tratados.
Utiliza la bibliografía recomendada para apoyar los temas desarrollados en
cada unidad.
Para comprender algunos términos o conceptos nuevos, consulta el glosario
que aparece al final del módulo.
Para el Colegio de Bachilleres es importante tu opinión sobre los módulos de
aprendizaje. Si quieres hacer llegar tus comentarios, utiliza el portal del
colegio: www.cobachsonora.edu.mx
Recomendaciones para el alumno
8
El módulo de aprendizaje de Temas Selectos de Química I ha sido elaborado con el
propósito de que los alumnos y maestros tengan un apoyo didáctico que les permita
desarrollar habilidades académicas tales como lecto-escritura, reflexionar y resolver
problemas como un medio para reforzar el proceso enseñanza-aprendizaje, basado
en el constructivismo del conocimiento; además de que le capaciten para cursar los
estudios de licenciatura en las escuelas de nivel superior para las cuales esta
materia es propedéutica, a diferencia de los cursos de Química I y II, donde el
objetivo es proporcionar una cultura científica general.
Se recomienda que algunos ejercicios sean resueltos en equipo para propiciar el
desarrollo de la solidaridad, para el trabajo en equipo y la tolerancia para
escuchar y respetar la opinión de los demás.
Se sugiere a los docentes, que bien el contenido y los ejercicios pueden ser
aumentados para un aseguramiento de las habilidades académicas que se
sugieren en cada Unidad.
Presentación
9
RIEMS
Introducción
El Colegio de Bachilleres del Estado de Sonora, en atención a los programas de
estudio emitidos por la Dirección General de Bachillerato (DGB), ha venido
realizando la elaboración del material didáctico de apoyo para nuestros
estudiantes, con el fin de establecer en ellos los contenidos académicos a
desarrollar día a día en aula, así como el enfoque educativo de nuestra Institución.
Es por ello, que actualmente, se cuenta con los módulos y guías de aprendizaje
para todos los semestres, basados en los contenidos establecidos en la Reforma
Curricular 2005. Sin embargo, de acuerdo a la reciente Reforma Integral de
Educación Media Superior, la cual establece un enfoque educativo basado en
competencias, es necesario conocer los fines de esta reforma, la cual se dirige a
la totalidad del sistema educativo, pero orienta sus esfuerzos a los perfiles del
alumno y profesor, siendo entonces el camino a seguir el desarrollo de las
competencias listadas a continuación y aunque éstas deberán promoverse en
todos los semestres, de manera más precisa entrará a partir de Agosto 2009, en
el primer semestre.
Competencias Genéricas
CATEGORIAS COMPETENCIAS GENÉRICAS
I. Se autodetermina
y cuida de sí.
1. Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y retos
teniendo en cuenta los objetivos que persigue.
2. Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación
de sus expresiones en distintos géneros.
3. Elige y practica estilos de vida saludables.
II. Se expresa y
comunica
4. Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos
contextos mediante la utilización de medios, códigos y
herramientas apropiados.
III. Piensa crítica y
reflexivamente
5. Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a
partir de métodos establecidos.
6. Sustenta una postura personal sobre temas de interés y
relevancia general, considerando otros puntos de vista de manera
crítica y reflexiva.
IV. Aprende de
forma autónoma
7. Aprende por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida.
V. Trabaja en forma
colaborativa
8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos.
VI. Participa con
responsabilidad en
la sociedad
9. Participa con una conciencia cívica y ética en la vida de su
comunidad, región, México y el mundo.
10. Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la
diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales.
11. Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica, con
acciones responsables.
10
Competencias Disciplinarias Básicas
Ciencias experimentales
1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en
contextos históricos y sociales específicos.
2. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida
cotidiana, asumiendo consideraciones éticas.
3. Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis
necesarias para responderlas.
4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter
científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.
5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis
previas y comunica sus conclusiones.
6. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenómenos naturales
a partir de evidencias científicas.
7. Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de
problemas cotidianos.
8. Explica el funcionamiento de maquinas de uso común a partir de nociones científicas.
9. Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer necesidades o
demostrar principios científicos.
10. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos
observables a simple vista o mediante instrumentos o modelos científicos.
11. Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las
acciones humanas de riesgo e impacto ambiental.
12. Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus
procesos vitales y el entorno al que pertenece.
13. Relaciona los niveles de organización química, biológica, física y ecológica de los
sistemas vivos.
14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la
realización de actividades de su vida cotidiana.
Competencias docentes:
1. Organiza su formación continua a lo largo de su trayectoria profesional.
2. Domina y estructura los saberes para facilitar experiencias de aprendizaje
significativo.
3. Planifica los procesos de enseñanza y de aprendizaje atendiendo al enfoque
por competencias, y los ubica en contextos disciplinares, curriculares y
sociales amplios.
4. Lleva a la práctica procesos de enseñanza y de aprendizaje de manera
efectiva, creativa e innovadora a su contexto institucional.
5. Evalúa los procesos de enseñanza y de aprendizaje con un enfoque
formativo.
6. Construye ambientes para el aprendizaje autónomo y colaborativo.
7. Contribuye a la generación de un ambiente que facilite el desarrollo sano e
integral de los estudiantes.
8. Participa en los proyectos de mejora continua de su escuela y apoya la
gestión institucional.
UUnniiddaadd 22
CCiinnééttiiccaa
QQuuíímmiiccaa
Objetivos:
El alumno:
Explicará la cinética química, a
partir de la observación y análisis
de la velocidad de reacción de los
procesos químicos en función de
diferentes factores, infiriendo el
significado de la constante de
equilibrio en los cambios
químicos e identificando la
dirección de una reacción
química, mediante la aplicación
experimental o conceptual de la
teoría de colisiones; colaborando
con una actitud crítica y
responsable.
Temario:
Velocidad de Reacción.
Equilibrio químico.
Principio de Le-Chateliere.
Lo que caracteriza al hombre de ciencia
no es la posesión del conocimiento o de
verdades irrefutables, sino la investigación
desinteresada e incesante de la verdad.
Karl Popper
Temas Selectos de Química I
68
Evaluación Diagnóstica de Conocimientos Previos:
Ejemplo: Antes de iniciar esta Unidad, elabora un mapa conceptual utilizando los
conceptos que aparecen en la siguiente lista y muéstrala a tu profesor cuando te
lo solicite. Reacción química.
Reactivos.
Coeficientes.
Balanceo de ecuaciones.
Productos.
Subíndices.
VVEELLOOCCIIDDAADD DDEE RREEAACCCCIIÓÓNN
El concepto de velocidad es algo que la mayoría de nosotros tenemos claro:
Medimos la velocidad con la que se desplazan los automóviles, la que adquiere
una pelota de béisbol al ser lanzada por un pitcher, la que alcanza un corredor de
100 metros planos, etcétera.
La velocidad y las condiciones que puedan influir para alcanzarla, son aspectos
importantes en la vida de muchos deportistas, a mayor velocidad, mayor
posibilidad de ganar; por lo tanto, mayores recursos económicos. Las unidades
que usualmente empleamos para medir velocidad son kilómetros por hora
(Km./hr) y millas por hora (Mi/hr).
En los procesos químicos, la velocidad con la que ocurren las reacciones afecta
dicha velocidad. Por ejemplo, en tiempo de verano, es común escuchar lo
siguiente: “No dejes la comida fuera del refrigerador... se va a echar a perder”.
Algunos alimentos se descomponen muy rápidamente, como la leche; otros, más
lentamente como la carne o las verduras.
Para comprender lo anterior, debemos recurrir a la cinética química, la cual se
define como: Rama de la química que se encarga del estudio de la velocidad de
una reacción y los factores que la afectan.
Para medir la velocidad de un automóvil, tomamos en cuenta el cambio de posición
en un determinado tiempo y, como ya se estableció, las unidades que se utilizan
son kilómetros por hora o millas por hora.
22..11..
v = d/t
www.fisicanet.com.ar/qui
mica/index.php
La rapidez promedio
de recorrido en estas
actividades se basa en
el cambio de distancia
a través del tiempo.
www.deciencias.net/proye
ctos/quimica/reacciones/c
oncentra.htm
69
Cinética Química
Instrucciones para el profesor
Instrucciones para el alumno
1. Coloca una cinta de magnesio en un vidrio de
reloj.
1. Prepárate para medir tiempo, consigue un reloj
con segundero.
2. Enciende la tira de magnesio, con ayuda de un
fósforo o encendedor.
2. Toma el tiempo desde el momento en que se
enciende la tira de magnesio, hasta que se
convierte totalmente en polvo blanco (producto).
3. Plantea las siguientes preguntas. 3. Anota el tiempo en que se llevó a cabo la reacción
de combustión.
Preguntas
a) ¿Cuánto tiempo tardó en formarse el óxido de magnesio? ___________________________________
b) ¿Qué tiempo es el que medimos? ¿La desaparición de reactantes o la aparición de productos?
_________________________________________________________________________________
c) ¿Puedes definir la velocidad de reacción a partir de estos datos? Si esto es posible, anótala:
__________________________________________________________________________________
En este experimento, utilizaremos una tableta de Alka Seltzer®
, la cual 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, la cual se debe a la reacción entre el
bicarbonato de sodio y el ácido cítrico.
Como productos de esta reacción, se forman: Bióxido de carbono, citrato de
sodio y agua. El CO2 se libera en forma de gas.
3NaHCO3(ac)
+ H3C
6H
5O
7(ac) 3CO
2(g) + 3H
2O
(l) + Na
3C
6H
5O
7(ac)
Sigue las instrucciones que a continuación se detallan.
EJERCICIO 1
Para definir el concepto de velocidad de reacción, realiza, dentro del aula, el siguiente
ejercicio sobre la combustión de una cinta de magnesio.
La combustión es una reacción química de combinación, en este caso el magnesio
y el oxígeno, son los reactantes, mientras que el óxido de magnesio es el producto.
2Mg(s)
+ O2(g)
2MgO(s)
Sigue las instrucciones que a continuación se detallan:
TAREA 1
Página 91.
EJERCICIO 2
Temas Selectos de Química I
70
Instrucciones para el profesor
Instrucciones para el alumno
1. Prepara un vaso conteniendo una pequeña
cantidad de agua.
1. Prepárate para medir tiempo, consigue un reloj
con segundero.
2. Deposita la tableta de Alka Seltzer®
en el
interior del vaso con agua.
2. Toma el tiempo desde el momento en que se
deposita la tableta, hasta el momento en que
desaparece.
3. Plantea las siguientes preguntas. 3. Anota el tiempo.
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) ¿Puedes definir la velocidad de reacción a partir de estos datos? Si esto es posible, anótala:
______________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________
Consulta la página de Internet http//es.
encarta.msn.com/enciclopedia_961522212/velocidad_de_reacc%C3%B3n.html
Los resultados obtenidos en los dos experimentos anteriores, nos permiten
concluir con una definición para la velocidad de reacción.
Se define como la cantidad de producto que aparece, o bien, la cantidad de
reactante que desaparece por unidad de tiempo.
Las unidades que se emplean para medir velocidad de reacción son moles por
segundo (Mol/s).
Existen diversas maneras de medir en el laboratorio, la velocidad de una reacción
como pueden ser: Formación de precipitados, cambios de color, variación de
conductividad eléctrica, etcétera.
http://www. Consulta pag. Inernet
deciencias.net/proyectos/quimica/reacciones/concentra.htm
2.1.1. Teoría de Colisiones.
Cuando colisionan dos moléculas que sufren una reacción química, el choque
puede ocasionar la ruptura de los enlaces químicos en las moléculas de los
reactivos a medida que se forman nuevos enlaces en las moléculas de los
productos.
La suposición de que las reacciones químicas se efectúan a través de colisiones
de moléculas se conoce como la teoría de colisiones.
A 2 + B
2 2AB
71
Cinética Química
La ruta o método por el que las moléculas de reactivo se transforman en
moléculas de producto se conocen como mecanismo de reacción.
El mecanismo de la reacción involucra una colisión entre las dos moléculas de
reactivo que conduce a la ruptura de los enlaces entre los átomos de las dos
moléculas elementales y a la formación de nuevos enlaces entre los átomos de
dos moléculas elementales y a la formación de nuevos enlaces para producir
dos moléculas de los productos AB.
1. Las colisiones entre dos moléculas de reactivos deben efectuarse en la
orientación geométrica adecuada.
2. La colisión debe ocurrir con suficiente energía para romper los enlaces
de los reactivos, de tal modo que puedan formarse nuevos enlaces en
los productos.
Esta energía mínima requerida para la reacción se conoce como energía de
activación.
Los investigadores han tratado de elaborar teorías que expliquen
satisfactoriamente el comportamiento de las reacciones, con el fin de predecir la
velocidad de una reacción antes de que se efectúe. Una de éstas, es la Teoría de
colisiones, la cual se explica a través de los siguientes puntos:
Consulta la pag.internet
http://educared.net.concurso2001/410/reaccion.htm
http://fisicanet.com.ar/quimica/cinetica_quimica/ap01_cinetica_quimica.php
a) Para que en una reacción se formen los productos, es necesario que
primeramente se rompan los enlaces de las sustancias que están participando
como reactantes. Esto lo podemos explicar con la siguiente reacción:
Como puedes observar en la reacción, los átomos de hidrógeno están enlazados o
unidos entre sí, lo mismo pasa con los oxígenos. Si existe unión, debe existir una
fuerza que los mantenga unidos; si estamos de acuerdo en esto, entonces:
¿De dónde se obtuvo la energía necesaria para separar a los átomos de hidrógeno y
oxígeno?
b) Posteriormente, los átomos libres se recombinan y se unen a través de nuevos
enlaces. Por ejemplo:
O2
2H +O 2 2
O O +
X
2H O 2
2H 2 2H H 2H +2H X
X
X OX
X O
Ox
xHxH
H
H2H O2
O +
+X
El producto de una reacción
química es el resultado de
colisiones entre átomos, iones
y/o moléculas.
Temas Selectos de Química I
72
Si queremos unir algo, es lógico pensar que debemos emplear una cierta cantidad
de fuerza que haga posible esta unión. La pregunta que nos hacemos aquí es:
¿De dónde se obtiene la energía que hace posible que los hidrógenos se
unan a los oxígenos para formar la molécula de agua?
c) Para resolver las dos preguntas anteriores, debemos considerar que los
átomos, iones o moléculas no son estáticos, están en constante movimiento;
es decir, poseen energía cinética o energía de movimiento.
d) Debido a esta energía cinética, los átomos, iones o moléculas que participan
en una reacción química, colisionan o chocan entre sí y, en ocasiones, la
energía de este choque es suficiente para separar o unir a los átomos, iones o
moléculas o bien, para romper o formar enlaces. (Ver figura 1).
e) Para que los átomos, iones o moléculas se unan, los choques deben ser
efectivos; esto significa que el choque entre las especies reaccionantes debe
ser suficiente para formar productos. A mayor número de choques efectivos,
mayor velocidad de reacción.
De lo anterior, podemos concluir que la teoría de colisiones establece lo siguiente:
La velocidad de una reacción es directamente proporcional
al número de choques efectivos que se dan entre las
sustancias reaccionantes.
Según la teoría de las colisiones, los choques efectivos se dan entre moléculas o
átomos que hayan alcanzado la energía de activación, la cual se define de la
siguiente manera:
Es la energía que se requiere para romper
o formar un enlace.
Una reacción no se efectúa si las moléculas de reactivos no han alcanzado su
energía de activación. Algunas especies reaccionantes requieren de mucha energía
para unirse, por lo que su velocidad de reacción es baja; otras, en cambio,
requieren pequeñas cantidades de energía para realizar la unión, por lo que su
velocidad de reacción será mayor.
Fig. 1 Energía cinética de las moléculas, factor importante en la velocidad de una reacción.
73
Cinética Química
En la figura 2, se puede observar “la montaña” que hay que vencer para que las
sustancias que participan como reactivos se activen y la reacción suceda:
Energía de activación y reacciones
Las colisiones en a y b no producen una reacción debido a que las
moléculas no están en posición de formar enlaces
Las moléculas en c están en la posición correcta cuando colisionan, y
originan una reacción.
Las moléculas en d también están en posición correcta para colisionar,
pero la falta de suficiente energía en el punto de colisión impide una
reacción química.
2.1.2. Factores que afectan la velocidad de reacción
Experimentalmente se ha demostrado que existen ciertos factores que afectan la
velocidad de una reacción. Entre éstos, podemos mencionar los siguientes:
a) Naturaleza química de los reactivos.
b) Concentración de las especies reaccionantes.
c) Temperatura.
Mayor energía de activación = menor velocidad de reacción.
Menor energía de activación = mayor velocidad de reacción.
Fig.2 Coordenadas de reacción.
Reactivos
Productos
Ea
En
erg
ía p
oten
cia
l
Temas Selectos de Química I
74
d) Presión.
e) Catalizadores.
a) Naturaleza química de los reactivos.
Uno de los factores que influyen en la velocidad de una reacción, es la naturaleza
química de los reactivos. En algunas ocasiones, las sustancias reaccionan muy
fácilmente entre sí, en otras, la reacción tarda mucho o simplemente no ocurre.
Por ejemplo, el oxígeno del aire reacciona rápidamente con el sodio; con el hierro lo
hace más lentamente y con el oro no da señales de reacción.
4Na (s)
+ O2 (g)
2Na2O reacción rápida
2Fe(s)
+ O2 (g)
2FeO reacción lenta
4Au(s)
+ O2 (g)
2Au2O no hay señales de reacción
La velocidad de reacción está determinada por la naturaleza química de los
reactivos, la cual depende de la estructura química o molecular y la fuerza de los
enlaces químicos que presenten dichas sustancias.
Por lo anterior, podemos decir que la naturaleza química de los reactivos determina
la energía de activación; es decir, la cantidad de energía que se requiere para
romper o formar nuevos enlaces.
Por lo general, las reacciones entre compuestos iónicos, disueltos en agua ocurren
casi instantáneamente, ya que las colisiones entre los iones con cargas opuestas
es frecuente y, a mayor número de choques efectivos, mayor velocidad de
reacción. Como ejemplos podemos mencionar los siguientes:
Las reacciones de neutralización entre ácidos y bases, son instantáneas.
H+1
Cl –1
+ Na+1
OH-1
NaCl + H2O
La reacción entre una solución de nitrato de plata y yoduro de potasio, forma
inmediatamente un precipitado amarillo llamado yoduro de plata.
AgNO3 (aq)
+ KI (aq)
AgI (s)
+ KNO3 (aq)
Una reacción entre compuestos iónicos en solución es el resultado de una
recombinación entre los iones positivos y iones negativos lo cual requiere menor
cantidad de energía de activación, por lo que ocurren en fracciones de segundo
(fig. 2).
Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que las iónicas,
debido a la transferencia de electrones y la redistribución de los enlaces. La mayor
parte de las reacciones moleculares son elásticos; es decir, simplemente rebotan y
se apartan sin sufrir cambios; si la energía de activación es pequeña, pocas
colisiones tendrían suficiente energía para ocasionar cambios; por lo tanto, la
reacción puede ser tan lenta que no es detectable.
La tendencia de una
sustancia a reaccionar
influye en la rapidez de
una reacción que
involucre la sustancia.
Cuanto más reactiva sea
la sustancia, tanto mayor
será la rapidez de
reacción.
75
Cinética Química
Como ejemplo de lo anterior podemos mencionar a las moléculas de hidrógeno
(H2) y oxígeno (O
2), las cuales pueden mantenerse durante años en el mismo
recipiente sin reaccionar. Aunque hay colisiones entre las moléculas, no se alcanza
la energía de activación que se requiere para la formación de productos
b) Concentración de las especies reaccionantes.
A medida que haya más moléculas de los reactivos en un volumen específico de
un líquido o un gas, más colisiones ocurrirán por unidad de tiempo. Un ejemplo,
sería al encender una astilla de madera y luego apagarla, la astilla continuará
incandescente porque la madera reacciona con lentitud con oxígeno del aire. Si
la astilla incandescente se coloca en oxígeno puro, arderá con llama, lo que
indica que la reacción es mucho más rápida. Esta reacción más rápida se puede
interpretar en términos de la concentración de oxígeno, pues el aire contiene
alrededor de una quinta parte de oxígeno. La concentración de moléculas de
oxígeno en el oxígeno puro a la misma presión y temperatura es
aproximadamente cinco veces mayor que en el aire.
De acuerdo con la teoría de colisiones, a mayor cantidad de moléculas por unidad
de volumen, mayor probabilidad de choques o colisiones; por lo tanto, mayor
velocidad de reacción. Esto lo podemos ilustrar con la figura 3.
Un ejemplo de la importancia de la concentración de reactivos, lo podemos ver si
intentamos mantenernos sumergidos en una alberca por más de un minuto.
Después de este tiempo, empieza la desesperación ya que la concentración de
oxígeno molecular en la sangre (O2) empieza a disminuir y el que aún se tiene, no
es suficiente para mantener funcionando al sistema.
A mayor concentración de reactivos, mayor número de choques; por lo
tanto, mayor velocidad de reacción.
c) Temperatura.
Generalmente las reacciones tienen lugar a una velocidad mayor cuando la
temperatura es elevada. Por ejemplo, Un bistec a la parrilla se cocina con más
rapidez a temperaturas elevadas. Por otra parte, si se baja la temperatura, baja
la velocidad de reacción. Algunos alimentos se introducen en el refrigerador o en
el congelador para que las reacciones sean más lentas y no se echan a perder
los alimentos.
La facilidad que tenga una sustancia para reaccionar, depende de la
estructura atómica o molecular que presente.
Fig.3 Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción.
Si añadimos más “botes
chocones”, aumenta la
posibilidad de que haya un
choque. Si quitamos algunos
botes, se reduce la
probabilidad de que dos botes
se encuentren. Mientras más
partículas de añadan a una
mezcla de reacción, mayor
oportunidad tendrán de
chocar y reaccionar.
Temas Selectos de Química I
76
De manera similar, la batería de un automóvil puede no suministrar suficiente
energía para arrancar un motor en una mañana fría. También los insectos tienen
movimientos más lentos durante el otoño, cuando la temperatura es más fría;
esto es debido a que la temperatura del ambiente controla la temperatura
corporal de esos animales de sangre fría y sus reacciones bioquímicas se hacen
más lentas a temperaturas más bajas.
Se considera una regla empírica general, en algunos casos:"La velocidad de
reacción se duplica de manera aproximada cuando la temperatura se
incrementa en 10 ºC".
Un aumento en la temperatura de reacción origina un aumento en la energía
cinética de los reactantes; es decir, aumenta la velocidad con la que éstos se
mueven en el interior del sistema donde se efectúa la reacción. Al aumentar su
energía cinética, aumenta la frecuencia de choques y además, muchas de las
partículas de reactantes alcanzan más rápidamente la energía de activación
necesaria para formar productos (Ver figura 2).
Un ejemplo donde podemos destacar la importancia de la temperatura en la
velocidad de una reacción, lo podemos observar en la descomposición de los
alimentos. Si la leche no se refrigera, se descompone rápidamente; para que la
velocidad de descomposición se reduzca, es necesario disminuir la temperatura
unos 20 ºC. La reducción en esta velocidad es aún mayor, si el producto se
congela.
Mayor temperatura
Mayor energía cinética, por lo tanto mayor número de colisiones entre las
sustancias reaccionantes.
Las sustancias reaccionantes alcanzan más rápidamente su energía de
activación.
......mayor velocidad de reacción
d) Presión.
Los cambios de presión, sólo afectan las velocidades de aquellas reacciones en
donde participan sustancias gaseosas. Estos cambios de presión se acompañan
de cambios de volumen.
Generalmente, las sustancias gaseosas tienden a ocupar la totalidad del volumen
del recipiente que los contiene. Un aumento en la presión de un sistema gaseoso
se traduce en una disminución de su volumen; esto lo podemos ver en la figura 4.
Al disminuir el volumen, las moléculas se aproximan más por lo que incrementa la
frecuencia de choques o colisiones. Esto trae como consecuencia una mayor
velocidad de reacción.
Fig. 4 Efecto de la presión en reacciones donde intervienen sustancias gaseosas.
Añadir calor a los reactivos
ayuda a romper enlaces y se
incrementa la velocidad con la
que se mueven los átomos y
las moléculas. Mientras más
rápido se muevan, mayor será
la probabilidad de que
choquen y reaccionen. Al
disminuir el calor, las
reacciones se hacen más
lentas. Es por eso que
congelar los alimentos sirve
para evitar que se
descompongan pronto.
77
Cinética Química
Una disminución en la presión separa a las moléculas de reactivos, ocasionando
una disminución en la velocidad de reacción.
Los cambios de presión se utilizan en reacciones gaseosas donde se quiere forzar
la formación de un producto determinado, como por ejemplo en la producción de
amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno gaseosos.
N2 (g)
+ 3H2 (g)
2NH3 (g)
e) Catalizadores.
Los catalizadores tienen un a importancia aún mayor par alas reacciones
bioquímicas que tienen lugar en los organismos vivos, donde se efectúan a una
temperatura constante a 37 °C. A los catalizadores biológicos se les llama
enzimas, y catalizan casi todas las reacciones que ocurren en los sistemas vivos.
Los catalizadores tienen una gran importancia en la industria química y en los
convertidores catalíticos del escape de los automóviles. Una reacción que de
otra manera sería tan lenta que no resultaría práctica, con el catalizador
apropiado se puede hacer que proceda a una velocidad razonable.
Conocemos el término “catalizador”; sin embargo, desconocemos su función. Este
desconocimiento nos lleva en algunas ocasiones, a eliminar el convertidor catalítico
de nuestro automóvil, ya que el mecánico nos dijo: “Esto no sirve más que para...
estorbar”.
Antes de proceder a eliminar este aditamento, debemos preguntarnos lo siguiente:
¿Qué es un catalizador y cuál es su función?
Los catalizadores, son sustancias que se utilizan en pequeñas cantidades con la
finalidad de alterar la velocidad de una reacción química; una de las características
de estas sustancias es que no se consumen durante la reacción.
Utilizamos catalizadores en nuestra vida diaria tales como:
Utilizamos medicamentos que son catalizadores.
Agregamos limón o vinagre para hacer ceviche y “cocer” el pescado.
Los automóviles cuentan con un catalizador para disminuir emisiones
contaminantes.
Los procesos vitales en nuestro organismo están catalizados.
El catalizador actúa disminuyendo la energía de activación, por lo que la reacción
se llevará a una mayor velocidad. Por ejemplo, el agua oxigenada o peróxido de
hidrógeno, se descompone lentamente por sí misma; sin embargo, cuando le
agregamos una pequeña cantidad de dióxido de manganeso, la descomposición
es casi explosiva. (Ver figura 5).
La gelatina preparada con
piña fresca no se endurece
bien, pero sí la que se hace
con piña de lata. La piña
fresca contiene enzimas
activas, del tipo de las
proteasas, que degradan
las moléculas de proteína
de la gelatina. La piña
enlatada se ha calentado, y
como las enzimas son
sensibles al calor, las
proteasas de la fruta
enlatada no son activas.
Temas Selectos de Química I
78
EEQQUUIILLIIBBRRIIOO QQUUÍÍMMIICCOO
El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios a medida que
transcurre el tiempo. Cuando una reacción alcanza el equilibrio las
concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio
es un estado dinámico en el que se mantienen iguales las velocidades de dos
reacciones opuestas.
El estudio del equilibrio químico es importante, ya que nos permite establecer hasta
qué punto puede avanzar un proceso. Si queremos ver a que velocidad ocurren los
cambios en dicho proceso, debemos revisar la cinética química de dicho proceso.
Algunas de las áreas donde podemos aplicar los principios en los que se
fundamenta el equilibrio químico y la cinética química, son:
a) Industria de los alimentos: Período de caducidad de alimentos enlatados y el
uso de conservadores
b) Industria automotriz: Convertidores catalíticos para disminuir la emisión de
sustancias nocivas.
c) Medicina: Determinar la caducidad de los medicamentos.
d) Perfumería: Producción de sustancias estables y con olores agradables.
e) Ecología: Control de emisiones tóxicas con ayuda de catalizadores y, evitar la
contaminación por plaguicidas, al conocer su tiempo de permanencia en el
ambiente.
f) En la casa: Conservación de los alimentos por congelación.
2.2.1. Reversibilidad de las reacciones químicas.
Hasta este momento, hemos considerado que las reacciones químicas ocurren
partiendo de reactantes y terminando en los productos. Por ejemplo:
22..22..
Fig. 5 Efecto de los catalizadores sobre la velocidad de reacción.
Reactivos
Productos
Ea
En
erg
ía p
oten
cia
l
2H2O
2 (l) 2H
2O
(l) + O
2 (g)
2H2O
2 (l)) MnO
2 2H
2O
(l) + O
2 (g)
_______
2NO2 (g)
N2O
4 (l)
Enfriamiento
TAREA 2
Página 93.
79
Cinética Química
Sin embargo, la mayoría de las reacciones químicas son reversibles; es decir, una
vez formados los productos, éstos reaccionan entre sí y forman nuevamente a los
reactantes. Por ejemplo, el dióxido de nitrógeno es un gas café rojizo, que al
enfriarse se transforma en tetraóxido de dinitrógeno, el cual es un líquido amarillo.
Este último, al calentarse se transforma nuevamente en dióxido de nitrógeno.
La reversibilidad de una reacción, se representa mediante dos flechas encontradas,
las cuales nos indican que las dos reacciones se están llevando a cabo
simultáneamente. A la reacción que va de reactantes a productos se le conoce
como reacción directa, mientras que a la que va de productos a reactantes, se le
denomina reacción inversa.
Un ejemplo cotidiano de reacciones reversibles, lo observamos en las pilas
recargables, las cuales una vez agotadas pueden ser recargadas nuevamente
haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ellas. En este tipo de pilas, los
productos que se forman reaccionan entre sí al hacerles pasar una corriente
eléctrica, formando de nuevo los reactantes encargados de producir la energía
eléctrica.
En algunas reacciones sólo es perceptible la reacción directa, la reacción inversa
no es evidente. Una reacción de este tipo, que ocurre sólo hacia la derecha, recibe
el nombre de reacción irreversible. Un ejemplo de lo anterior es la oxidación de un
clavo, la cual representamos con la siguiente ecuación química:
2Fe + O2 2FeO
De acuerdo al sentido de desplazamiento, las reacciones químicas, éstas
pueden ser reversibles o irreversibles.
En la naturaleza, la mayoría de las reacciones químicas son reversibles y una de
sus características es que después de un cierto tiempo la velocidad de la reacción
directa es igual a la velocidad de la reacción inversa; a este estado dinámico se le
conoce con el nombre de equilibrio químico.
Durante el equilibrio químico, las cantidades de reactantes y productos
permanecen constantes.
Hasta aquí hemos visto que las reacciones pueden ser reversibles e irreversibles.
¿A qué se debe que algunas reacciones sean reversibles y otras irreversible?
Una reacción es irreversible, cuando la energía que se requiere para romper los
enlaces de los reactantes es mucho menor que la que se requiere para romper
los enlaces de los productos. A esta energía se le llama energía de activación;
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, se llevan a cabo dos reacciones que son contrarias,
cada una ocurre a cierta velocidad, a esta velocidad se le llama velocidad de
reacción y puede ser calculada con base en lo que establece la llamada "ley de
acción de masas".
NO2 (g)
N2O
4 (l)
Enfriamiento
Calentamiento
Recarga reversible
Cuando la batería de un
automóvil libera energía
mientras el automóvil no está
en marcha, la reacción de
abajo se dirige hacia la
derecha. Si dejas las luces
encendidas y tienes que
recargar la batería con un
empujón, la reacción se dirige
hacia la izquierda, mientras el
motor del automóvil esté en
marcha.
Pb + PbO2 + 2H
2 SO
4
2PbSO4 +2H
2 O + energía
Cuando el peróxido de
hidrógeno, H2O
2, se aplica en
una herida, se descompone y
se forma agua y oxígeno. Las
burbujas de oxígeno gaseoso
se escapan, lo que impide que
nuevamente se forme H2O
2
2H2O
2 2H
2O + O
2
Temas Selectos de Química I
80
2.2.2. 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 las moles por litro
(concentración molar) de cada uno de los reactantes, elevadas a una potencia
igual a su coeficiente estequiométrico y multiplicadas por una constante (k) de
proporcionalidad, y cuyo valor, depende de la naturaleza química de los
reactantes y de la temperatura".
Existe una expresión matemática para la ley, pero antes de darla a conocer es
necesario explicar algunas cosas:
La forma general de representar a una reacción química es la siguiente:
En la expresión anterior, las letras minúsculas representan los coeficiente
estequiométricos (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).
El paréntesis rectangular [ ] se utiliza en química para indicar que la concentración
de la sustancia está dada en moles por litro; es decir, que su concentración es
molar.
Con base en lo anterior podemos entonces establecer la expresión matemática
para la ley de acción de masas en una reacción química:
En una reacción reversible existen dos reacciones químicas diferentes, la primera
es la que se lleva a cabo entre los reactantes para formar a los productos, la
segunda en la cual los productos reaccionan entre sí, una vez que se han formado,
para formar de nuevo a los reactantes. A la primera reacción se le llama reacción
directa y a la segunda, reacción inversa.
Las expresiones de la velocidad para la reacción inversa y directa en un cambio
reversible son las siguientes:
V = [ A ]a [ B ]
bk
aA + bB cC +
dD
aA + bB cC + dD
Reacción
directa
Reacción
inversa
Vi = [ C ]
c [ D ]
d k
i
Vd = [ A ]
a [ B ]
b k
d
81
Cinética Química
Para cada una de las siguientes reacciones reversibles escribe la expresión de
la velocidad de reacción, de acuerdo con la ley de acción de masas, para la
reacción directa e inversa:
a) 2H2 + 2NO 2O
2 + N
2
b) 4NH3 + 5O
2 4NO + 6 H
2O
c) 2SO2 + O
2 2SO
3
Las constantes son diferentes dado que su valor, tal y como se establece en la ley
de acción de masas, depende de la temperatura y de la naturaleza o propiedades
químicas de las sustancias que reaccionan. Las propiedades químicas de los
reactantes son diferentes a la de los productos.
Por ejemplo, cuando una reacción inicia, en el momento en que se conjuntan todas
las condiciones (concentración de reactantes, temperatura, presión, catalizadores,
etcétera), para que la reacción se efectúe, en ese preciso momento, la
concentración o cantidad de productos es igual a cero y la de los reactantes igual a
la cantidad que se tenga para la reacción. Conforme pasa el tiempo, la
concentración de reactantes empieza a disminuir mientras que, la de los productos
aumenta.
El cocimiento de un trozo de carne es una reacción o cambio químico, donde la
carne cruda es el reactante y la carne cocida es el producto, en el momento en que
colocamos la carne al fuego, en ese preciso momento no existe carne cocida; es
decir, la cantidad de producto en la reacción es igual a cero y la cantidad de
reactantes es igual al peso de la carne que hayamos decidido poner a cocer.
Conforme pasa el tiempo la carne se va cociendo; es decir, la cantidad de carne
cruda o reactantes va disminuyendo, pero la cantidad de carne cocida o producto
va aumentando hasta que todo el reactante desaparece y en su lugar queda
solamente el producto.
Con base en la explicación anterior, contesta lo siguiente: ¿Cuál es el
comportamiento de la velocidad de la reacción conforme pasa el tiempo?
Coméntalo con tus compañeros
EJERCICIO 3
EJERCICIO 4
Temas Selectos de Química I
82
En el caso de una reacción reversible se presenta una situación un poco diferente
dado que, como existen dos reacciones que son contrarias, cada una ocurre a
cierta velocidad y para entenderlo vamos a explicarlo con un ejemplo general desde
que inicia la reacción:
Suponiendo que para llevar a cabo la reacción:
Utilizamos las siguientes cantidades de reactantes:
[A] = 2.5 [B]= 4.5
En el momento de poner en contacto los dos reactantes ( A y B), la concentración
de éstos es 2.5 y 4.5 moles/litro respectivamente, mientras que la concentración de
productos (C y D) es igual a cero por lo que, si calculáramos, de acuerdo con la ley
de acción de masas, la velocidad para la reacción inversa, ésta sería igual a cero
dado que, la concentración de los productos es cero.
Conforme pasa el tiempo y tal como ya se había visto, las concentraciones de los
reactantes disminuye y la de los productos aumenta, por lo que, la velocidad de la
reacción directa va disminuyendo mientras que la velocidad de la inversa, a partir
de cero, aumenta; por lo que, forzosamente en cierto momento debe ocurrir que las
dos velocidades sean iguales, es decir:
Vd = V
i
Cuando esta situación ocurre, la reacción llega o alcanza lo que se conoce como el
estado de equilibrio químico, el cual se caracteriza por lo siguiente:
1. Es 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. Las concentraciones 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.
¿Qué ocurre si se modifican algunas de las condiciones con las cuales la
reacción llegó al equilibrio químico?
aA + bB cC + dD
83
Cinética Química
Esto fue explicado por un investigador llamado Le Châtelier‟
Explicaremos más en detalle lo que dice Le Châtelier‟ acerca de las reacciones o
sistemas en equilibrio:
PPRRIINNCCIIPPIIOO DDEE LLEE CCHHÂÂTTEELLIIEERR
Consulta la pag. Internet
http://www.jpimentel.com/ciencias_experimentales/pagwebciencias/pagweb/mat
erias/quimica_2_bach/quimica_enlaces_u5.htm
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 o productos a las cuales se
alcanzó dicho estado.
2. Cuando se altera alguna 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 se 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.
22..33..
Châtelier, Henri Louis Le, (1850-1936), químico y metalúrgico francés que contribuyó al
desarrollo de la termodinámica. Nació en París y estudió en la Escuela Politécnica y en la Escuela de
Minas de esta ciudad. Entre 1878 y 1925 enseñó química sucesivamente en la Escuela de Minas, en
el Colegio de Francia y en la Sorbona, y en 1907 fue inspector general de minas. En 1888 formuló el
principio conocido como „Principio de Le Châtelier‟, según el cual cuando en un sistema en equilibrio
se modifica un factor externo (presión, temperatura o concentración), el equilibrio se desplaza de
forma que compensa la alteración producida. Trabajó también en calores específicos de gases a altas
temperaturas e inventó un pirómetro óptico para medir temperaturas más allá de los límites de los
termómetros de mercurio.
Le Châtelier fomentó la aplicación de la química en la industria francesa y sus investigaciones afectan
a productos como el amoníaco y el cemento; realizó también trabajos sobre siderurgia y cerámica.
Entre sus obras destacan Ciencia e industria (1925) y Método de las ciencias experimentales (1936).
Châtelier, Henri Louis Le
Temas Selectos de Química I
84
El principio de Le Châtelier‟, se explica viendo lo que ocurre cada vez que se
modifican algunas de las variables ya mencionadas, pero antes es necesario
hablar de un valor constante que se deduce a partir de que una reacción llega al
equilibrio químico.
Cuando una reacción llega al equilibrio ocurre que:
Vd = V
i
De acuerdo con la ley de acción de masas tenemos que :
Si en la primera igualdad sustituimos Vd y Vi por su equivalente, tenemos
entonces que:
Si colocamos términos iguales en el mismo lado de la igualdad tenemos que la
expresión anterior se convierte en:
Cuado se divide una constante entre otra constante, el resultado es una
constante nueva, en este caso al dividir kd entre ki se obtiene una nueva
constante denominada "Constante de equilibrio" (keq)
Con base en lo anterior tenemos entonces que la expresión para esta nueva
constante llamada constante de equilibrio es:
Ejemplo:
Vamos a suponer que la reacción entre el ácido acético y el metanol,
logra el equilibrio químico a una temperatura de 35 °C y cuando las
concentraciones de reactantes y productos son las siguientes:
[ A ]a [ B ]
b k
d = [ C ]
c [ D ]
d k
i
kd [ C ]
c [ D ]
d
ki [ A ]
a [ B ]
b
=
kd
ki
= keq
keq [ C ]
c [ D ]
d
[ A ]a [ B ]
b
=
Ecuación: CH3- COOH + CH
3OH CH
3- COO- CH
3 + H
2O
Los químicos noruegos Cato
Maximilian Guldberg y Peter
Waage propusieron la Ley del
Equilibrio Químico, la cual
establece que a una temperatura
dada, un sistema químico puede
alcanzar un estado en el cual
una razón particular de
concentraciones de reactivos y
productos tiene un valor
constante.
Vi = [ C ]
c [ D ]
d k
i
Vd = [ A ]
a [ B ]
b k
d
85
Cinética Química
Para calcular el valor del constante equilibrio (Keq) para la reacción, aplicamos la
fórmula y sustituimos los datos correspondientes:
Calculando tenemos que el valor de la constante de equilibrio a una temperatura
de 35 °C es igual a:
Otro ejemplo sería calcular el valor de la constante de equlibrio para la reacción:
PCl5 PCl
3 + Cl
2
cuando las concentraciones de equilibrio para cada una de los componentes
son:
[PCl5 ] = 0.45
[PCl3 ] = 0.096
[Cl2 ] = 0.096
La expresión para la keq
de la reacción es:
Sustituyendo datos
Concentraciones de equilibrio:
[CH3- COOH] = 0.5
[CH3OH] = 0.8
[CH3- COO- CH
3] = 1.2
[H2O] = 1.2
keq [ C ]
c [ D ]
d
[ A ]a [ B ]
b
=
keq [CH
3- COO- CH
3]1 [H
2O]
1
[CH3OH ]
1 [CH
3- COOH]
1
=
keq
=
3.
6
3.6
keq [PCl
3 ]
1 [Cl
2]1
[PCl5 ]
1
=
keq [1.2]
1 [1.2]
1
[0.8 ]1 [0.5]
1
=
Temas Selectos de Química I
86
tenemos:
Realizando los calculos tenemos que el valor de la keq
para la reacción es:
Keq
= 0.02
“El valor de la constante de equilibrio, nos indica hacia donde se encuentra
desplazada la reacción en el equilibrio”.
Si el valor es mayor que uno (1), la reacción en el equilibrio se
encuentra desplazada hacia los productos
Si el valor es menor que uno (1) se encuentra desplazada hacia los
reactantes.
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.
Cuando se dice que una reacción química en equilibrio se encuentra
desplazada hacia los productos, esto significa que la concentración de los
productos en el equilibrio es mayor que la de los reactantes y viceversa.
Consulta pag.internet
http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico
2.3.1. Cambios de la concentración.
Cuando a una reacción que se encuentra en equilibrio químico, se le modifica la
concentración de alguno de los reactantes o productos el equilibrio de la
reacción se desplazará (formará más o menos productos o reactantes) hacia
donde pueda contrarrestar el efecto de la variación.
Ejemplo:
Vamos a suponer que la reacción siguiente logra alcanzar el estado de equilibrio
cuando las concentraciones de reactantes y productos son las que aparecen
debajo de ellos:
Si a esta reacción, cuando ya está en equilibrio se le adiciona NH4OH, que es un
reactante, la reacción desplazará el equilibrio hacia los productos, ya que es la
única manera de disminuir la concentración del reactante que se está
aumentando; es decir, el equilibrio de desplaza en contra de la variación.
CH3COOH + NH
4OH CH
3COONH
3 + H
2O
[0.9] [ 0.5] [2.3] [ 2.3]
keq [0.096 ]
1 [0.096]
1
[0.45 ]1
=
Viajar a la Ciudad de México
2240m s.n.m. puede ocasionar
hipoxia (deficiencia de oxígeno en
los tejidos), produciendo síntomas
como mareos, vómitos y
cansancio. A esa altura, la
concentración atmosférica de O2 es
menor y eso hace que baje su
concentración en la sangre.
Los habitantes de las ciudades
altas llegan a tener 50% más
hemoglobina que los que viven al
nivel del mar.
87
Cinética Química
Tomando como base la reacción anterior contesta:
Hacia donde se desplazará el equilibrio si se llevan a cabo las siguientes
modificaciones de concentración:
a) Se aumenta [CH3COONH
3 ]
b) Se aumenta [CH3COOH
]
c) Se disminuye [CH3COONH
3 ]
d) Se disminuye [NH4 OH ]
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).
2.3.2. Cambios de temperatura.
Vamos a recordar algunos conceptos que viste en Química 2:
Las reacciones exotérmicas, son aquéllas que liberan calor al momento de llevarse
a cabo y cuyo "delta H" (ΔH) presenta un valor negativo
Las reacciones endotérmicas, son aquéllas que para llevarse a cabo necesitan
absorber calor y cuyo valor de ΔH es positivo.
Todas las reacciones reversibles son endotérmicas en una dirección y exotérmicas
en la otra es decir, si la reacción directa presenta un ΔH negativo, la reacción
inversa tendrá un valor de ΔH positivo.
Las reacciones exotérmicas liberan calor y por lo tanto aumentan la
temperatura del sistema.
Las reacciones endotérmicas absorben calor y por lo tanto disminuyen
la temperatura del sistema.
Gases disueltos y
temperatura.
La disolución de un gas
en agua.
CO2 +H
2O H
2CO
3
Es un proceso
exotérmico. Si se eleva
la temperatura de un
refresco, éste pierde su
gas disuelto. Pero si se
revierte sobre hielo
conserva su gas
EJERCICIO 5
Temas Selectos de Química I
88
Por lo tanto y con base en lo anterior y aplicando el principio de Le Châtelier‟
tenemos que:
Un aumento en la temperatura desplaza al equilibrio de una reacción en equilibrio
en la dirección de la reacción endotérmica y viceversa.
Un aumento en la temperatura, aumenta la velocidad de cualquier reacción; en un
equilibrio, las velocidades de las reacciones opuestas aumentan en forma
desigual; por lo tanto, la temperatura sí afecta el valor de la keq
.
Por lo tanto, para cada temperatura, una reacción tendrá un valor de Keq
diferente.
¿Y para qué sirve conocer el valor de la keq a diferentes temperaturas?
Aclararemos la duda anterior con un ejemplo:
Vamos a suponer que para la reacción anterior los valores de la Keq a dos
temperaturas diferentes son:
¿Qué se puede deducir de los valores anteriores?
Deducciones.
1. Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia los
productos.
2. La reacción inversa es de tipo exotérmica y la directa endotérmica.
3. Que para obtener la mayor cantidad de productos la reacción debe
ser llevada a temperaturas elevadas.
Tomando como base la reacción anterior y considerando que ya se encuentre en
equilibrio, contesta:
1. ¿Qué ocurre (aumenta, disminuye, queda igual) con la concentración de N2
si se aumenta la temperatura?
2. ¿Qué pasa con la concentración de H2 si la temperatura disminuye?
N2(g)
+ 3H2(g)
2NH3 (g)
.
Keq 25°C
= 0.35
Keq 150°C
= 2.39
En una botella de refresco
con gas se tiene el
equilibrio:
CO2 +H
2O H
2CO
3
El único gas es el bióxido
de carbono, por lo que al
destapar la corcholata y
reducir la presión de la
botella la reacción se
desplaza del ácido
carbónico hacia el Bióxido
de carbono y el agua
mineral se derrama por el
burbujeo súbito.
EJERCICIO 6
89
Cinética Química
2.3.3. Cambio de la presión.
Para hablar de los efectos de la presión, diremos que ésta no afecta a todas las
reacciones químicas, solamente a reacciones que contengan, al menos, un
reactante o producto gaseosos ya que la presión no tiene efectos perceptibles
sobre sólidos y líquidos.
Recordaremos lo que vimos anteriormente, que la presión ejercida por un gas
depende directamente del número de mol (n) del gas; es decir, a mayor número
de moles, mayor presión y viceversa.
Con base en lo anterior, tenemos que para la siguiente reacción química en
equilibrio, N2(g)
+ 3H2(g)
2NH3 (g)
un desplazamiento del equilibrio hacia
productos provocaría una disminución en la presión y, por el contrario, un
desplazamiento del equilibrio hacia los reactantes provocará un aumento en la
presión.
Si comparamos el número de mol de reactantes gaseosos con el número de mol
de productos, observaremos que en los reactantes tenemos un total de cuatro mol
de gas, mientras que en los productos tenemos solamente dos:
Por lo tanto, un aumento en la presión provocará un desplazamiento en el
equilibrio hacia donde la reacción, en general, ejerza menor presión y viceversa.
2.3.4. Efecto de la presencia de un catalizador.
Los catalizadores son sustancias que no intervienen químicamente en la reacción;
por lo tanto, al introducir un catalizador en un sistema en equilibrio no afecta a las
concentraciones del sistema.
Según Le Châtelier‟, el catalizador no influye en el estado de equilibrio, solamente
influye en el tiempo que tarda la reacción en alcanzar dicho estado.
N2(g)
+ 3H2(g)
2NH3 (g)
1 Mol + 3 Mol 2 Mol
4 Mol
El efecto de un
incremento en la
presión en el
equilibrio de
N2O
4 2NO
2
EJERCICIO 6 Tomando como base la siguiente reacción, contesta lo que se te
pide:
N2 (g)
+ 3H2 (g)
2NH3 (g)
1. Señala qué ocurre con la concentración de N2 si...
a) Se aumenta la presión.
b) Se aumente N2
c) Se disminuye H2
d) Se disminuye NH3
TAREA 3
Página 95.
Temas Selectos de Química I
90
¡Ojo! Recuerda que
debes resolver la
autoevaluación y los
ejercicios de
reforzamiento; esto te
ayudará a enriquecer
los temas vistos en
clase.
91
Cinética Química
INSTRUCCIONES: Realiza una investigación bibliográfica, resuelve correctamente cada una de las siguientes
preguntas. Las respuestas que obtengas, serán discutidas en la siguiente clase, elabora un mapa conceptual
que te sirva de apoyo para participar en dicha discusión. Anota al final la bibliografía utilizada.
1. Define el concepto de catalizador.
2. ¿Cómo se clasifican los catalizadores?
3. ¿Qué es un catalizador heterogéneo o de contacto y cómo funciona?
4. ¿Cuál es la función que desempeña el sitio activo de un catalizador de contacto?
5. ¿Qué es un catalizador homogéneo y cómo funciona?
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 1
Temas Selectos de Química I
92
6. ¿Qué tipo de sistemas catalíticos se utilizan en los automóviles para controlar las emisiones
contaminantes?
7. ¿Qué tipo de contaminantes se pretende controlar con la ayuda de los catalizadores automotrices
denominados sistemas de metales de transición activados?
8. ¿Qué le sucede al convertidor catalítico de los automóviles cuando utilizamos gasolina con alto
contenido de plomo?
9. ¿Cuál es la función que desempeñan las sustancias denominadas inhibidores?
10. Desde el punto de vista comercial, ¿por qué son importantes los inhibidores?
11. ¿Cómo se llaman los catalizadores que utiliza nuestro organismo para controlar la velocidad de las
reacciones que ocurren en las células?
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
93
Cinética Química
INSTRUCCIONES: Realiza una investigación bibliográfica, resuelve correctamente cada una de las siguientes
preguntas. Las respuestas que obtengas, serán discutidas en la siguiente clase, elabora un mapa conceptual
que te sirva de apoyo para participar en dicha discusión. Anota al final la bibliografía utilizada.
1. De acuerdo al sentido de su desplazamiento, ¿cómo se clasifican las reacciones químicas?
2. ¿En qué sentido se desplazan las reacciones reversibles?
3. ¿Cómo debe ser la energía de activación de reactantes o productos para que la reacción sea
reversibles?
4. Con ayuda de coordenadas de reacción, similar la figura 2, representa la energía de activación para una
reacción reversible.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 2
Temas Selectos de Química I
94
5. ¿En que sentido se desplazan las reacciones irreversibles?
6. ¿Cómo debe ser la energía de activación de reactantes o productos para que la reacción sea
irreversible?
7. Con ayuda de coordinas de reacción, similar a la figura 2, representa la energía de activación para una
reacción irreversible.
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
95
Cinética Química
INSTRUCCIONES: Con la siguiente lista de palabras, elabora un mapa conceptual correspondiente al tema
“Cinética Química” aprendido en esta unidad. Puedes añadir las palabras de enlace que consideres que
hacen falta para tener un panorama más completo del tema.
Cinética química.
Temperatura.
Tamaño de partícula.
Reacción reversible.
Principio de Le Chateliere.
Catalizadores.
Velocidad de reacción.
Presión.
Concentración.
Reacción irreversible.
Equilibrio químico.
Inhibidores.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 3
Temas Selectos de Química I
96
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
97
Cinética Química
INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y responde los siguientes cuestionamientos, rellenando el círculo de la
opción que consideres correcta.
1. ¿Qué campo de la química emplearías para estudiar la velocidad de reacción?
Estequiometría
Cinética química
Electroquímica
Termodinámica
2. Es a lo que nos referimos cuando hablamos de “Cantidad de producto formado por unidad de tiempo”.
Reversibilidad de reacción
Irreversibilidad de reacción
Energía de activación
Velocidad de reacción
3. La teoría de colisiones nos explica la velocidad de una reacción, a través del siguiente postulado:
La velocidad de una reacción es directamente proporcional a la energía de activación de los reactantes.
La velocidad de una reacción es inversamente proporcional a la energía de activación de los reactantes.
La velocidad de una reacción es directamente proporcional al número de choques efectivos entre las
moléculas de los reactantes.
La velocidad de una reacción es inversamente proporcional al número de choques efectivos entre las
moléculas de reactantes.
4. De acuerdo a la teoría de colisiones, ¿qué sucede cuando a una reacción química le aumentamos la
concentración de uno de los reactantes?
Aumenta la velocidad de reacción ya que a mayor cantidad de reactantes, mayor número de choques entre
las moléculas.
Disminuye la velocidad de reacción ya que al aumentar la concentración de uno de los reactantes, disminuye
el número de choques efectivos entre las moléculas.
Aumenta la velocidad de reacción, ya que a mayor cantidad de reactantes, mayor será la energía de
activación.
Disminuye la velocidad de reacción, ya que al aumentar la cantidad de reactantes, la energía también
disminuye.
5. Es, para la reacción: 4 N H 3 + 5 0
2 4 NO + 6 H
2 O la expresión correcta para la velocidad de la
reacción directa con base en la ley de acción de masas:
Vd = [NH3] [O
2]5
kd
Vd = [NH3]3
[O2]5
kd
Vd = [NH3]4
[O2] kd
Vd = [NH3]4
[O2]5
kd
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
AUTOEVALUACIÓN
Temas Selectos de Química I
98
6. Condición que se debe de cumplir para que una reacción química alcance el equilibro químico:
reactantes] = [productos]
Vr directa = Vr inversa
Keq1 = Keq
2
Ka = Kb
7. Disolución en la cual no es posible que se presente un estado de equilibrio:
Ácido láctico en el agua.
Hidróxido de amonio en agua.
Hidróxido de potasio en agua.
Ácido cítrico en agua.
8. Cuando a la reacción: H2 + I
2 2HI, en equilibrio se le adiciona HI ocurre que:
Aumenta la concentración de H2.
Disminuye la cantidad de I2.
La concentración de H2 no se altera.
Disminuye la concentración de H2.
9. Es lo que ocurre cuando a la reacción: 4NH3(g)
+ 5O2(g)
4NO(g)
+ 6H2O
(g) que se encuentra en
equilibrio se le aumenta la presión:
Aumenta la concentración de NH3.
Disminuye la cantidad de O2.
Aumenta la concentración de H2O.
Aumenta la cantidad de NO.
10. Si a una reacción química en equilibrio se le adiciona un catalizador, el valor de la constante de equilibrio:
Aumenta.
Disminuye.
Se hace menor que uno.
No se altera su valor.
Si todas tus respuestas fueron correctas: excelente, por lo que te
invitamos a continuar con esa dedicación.
Si tienes de 8 a 9 aciertos, tu aprendizaje es bueno, pero es
necesario que nuevamente repases los temas.
Si contestaste correctamente 7 o menos reactivos, tu aprendizaje es
insuficiente, por lo que te recomendamos solicitar asesoría a tu
profesor.
Consulta las
claves de
respuestas en la
página 135.
ESCALA DE MEDICIÓN DEL APRENDIZAJE
99
Cinética Química
INSTRUCCIONES: Examina la etiqueta de un paquete de carnes frías. Averigua lo más que puedas de los
compuestos químicos que se le añaden. ¿Alguno de ellos se añade como inhibidor? Escribe un resumen de
tus investigaciones y muéstralo a tu profesor.
EJERCICIO DE
REFORZAMIENTO 1
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
Temas Selectos de Química I
100
101
Cinética Química
INSTRUCCIONES: Para cada uno de los siguientes términos, escribe una frase que demuestre que conoces
su significado.
Catalizador.
Coeficiente.
Concentración.
Energía de activación.
Equilibrio.
Inhibidor.
Producto.
Reactivo.
EJERCICIO DE
REFORZAMIENTO 2
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
Temas Selectos de Química I
102
UUnniiddaadd 33
CCoonncceeppttooss ddee
tteerrmmooddiinnáámmiiccaa..
Objetivos:
El alumno:
Formulará cálculos y ecuaciones sobre
las propiedades derivadas de los
conceptos básicos de la
termodinámica, a partir de significar sus
leyes y principios en situaciones
experimentales, en donde se puedan
inferir los cambios energéticos y la
espontaneidad de una reacción
química, destacando su importancia en
los procesos del mundo que le rodea,
con una actitud crítica y responsable.
Temario:
Sistemas termodinámicos.
Primera ley de la
termodinámica.
Ley de Hess.
Segunda ley de la
termodinámica.
Todas las actividades que realizamos día con día, como el
caminar o mover un objeto, podemos considerarlas como
un trabajo que va a aumentar la energía del ambiente. De
igual manera, continuamente perdemos energía, irradiando
una forma de calor, siempre que la temperatura de nuestro
cuerpo sea mayor que la del exterior. Posteriormente, esa
misma energía se recupera a través de los alimentos y de
la respiración.
Temas Selectos de Química I
104
Evaluación diagnóstica de conocimientos previos:
Describe, en un párrafo bien redactado, cómo se altera la materia de un estado
a otro. Usa el siguiente vocabulario en tu descripción: sólido, líquido, gaseoso,
sublimación, evaporización.
SSIISSTTEEMMAASS TTEERRMMOODDIINNÁÁMMIICCOOSS..
3.1.1. Sistemas.
Se puede definir un sistema termodinámico como una cantidad de materia, o
una región del espacio seleccionada para su estudio. Si en el sistema no entra ni
sale materia, se dice que se trata de un sistema cerrado, también se le conoce
como masa de control; este sistema intercambia energía. Se dice que es un
sistema aislado si no hay intercambio de materia y energía. En la naturaleza,
encontrar un sistema estrictamente aislado es imposible, pero es posible hacer
aproximaciones. Un sistema del que sale y/o entra materia y energía, recibe el
nombre de sistema abierto, también se le llama volumen de control. Ejemplos de
estos tipos de sistemas son los siguientes:
Un sistema abierto: Un automóvil, debido al combustible desprende
diferentes gases y calor (figura No.1). Otro ejemplo es el cuerpo humano.
Un sistema cerrado: Un reloj de cuerda, no se introduce ni se obtiene
materia de él. Sólo precisa un aporte de energía que emplea para medir el
tiempo (figura No. 1).
Un sistema aislado: ¿Cómo encontrarlo si es imposible interactuar con él?
Sin embargo, un termo lleno de café caliente es una aproximación, ya que el
envase no permite el intercambio de materia e intenta impedir que la energía
(calor) salga de él (figura No. 1).
Figura No. 1. La figura muestra los tres tipos de sistema.
33..11..
105
Conceptos de termodinámica
3.1.1.1. Medio ambiente del sistema
Se llama medio externo, entorno o ambiente del sistema a todo aquello que no
está en el sistema pero que puede influir en él. Por ejemplo, consideremos un
recipiente con agua, que está siendo calentada por un mechero. Si
consideramos un sistema al formado por el recipiente y el agua, entonces el
medio ambiente del sistema está formado por el mechero, el aire, etcétera.
3.1.2. Estado del sistema.
Los sistemas termodinámicos pueden describirse en función de los valores de
una serie de propiedades observables macroscópicamente, llamadas variables,
propiedades o funciones termodinámicas, por ejemplo, Presión (P), Temperatura
(T), Densidad (δ), Volumen (V), etcétera. No todas las variables termodinámicas
son independientes, ya que una vez definidas algunas de ellas las otras pueden
obtenerse en función de estas, mediante una ecuación de estado. La situación
que se encuentra definida por dichas coordenadas se llama estado del sistema.
El estado de un sistema queda definido cuando todas las variables
termodinámicas tienen valores fijos. Por lo tanto, las variables termodinámicas
son funciones de estado y mientras su valor no cambie, el estado del sistema
tampoco, ahora bien cuando una variable cambia, el estado del sistema también
cambia; por ejemplo: un estado A, cuyas propiedades son las siguientes: masa,
1 Kg; volumen, 2 L; temperatura 10 ºC; si se varía solamente la temperatura, por
ejemplo a 20 ºC, se está hablando de un estado B.
El cambio sufrido por el sistema debido a un proceso termodinámico queda
definido sólo cuando se indica:
1. El estado inicial del sistema.
2. El estado final del sistema.
3. La trayectoria o camino seguido en el proceso.
3.1.3. Funciones de estado.
Como se mencionó anteriormente, en termodinámica, una función de estado o
variable termodinámica es una magnitud física macroscópica que caracteriza el
estado de un sistema en equilibrio. Dado un sistema termodinámico en equilibrio
puede escogerse un número finito de variables de estado, tal que sus valores,
determinan unívocamente el estado del sistema Las variables termodinámicas
pueden clasificarse en:
Extensivas: Que dependen de la cantidad de materia; ejemplo el
volumen.
Intensivas: Que son independientes de la cantidad de materia; ejemplo,
P, T, densidad.
Así surge otra clasificación para un sistema termodinámico, los sistemas pueden
ser a su vez:
Temas Selectos de Química I
106
Homogéneos: las propiedades termodinámicas tiene los mismos
valores en todos los puntos del sistema. El sistema está constituido por
una sola fase.
Heterogéneos: las propiedades termodinámicas no son las mismas en
todos los puntos del sistema. El sistema está constituidos por varias
fases, separadas entre sí por una "zona" llamada interfase.
Cuando el sistema se presenta en fase gaseosa, el sistema es homogéneo, con
independencia del número de compuestos químicos que lo constituyan
(ejemplo, el aire). Una sustancia pura, sólo puede presentar una fase líquida, sin
embargo pude exhibir varias fases sólidas (ejemplo, carbono como diamante,
grafito o futboleno). En el caso sistemas compuestos por más de una sustancia
química, la situación es más compleja, ya que los líquidos podrán ser o no
miscibles totalmente en determinadas circunstancias de presión y temperatura,
dando por tanto lugar a la distinción de una o de varias fases. Y lo mismo se
puede decir de los sólidos, en general una aleación constituirá una fase, pero la
mezcla de sólidos estará formada por tantas fases como sólidos estén
presentes.
3.1.3.1 . Equilibrio.
Muy importante es indicar que las variables termodinámicas sólo están definidas
cuando el sistema está en equilibrio termodinámico.
¿Qué significa equilibrio termodinámico? Significa que se den simultáneamente
tres situaciones:
A. Equilibrio térmico. La forma como se llega a un equilibrio térmico cuando
dos sistemas con temperaturas diferentes se ponen en contacto, el que tiene
mayor temperatura cede calor al que tiene más baja temperatura, hasta que
ambos alcanzan la misma temperatura. Un sistema está en equilibrio térmico
si la temperatura es la misma en todo el sistema. Si dos sistemas se
encuentran en equilibrio térmico tienen la misma temperatura. Entonces se
puede definir la temperatura como una propiedad que permite determinar si
un sistema se encuentra o no en equilibrio térmico con otro sistema.
107
Conceptos de termodinámica
B. Equilibrio químico. Un sistema alcanza su equilibrio químico si su
composición química no cambia con el tiempo y no suceden reacciones
químicas.
C. Equilibrio mecánico. No se producen movimientos en el sistema, por
ejemplo, que no hay cambios de presión en ningún punto del sistema con el
tiempo. En un sistema que implica dos fases alcanza su equilibrio de fase
cuando la masa de cada fase alcanza un nivel de equilibrio y permanece ahí.
Un sistema alcanza su equilibrio químico si su composición química no
cambia con el tiempo y no suceden reacciones químicas.
3.1.4. Proceso.
Se dice que un sistema en equilibrio pasa por un proceso termodinámico, o
transformación termodinámica, cuando al menos una de las variables
termodinámicas cambia y la serie de estados que se presentan se les conoce
como trayectoria.
En función de cómo se realice el cambio de estado se habla de:
Proceso reversible: Los cambios en las funciones de estado son
infinitesimales. El sistema está prácticamente en equilibrio durante todo
el proceso, lo que implica un tiempo, para su realización, infinito. Se
conoce el valor de las propiedades termodinámicas en cada punto de la
trayectoria.
Proceso irreversible: El sistema sólo está en equilibrio en el estado inicial
y en el final. No se puede conocer el valor de las funciones de estado en
los puntos intermedios de la trayectoria.
Algunos nombres para procesos específicos en los que el sistema cambia de
estado son: Isotérmico, isobárico, isócoro, y proceso adiabático.
3.1.4.1. Proceso isotérmico.
Son procesos en los que la temperatura no cambia. Se denomina proceso
isotérmico o proceso isotermo a la evolución reversible de un sistema
termodinámico que transcurre a temperatura constante. La compresión o la
expansión de un gas ideal en contacto permanente con un termostato es un
ejemplo de proceso isotermo.
La expansión isoterma de un gas ideal 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.
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 P•V = constante.
Temas Selectos de Química I
108
3.1.4.2. Proceso Isobárico.
El proceso isobárico es aquel proceso termodinámico que ocurre a presión
constante. En este proceso el calor transferido a presión constante está
relacionado con el resto de variables mediante:
,
Donde:
= Calor transferido.
= Energía Interna.
= Presión.
= Volumen.
En un diagrama P-V, un proceso isobárico aparece como una línea horizontal.
109
Conceptos de termodinámica
3.1.4.3. Proceso Isócoro.
Un proceso isócoro, también llamado proceso isométrico o isovolumétrico es un
proceso termodinámico en el cual el volumen permanece constante; ΔV = 0.
Esto implica que el proceso no realiza trabajo presión-volumen, ya que se define
como:
ΔW = PΔV,
Donde P es la presión (el trabajo es positivo, ya que es ejercido por el sistema).
Aplicando la primera ley de la termodinámica, podemos deducir que Q, el
cambio de la energía interna del sistema es:
Q = ΔU
Para un proceso isocórico; es decir, todo el calor que transfiramos al sistema
quedará a su energía interna, U. Si la cantidad de gas permanece constante,
entonces el incremento de energía será proporcional al incremento de
temperatura:
Q = nCVΔT
Donde CV es el calor específico molar a volumen constante.
En un diagrama P-V, un proceso isocórico aparece como una línea vertical.
3.1.4.4. Proceso Adiabático.
En termodinámica se designa como proceso adiabático a aquel en el cual el
sistema (generalmente un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor con
su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como
proceso isentrópico.
El término adiabático hace referencia a elementos que impiden la transferencia
de calor con el entorno. Una pared aislada se aproxima bastante a un límite
adiabático. Otro ejemplo es la temperatura adiabática de llama, que es la
temperatura que podría alcanzar una llama si no hubiera pérdida de calor hacia
el entorno. 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.
Temas Selectos de Química I
110
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
Por ejemplo, dentro de un termo donde se echan agua caliente y cubos de hielo,
ocurre un proceso adiabático, ya que el agua caliente se empezará a enfriar
debido al hielo, y al mismo tiempo el hielo se empezará a derretir hasta que
ambos estén en equilibrio térmico, sin embargo no hubo transferencia de calor
del exterior del termo al interior por lo que se trata de un proceso adiabático.
PPRRIIMMEERRAA LLEEYY DDEE LLAA
TTEERRMMOODDIINNÁÁMMIICCAA..
3.2.1. Energía interna.
El primer principio de la termodinámica menciona que la energía que pierda o
gane un sistema tiene que ser igual a la que pierda o gane el medio ambiente
del sistema o el universo permanece constante. Cualquier sistema está formado
por un número enorme de partículas que se mueven e interactúan entre sí. La
suma de las energías cinética y potencial de las partículas constituye la energía
interna U.
El valor de la energía interna de un sistema es un estado muy difícil de conocer
debido precisamente al elevado número de partículas y sus interacciones pero sí
se puede conocer la variación de la energía interna en un proceso.
La variación de la energía interna, U, durante un proceso en el que se
intercambia calor y trabajo, es igual a la suma del calor, Q, ganado por el
sistema, más el trabajo, W, realizado sobre el sistema.
Es decir:
ΔU = Q + W
Esta ecuación es una expresión del principio de la conservación de la energía
ΔU es independiente del camino seguido, sólo depende de los puntos inicial y
final, por lo consiguiente, la energía interna es un proceso de estado
3.2.2. Entalpía.
¿Cómo se llega a la ecuación, ΔU = Q + W ?
Las ecuaciones que se presentan a continuación para comprender Entalpía,
suceden a presión constante:
Se define a U = como la energía interna total de un sistema.
Algunos autores usan E en lugar de U.
33..22..
111
Conceptos de termodinámica
En algún punto se tiene una energía interna de U1 y en otro punto diferente, es de
U2. Esto significa, que el cambio sobre este intervalo en la energía interna total
del sistema, ΔU, es:
ΔU = U2 - U
1
Algunas definiciones conocidas para regresar a la ecuación:
a) Energía – la habilidad para realizar un trabajo o producir calor.
b) Trabajo – una fuerza a distancia.
c) Calor – transferencia de energía debido a una diferencia de temperatura.
d) Temperatura – una propiedad directamente proporcional al movimiento al azar
de partículas en una sustancia.
De acuerdo a la UIPAC Los criterios de la UIPAC en los signos para el calor y
trabajo son de la siguiente manera:
Calor aportado al sistema: Q > 0
Calor cedido por el sistema: Q <0
Trabajo aportado al sistema: W > 0
Trabajo realizado por el sistema: W <0
Representa mediante un esquema los criterios de la UIPAC de calor y trabajo
sobre un sistema
De acuerdo a la definición de energía, tiene dos componentes, calor y trabajo, lo
que permite escribir:
ΔU = Q + W
Q es el símbolo estándar para el calor y W para el trabajo. La ecuación siguiente
lleva hacia lo que se conoce como entalpía:
U2 - U
1 = Q + W
Como se menciona arriba el proceso es a presión constante, de manera que se
sustituye W por PΔV, quedando la ecuación:
U2 - U
1 = Q
p - PV
O de esta manera:
U2 - U
1 = Q
p - P(V
2 - V
1)
Qp flujo de calor a presión constante.
EJERCICIO 1
Temas Selectos de Química I
112
Rearreglando se tiene:
U2 - U
1 + PV
2 - PV
1 = Q
p
entonces:
(U2 + PV
2) - (U
1 + PV
1) = Q
p
De la definición de entalpía:
H = U + PV.
Sustituyendo en la ecuación se tiene:
H2 - H
1 = Q
p
o
ΔH = Qp
El cambio en la entalpía del sistema es el calor transferido del entorno al sistema
en un proceso a presión constante. Las unidades de la energía están en Joules.
Obsérvese que a volumen constante Qv = ΔU, no a ΔH.
El primer principio de la termodinámica establece que la energía de un sistema
siempre se conserva y enuncia que si un sistema recibe calor del medio y realiza
un trabajo, la diferencia entre ambos se invierte en producir una variación de la
energía interna del sistema (ΔE). Matemáticamente, se expresa como:
ΔE = Q - W
La energía interna es una función de estado. No puede conocerse su valor
absoluto, sino sólo la variación que experimenta entre el estado inicial y el final
del sistema.
Qp = H2 - H1 = ΔH
donde H es la magnitud energética denominada entalpía.
La entalpía es una función de estado. No puede conocerse su valor absoluto,
sino sólo la diferencia entre el estado inicial y final.
3.2.3. Entalpías de formación.
Antes de explicar algunos conceptos es importante mencionar que la entalpía
estándar de formación para un elemento en su estado estándar es cero
Dos definiciones de conceptos químicos con un significado muy específico:
Estándard – Determinada presión y temperatura: una atmósfera y 25 °C
(298 K). Si se habla de una solución la concentración usada es de 1.00-
molar.
Formación – Sustancia, producto de una ecuación química y está
formada DIRECTAMENTE de los elementos involucrados en la misma. El
coeficiente de las sustancias generalmente es en enteros. Ejemplos:
113
Conceptos de termodinámica
C (s) + O2 (g) ---> CO
2 (g)
C (s) + (1/2) O2 (g) ---> CO (g)
H2 (g) + O
2 (g) --> H
2O
2 (l)
H2 (g) + (1/2) O
2 (g) ---> H
2O (l)
C (s) + 2 H2 (g) + (1/2) O
2 (g) ---> CH
3OH (l)
Hay tres puntos a observar en estos ejemplos:
(1) Las sustancias se muestran en su estado estándar, esto es, su estado físico
(sólido, líquido o gas) .Estarán en condiciones estándares, de manera que el
carbóno en estado sólido, el agua en estado líquido y el hidrógeno en forma de
gas. ¿Por qué?, porque a 1.00 atm. y 25 °C, esas sustancias están en ese estado
físico especificado. Es necesario conocer los estados físicos de los elementos,
como por ejemplo se tiene al elemento bromo (Br2) es líquido y el iodo (I
2) es
sólido.
(2) No debe de haber un compuesto en el lado de los reactantes, solamente
elementos. Se debe de tener en claro que se habla de reacción de formación.
Un ejemplo de reacción que NO es de formación:
6 CO2 + 6 H
2O ---> C
6H
12O
6 + 6 O
2
Esta SI es una reacción de formación, de la glucosa, C6H
12O
6:
6 C (s) + 6 H2 (g) + 3 O
2 (g) ---> C
6H
12O
6 (s)
Entonces, una reacción de formación es sólo a partir de sus elementos.
(3) Puede haber reacciones de formación FALSAS, no suceden a pesar de
escribirse, ejemplo:
H2 (g) + O
2 (g) --> H
2O
2 (l)
Es una reacción imposible, el producto no puede ser peroxide de hidrógeno, la
reacción mencionada sólo puede producir agua y nada más. Hay una reacción
de obtención del peroxide de hidrógeno pero de otra manera.
El símbolo para la entalpía estándar de formación es:
ΔH°f
Todas las reacciones químicas incluyen un cambio en la entalpía, definida como
calor absorbido o producido durante una reacción a presión constante. El
símbolo para la variación de calor es ΔH. Se utiliza "f" para significar formación
en termoquímica. El símbolo "°" para aclarar que es sobre condiciones
estándares. Las reacciones exotérmicas tendrán un valor de ΔH negativo y las
endotérmicas positivo. Cada reacción de formación tiene su valor de variación
de entalpía. Por ejemplo, para la formación de bióxido de carbono, se tiene la
siguiente reacción:
Temas Selectos de Química I
114
C (s) + O2 (g) ---> CO
2 (g)
Los productos tienen un valor de entalpía, se puede decir H2 y los reactantes H
1 .
Aunque esos dos valores no puedan medirse, se puede medir la diferencia entre
ellos por medio de un calorímetro y es lo que se conoce como ΔH.
ΔH = H2 - H
1
Se menciona al principio del tema que la entalpía estándar de formación para un
elemento en su estado estándar es cero. ¿Por qué es cero? Los elementos en
estado estándar no están formados, son así, de esta manera tenemos que la
ΔH°f para el C (s, grafito) es cero, pero la ΔH°
f para el C (s, diamante) es 2
kJ/mol. Esto se debe a que el estado estándar del carbono es el grafito y no el
diamante.
3.2.4. Entalpía de reacción.
Se determina mediante la diferencia de la suma de las entalpías de los
productos y la suma de las entalpías de los reactantes de los productos
En la ecuación de arriba, n y m son los coeficientes de los productos y de los
reactantes en la ecuación química balanceada.
Reacción exotérmica en
la cual un sistema libera
calor a su entorno
H es negativo ( H <
0)
Ea es la energía de
activación.
115
Conceptos de termodinámica
Reacción
endotérmica en la
cual un sistema
absorbe calor de su
entorno.
H es positivo ( H
> 0)
Las siguientes son algunas fases del agua exotérmicas y endotérmicas
1) La reacción de arriba es EXOTÉRMICA porque se libera calor cuando el agua
en estado líquido se enfría hasta formar hielo.
2) La reacción de arriba es ENDOTÉRMICA porque debe de haber un suministro
de calor para que las moléculas del agua en estado líquido tengan la suficiente
energía para escapar en forma de gas.
3) La reacción de arriba es endotérmica porque debe de haber una entrada de
energía para romper los enlaces que mantienen unidas las moléculas del agua
en forma de hielo.
Temas Selectos de Química I
116
LLEEYY DDEE HHEESSSS
La ley de Hess dice que el valor de ΔH en una reacción química es el mismo si
ésta transcurre directamente o por etapas. Sí la reacción puede expresarse
como la suma de dos o más reacciones:
Ecuación [3] = Ecuación [1] + Ecuación [2] +
Entonces, ΔH se puede expresar como: ΔH3 = ΔH
1 + ΔH
2
Por ejemplo: Cuando se neutraliza el ácido fosfórico con una base, el proceso se
lleva a cabo en tres pasos
H3P0
4 + NaOH -> NaH
2PO
4 + H
2O, este es el primer paso, y dará una X
cantidad de calor.
NaH2PO
4 + NaOH -> Na
2HPO
4 + H
2O, este es el segundo paso, y dará una Y
cantidad de calor.
Na2PO
4 + NaOH -> Na
3PO
4 +H
2O, este es el tercer paso , y dará Z cantidad de
calor.
Entonces ΔH = X+Y+Z el calor total o la constante de la suma de calor para la
reacción.
Entalpía molar estándar de formación
La entalpía molar estándar de formación, ΔHf º, de una sustancia, es la variación
de entalpía cuando un mol de la sustancia o compuesto se forma a partir de los
elementos que la componen en su forma más estable a 25 ºC y 1 atm de
presión.
Ejemplo:
Dadas las reacciones:
(1) H2(g) + ½ O
2(g) H
2O(g) ΔH
1
0
= –241,8 kJ
(2) H2(g) + ½ O
2(g) H
2O(l) ΔH
2
0
= –285,8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.
La reacción de vaporización es:
(3) H2O(l) H
2O(g) H
0
3 = ?
(4) puede expresarse como (1)–(2),
33..33..
Laboratorio de química
La mayor parte de las
reacciones que se realizan
en el laboratorio
transcurren a la
temperatura y presión
atmosférica del lugar. El
sistema (que en este caso
es abierto) está formado
por las sustancias que
intervienen o se forman en
la reacción; todo lo demás
es el ambiente o entorno
del sistema
117
Conceptos de termodinámica
Utilizando la Ley de Hess calcula la entalpía de combustión para el H2, C y CH
4
son -285.8, -393.5, y -890.4 kJ/mol respectivamente. Calcular la entalpía
estándar de formación Hf para el CH
4.
Las ecuaciones son las siguientes:
(1) H2(g) + ½ O
2(g) H
2O(g) H
1
0
= –285.8 kJ
(2) C2(s) + O
2(g) CO
2(g) H
2
0
= –293.5 kJ
(3) CH4(g) + 2 O
2(g) 2H
2O(l) + CO
2(g) H
2
0
= –890.4 kJ
Con base a lo propuesto por la Ley de Hess, determinar Hf
0
del eteno (C2H
4) a
partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas:
(1) H2(g) + ½ O
2(g) H
2O(l) H
1
0
= –285,8 kJ
(2) C(s) + O2(g) CO
2(g) H
2
0
= –393,13 kJ
(3) C2H
4(g) + 3 O
2(g) 2 CO
2(g) + 2 H
2O(l) H
3
0
= –1422 kJ
EJERCICIO 3
EJERCICIO 2
Temas Selectos de Química I
118
SSEEGGUUNNDDAA LLEEYY DDEE LLAA
TTEERRMMOODDIINNÁÁMMIICCAA..
3.4.1. Entropía.
Se estudió al principio de la unidad la primera Ley de la Termodinámica,
conocida como "Ley de conservación de la energía" estableciendo que la energía
no varía en cualquier proceso. Existe una segunda Ley de la Termodinámica, la
cual establece, por su parte, que existe otra magnitud llamada entropía, que
permanece constante en algunas transformaciones y que aumenta en otras, sin
disminuir jamás. Esas trasformaciones en las cuales la entropía aumenta, se
denominan procesos irreversibles.
La entropía es una función de estado (no puede conocerse su valor absoluto,
sino sólo la diferencia entre los estados inicial y final). Se define como:
donde Q es el calor absorbido o cedido y T la temperatura.
La entropía mide el grado de desorden de un sistema. Los sistemas
desordenados tienen una entropía elevada, mientras que los sistemas
ordenados tienen una entropía muy baja.
En las reacciones exotérmicas (se produce desprendimiento de calor) aumenta
la entropía del entorno. En las reacciones endotérmicas (se absorbe calor)
disminuye la entropía del entorno.
Ejemplos de reacciones químicas espontáneas
Oxidación del hierro expuesto a la intemperie:
2 Fe (s) + 3/2 O2 + 3 H
2O (l) 2 Fe (OH)
3 (s) ;
H = -791 kJ
Combustión de una cerilla al frotarla:
P4S
3 (s) + 8 O
2 (g) P
4O
10 (s) + 3 SO
2 (g) ;
H = -620 kJ
Inflamación de una mezcla de oxígeno e hidrógeno en presencia de una chispa:
2 H2 (g) + O
2 (g) 2 H
2O (l) H = -572 kJ
33..44..
119
Conceptos de termodinámica
La 2ª Ley de la Termodinámica se aplica solamente a sistemas aislados; es
decir, a sistemas en los cuales las transformaciones implicadas quedan todas
incluidas en ellos. En sistemas abiertos, en cambio, así como la energía puede
pasar de un sistema a otro –y entonces mientras uno la pierde, el otro la gana,
pero el balance total es igual a cero-, lo mismo acontece con la entropía: si un
sistema gana en entropía, su alrededor (que es otro sistema) la pierde, pero el
balance total es nulo. Se puede decir que al sistema más su alrededor se le
considera como un sistema aislado (así se ha considerado al universo). Éste es
el caso, sin embargo, de los procesos reversibles, los cuales son procesos
ideales, ya que no existen en la naturaleza.
En los sistemas reales, y como tales escenarios de procesos irreversibles, el
balance final de entropía es siempre positivo. Además, es muy importante
señalar que la entropía aumenta en un sistema aislado hasta alcanzar un
máximo, que es su estado de equilibrio (porque espontáneamente permanece en
él).
Desde fines del siglo XIX, alrededor del año de 1872, se empieza a reconocer a
la segunda Ley de la Termodinámica como una ley de naturaleza probabilística (o
estadística) por los estudios hechos por Boltzmann. Esto quiere decir que no es
imposible que en un sistema aislado pueda alguna vez disminuir su entropía, en
lugar de aumentar.
Boltzmann –uno de los creadores, junto con J.W. Gibbs, de la Mecánica
estadística- utilizó la teoría cinética de los gases, de acuerdo con la cual la
cantidad de calor de un gas depende del movimiento irregular de sus moléculas,
para mostrar que las colisiones entre moléculas conducen –según leyes
estadísticas- a una igualación media de las diferencias de velocidad que ellas
presentan.
Así, las moléculas más rápidas que el promedio, pierden velocidad con cada
choque; mientras las moléculas más lentas que el promedio, ganan velocidad al
chocar con las moléculas más rápidas. Es precisamente esta igualación (o sea,
desaparición de las diferencias) lo que constituye el estado de equilibrio (estado
de máxima entropía)
3.4.2. Energía libre de Gibbs.
En termodinámica, la energía libre de Gibbs es un potencial termodinámico, 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 energía libre de Gibbs, sirve para calcular si una reacción ocurre
de forma espontánea tomando en cuenta sólo las variables del sistema.
Los cambios en la energía libre se simbolizan como ΔG y representa la energía
que queda disponible para trabajo químico útil:
ΔG = ΔH - T ΔS
en donde H es el contenido de calor; T es la temperatura y S es la entropía del
sistema.
La condición de equilibrio es ΔG = 0
L. Boltzmann, 1844-1904.
maestro de física, citando a
Planck, propuso su
constante, la conexión
logarítmica entre la entropía
y la probabilidad fue
expresada por primera vez
en su teoría cinética de los
gases. La ecuación de
entropía se encuentra
grabada en su tumba en
Viena.
Temas Selectos de Química I
120
En este proceso aumenta el número de partículas (a igualdad de estado
gaseoso de reactivos y productos) por lo que aumenta el desorden; pero
además, desprende calor (ΔH <0). Ambas circunstancias contribuyen a que la
energía libre disminuya y así, el proceso tiene lugar espontáneamente.
Ejemplo:
La reacción de síntesis del amoníaco:
3 H2 (g)
+ N2 (g)
2 NH3 (g)
Con las condiciones de 298 K de temperatura y una atmósfera de presión, por
los siguientes cambios en las variables termodinámicas H y S:
ΔH = -22.1 kcal
ΔS = -47.4(10-3
)kcal/k
Vamos a ver en qué condiciones la reacción será espontánea.
Como ΔH es negativa, hay una pérdida de energía por parte del sistema, o lo
que es lo mismo, la reacción es exotérmica. Por su parte la entropía disminuye
ya que disminuye el número de moléculas, que pasa de ser cuatro para los
reactivos a dos para el producto.
Para averiguar si a la temperatura considerada la reacción evoluciona
espontáneamente será preciso determinar ΔG y particularmente su signo:
ΔG = ΔH - T ΔS = -22,1 - [298 · (-47.4)·10-3
] = -8,0 kcal
La ΔG resulta negativa, por tanto la reacción es espontánea. Un aumento de
temperatura no favorece la reacción ya que al aumentar la temperatura el
segundo término se hace más positivo y por tanto ΔG Resulta menos negativo.
3.4.3 Espontaneidad de un proceso.
Si atendemos exclusivamente al principio de mínima energía, ninguna reacción
endotérmica podría ser espontánea, ya que en este tipo de reacciones la energía
del sistema aumenta. Sin embargo, como se ha visto, existen en la naturaleza
reacciones endotérmicas que se producen espontáneamente debido al otro
factor que condiciona la espontaneidad, la entropía (S).
La entropía de un sistema depende de factores tales como el número de
partículas o el estado físico, así el estado gaseoso es más desordenado que el
líquido o que el sólido, es decir tiene mayor entropía. Los sistemas químicos
tienden a alcanzar un mínimo de energía y un máximo de desorden y son ambos
factores los que controlan conjuntamente el carácter espontáneo de las
reacciones.
121
Conceptos de termodinámica
¡Ojo! Recuerda que
debes resolver la
autoevaluación y los
ejercicios de
reforzamiento; esto te
ayudará a enriquecer
los temas vistos en
clase.
Espontaneidad de las reacciones químicas.
Se denominan procesos químicos espontáneos los que tienen lugar de forma
natural en unas condiciones determinadas. Sobre esto pueden hacerse algunas
consideraciones:
Algunos procesos espontáneos requieren un estímulo inicial. Es el caso de
la reacción de formación del agua.
La espontaneidad no implica nada acerca de la velocidad de los procesos.
Por ejemplo, la oxidación del hierro es un proceso espontáneo
extraordinariamente lento.
Si una reacción es espontánea en determinadas condiciones, la reacción
inversa no lo es en esas mismas condiciones. Así, la descomposición del
agua mediante electrólisis no es espontánea, sino que necesita suministro
de energía eléctrica y la reacción se detiene cuando se interrumpe el paso
de la corriente eléctrica.
La mayor parte de los procesos espontáneos son exotérmicos. Sin embargo,
existen excepciones, como la fusión del hielo, que es un proceso
endotérmico y espontáneo.
Existen reacciones no espontáneas a bajas temperaturas, pero que sí lo son
a temperaturas elevadas. Es el caso de la descomposición del carbonato de
calcio.
Para saber mas y
enriquecer el tema, visita
el sitio www.encarta.com
Temas Selectos de Química I
122
123
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: A partir de los siguientes términos elabora un mapa de conceptos: Proceso isobárico;
temperatura constante, proceso isócoro, proceso isotérmico. Presión constante, Proceso, proceso
adiabático, temperatura constante
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA1
1
Temas Selectos de Química I
124
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
125
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Realizar una consulta bibliográfica acerca de las propiedades de un sistema
termodinámico, estado del mismo, función de estado y proceso termodinámico, presentando una síntesis
gráfica o esquema donde quede integrada la información.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 2
2
Temas Selectos de Química I
126
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
127
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Enumerar una serie de ejemplos en situaciones cotidianas que presenten las
características de los sistemas termodinámicos. Participar con los resultados en una discusión grupal y
llegar a conclusiones.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 3
Temas Selectos de Química I
128
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
129
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Identifica las características de la energía interna y la entalpía relacionándolas con el
significado práctico de la Primera Ley de la Termodinámica. Elabora un resumen con la información
obtenida.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 4
Temas Selectos de Química I
130
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
131
Conceptos de termodinámica
1. Dada la entalpía de combustion del benceno (C6H6) -3278 kJ/mol y que los cambios de la entalpía de
formación del CO2 y H2O son -393.4 y -285.8 kJ/mol respectivamente, calcula la entalpía de la
formación del benceno.
2. La entalpía molar de combustion del hidrógeno (H2), carbono y metano (CH4) son --285.8, -393.5, y -
890.4 kJ/mol . Calcula la entalpía molar de formación del metano.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 5
Temas Selectos de Química I
132
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
133
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Determina los cálculos termoquímicos utilizando la ley de Hess y encuentra la importancia
de la ley misma realizando un resumen breve.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 6
Temas Selectos de Química I
134
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
135
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Realizar una consulta sobre la segunda Ley de la Termodinámica y la energía libre de
Gibss. Analizar la información consultada, destacando la relación entre las propiedades de la entropía y
la energía libre de Gibss y asociando aplicaciones prácticas de la Segunda Ley de la Termodinámica.
Redactar reseña y compartir experiencias
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 7
Temas Selectos de Química I
136
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
137
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Realiza Una investigación documental sobre las propiedades y características de los
sólidos amorfos y cristalinos.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 8
Temas Selectos de Química I
138
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
139
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Elabora un mapa conceptual identificando los postulados de la teoría cinético molecular y
sus aportaciones para explicar los estados de agregación de la materia. Realizar una coevaluación con los
productos.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 9
Temas Selectos de Química I
140
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
141
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Realiza una investigación sobre modelos científicos que expliquen los fenómenos
relacionados con los estados de agregación en los seres vivos, como pueden ser el impacto de
componentes de la atmósfera en el clima, la contaminación del aire, la vida acuática y el uso indiscriminado
de jabones.
Relaciona las leyes de los gases con sus fórmulas y sus enunciados mediante un diagrama. Coevaluar entre
pares o equipos la validez de la tarea.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 10
Temas Selectos de Química I
142
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
143
Conceptos de termodinámica
INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y responde los siguientes cuestionamientos, rellenando el círculo de la
opción que consideres correcta.
1. El cuerpo humano termodinámicamente es un ejemplo de sistema:
Abierto.
Cerrado.
Aislado.
Equilibrado.
2. Cuando el sistema se presenta en estado gaseoso se dice que es del tipo:
Abierto.
Heterogeneo
Homogeneo
Equilibrado.
3. Cuando se habla de la isoterma de un gas se refiere a una línea de:
Volumen.
Presión.
Temperatura.
Densidad.
4. En un proceso isócoro la variación del volumen es:
Infinito.
Mayor que cero.
Menor que cero.
Igual a cero.
5. Un termo con agua caliente y hielo es ejemplo de un proceso:
Isobárico.
Isotérmico.
Adiabático
Isócoro.
6. A presión constante el cambio en la entalpía del sistema es:
El calor suministrado al sistema.
El aumento en el volumen del sistema.
El calor transferido del entorno al sistema.
El cambio de densidad del sistema.
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
AUTOEVALUACIÓN
Temas Selectos de Química I
144
7. Un ejemplo de reacción de formación:
CH4(g) + 2O
2(g) -> CO
2(g) + 2 H
2O(l).
2H2(g) + O
2(g) -> 2H
2O(g)
2KClO3(s) -> 2KCl(s) + 3O
2(g)
2H2O(g) -> 2H
2(g) + O
2(g)
8. La entalpía molar estándar de formación para la reacción 2H2(g) + O2 (g) 2H2O(g) es:
372 KJ.
472 KJ
572 KJ
672 KJ
9. Cuando se forma el hielo es un ejemplo de reacción:
Exotérmica se libera calor al enfriarse
Exotérmica, hay equilibrio térmico.
Endotérmica, hay equilibrio térmico.
Endotérmica, se absorbe calor al formarse hielo
10. La evaporación del agua es una reacción:
Exottérmica se libera calor
Exotérmica se absorbe calor
Eendotérmica. Se libera calor
Endotérmica. Se absorbe calor
Si todas tus respuestas fueron correctas: excelente, por lo que te
invitamos a continuar con esa dedicación.
Si tienes de 8 a 9 aciertos, tu aprendizaje es bueno, pero es
necesario que nuevamente repases los temas.
Si contestaste correctamente 7 o menos reactivos, tu aprendizaje es
insuficiente, por lo que te recomendamos solicitar asesoría a tu
profesor.
Consulta las
claves de
respuestas en la
página 145.
ESCALA DE MEDICIÓN DEL APRENDIZAJE
UUnniiddaadd 11
MMooddeelloo cciinnééttiiccoo
mmoolleeccuullaarr..
Objetivo:
El alumno:
Aplicará 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.
Temario:
Características de los gases.
Leyes de los gases.
Características del estado líquido
.de la materia.
Características generales del
estado sólido de la materia.
El modelo cinético
molecular.Postulados de la
materia.
Tales de Mileto fue un apasionado investigador
sobre la materia. Filósofo griego, gran
matemático, del año 548 a. C., propuso al agua
como fundamento de la materia por poseer los
tres estados de agregación: Sólido, líquido y
gaseoso.
Temas Selectos de Química I
12
Evaluación diagnóstica de conocimientos previos:
Describe, en un párrafo bien redactado, cómo se altera la materia de un estado
a otro. Usa el siguiente vocabulario en tu descripción: Sólido, líquido, gaseoso,
sublimación, evaporización.
Estados de agregación de la materia: sus fuerzas intermoleculares y propiedades físicas intensivas.
El estado de una sustancia depende mucho del equilibrio entre la energía
cinética de las partículas y la energía de atracción entre ellas, la energía cinética
influye con una tendencia a conservar apartadas y en movimiento a las
partículas, en cambio las fuerzas intermoleculares las mantienen unidas.
1.1.1. Las fuerzas intermoleculares en la materia.
Las fuerzas intermoleculares (entre moléculas) están muy vinculadas con las
propiedades físicas intensivas de las sustancias como son: Punto de fusión,
punto de ebullición, solubilidad, densidad, viscosidad, compresibilidad, entre
otras. En general las fuerzas intermoleculares son mucho menores que las
fuerzas de enlace, si hacemos la comparación en la molécula de HCl; para
evaporarla se requieren 16 Kj/Mol, en contraste con 431 Kj/Mol que se necesitan
para romper su enlace covalente y disociar la molécula en átomos de H y Cl.
Esto explica el hecho de que si una sustancia cambia su estado, sus moléculas
permanecen intactas.
Las propiedades físicas de las sustancias reflejan la intensidad de sus fuerzas
intermoleculares, por ejemplo en el Punto de ebullición se observa que un líquido
hierve cuando se forman dentro de sí burbujas de su vapor; así en la ebullición
las moléculas de un líquido deben vencer sus fuerzas de atracción a fin de
separarse y formar un vapor. Cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción,
más elevada será la temperatura a la cual hierve el líquido, de la misma manera
los puntos de fusión de los sólidos aumentan al incrementarse la intensidad de
las fuerzas intermoleculares.
La naturaleza de las fuerzas intermoleculares es electrostática e implica
atracciones entre cargas. Se clasifican en fuerzas dipolo – dipolo, fuerzas de
dispersión de London y puente de hidrógeno.
Las fuerzas dipolo – dipolo existen en moléculas polares como el HF, HCl, H2O.
En la mayoría de los líquidos polares los puntos de ebullición aumentan en las
moléculas de mayor tamaño y peso molecular; por ser estas más polarizables,
debido a que sus electrones están más alejados de sus núcleos.
Las fuerzas intermoleculares de dispersión de London, se presentan en átomos y
moléculas no polares como en los gases nobles y halógenos He, Ne, Ar, F2, Cl
2,
Br2; se reconocen en ellos dipolos instantáneos que son significativos cuando
las moléculas están muy próximas entre sí (por esto un gas se puede licuar a
altas presiones). También las fuerzas de dispersión de London aumentan con el
tamaño y el peso molecular.
11..11
..
13
Modelo cinético molecular
TAREA 1
Pág. 33.
El puente de hidrógeno es un tipo especial de atracción intermolecular que existe
entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar H-F, H-O, H-N y un par de
electrones no compartidos del átomo electronegativo vecino F, O, N
respectivamente. El hidrógeno pequeño y pobre en electrones se aproxima al
átomo electronegativo y es atraído por este con fuerza notable (puente de
hidrógeno). Esta fuerza intermolecular es mayor que la fuerza dipolo-dipolo y
dispersión de London y presenta consecuencias importantes para las
propiedades de muchas sustancias y de los sistemas biológicos. Por ejemplo:
El puente de hidrógeno es responsable de la estructura poco compacta del hielo
que ocasiona una densidad inferior a la del agua líquida (para la mayor parte de
las sustancias la fase sólida es más densa que la líquida).
Enumere las sustancias BaCl2, H
2, CO, HF y Ne; en orden creciente de sus
puntos de ebullición.
La materia puede existir en los diferentes estados: Sólido, líquido o gaseoso, así
por ejemplo el agua puede encontrarse como vapor, líquido o hielo.
Tabla 1. Estados del N2,O
2, H
2O a diferentes temperaturas.
Temperatura N2 O
2 H
2O Estado
T1 Por debajo de
-209.86ºC
Por debajo
de -218.4
ºC
Por debajo
de 0ºC
sólido
T2 -195.8ºC -183.0ºC Por debajo
de 100ºC
líquido
T3 25ºC 25ºC 100ºC gaseoso
Es importante distinguir que cuando una sustancia cambia de estado no varía su
naturaleza química. Así pues el vapor, el líquido y el hielo de agua son
químicamente lo mismo, moléculas de H2O que difieren en la forma en que
existen; por tanto es de esperar que los tres estados físicos del agua sufran los
mismos tipos de reacciones químicas, teniendo como única diferencia la
velocidad a la que se producen tales reacciones. Por esta razón podríamos
contar con que, en una reacción dada, el vapor reaccionará con mayor rapidez
que el agua líquida o el hielo; porque en el vapor hay menos asociación entre
moléculas y por ello estas tienen mayor libertad para reaccionar.
1.1.2. Propiedades físicas intensivas de la materia.
Las propiedades de densidad, compresibilidad y viscosidad son propiedades
físicas intensivas, y diferencian los tres estados de la materia. Estas se pueden
observar y medir en las sustancias en sus diferentes estados físicos.
La densidad se define como el volumen que ocupa una determinada masa de
sustancia. Los gases tienen densidades muy bajas ya que las moléculas de una
masa de gas se encuentran muy separadas entre sí, o sea que ocupan un
volumen relativamente grande. Los líquidos tienen densidades mayores que en
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Temas Selectos de Química I
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los gases, debido a que en ellos las moléculas están bastante más cerca unas
de otras que en un gas, por consiguiente una masa dada de líquido ocupará un
volumen mucho menor que la misma masa de gas. En los sólidos las moléculas
se encuentran en el estado más compacto y en consecuencia sus densidades
son más altas. Es interesante saber que una excepción a esta regla es el agua,
ya que en el hielo las moléculas de agua se mantienen separadas por puente de
hidrógeno en una estructura mucho mas abierta y con mayor volumen, con el
resultado de que el hielo tenga una menor densidad que el agua en estado
líquido.
La compresión se considera como la presión necesaria para reducir
apreciablemente el volumen. Debido a la gran cantidad de espacio vacío entre
las moléculas de un gas, se necesita aplicar muy poca presión para comprimirlo
en forma considerable; en cambio se requieren presiones muy elevadas para
producir una reducción apreciable del volumen de los líquidos y más aun de los
sólidos.
La viscosidad se define como resistencia al flujo, así los líquidos y los gases
ofrecen una resistencia relativamente baja al flujo; mientras que los sólidos
muestran muy poca tendencia a fluir bajo una presión aplicada. Tomando esto
como base los gases y los líquidos se clasifican como fluidos y su viscosidad es
nula y baja respectivamente.
CCAARRAACCTTEERRÍÍSSTTIICCAASS DDEE LLOOSS
GGAASSEESS
Todos los gases están formados por partículas llamadas moléculas.
Dependiendo del gas, cada molécula puede estar formada por átomos iguales,
como en el caso del Hidrógeno (H2) o un grupo de átomos, como en el gas
amoniaco (NH3). Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable,
se considera que todas sus moléculas son idénticas.
Los gases tienen ciertas propiedades características, y son: a) Se mezclan
completamente y de manera uniforme (difusión); b) Son fáciles de comprimir; c)
Se expanden hasta llenar el recipiente que los contiene, y d) Ocupan mucho más
espacio que el que presentan los estados sólidos o líquidos de la materia de
donde provienen, presentando una pequeña densidad; esto es, poca masa por
unidad de volumen. A continuación se describen cada una de las características
que presentan los gases.
1.2.1. Difusión.
Es una propiedad de los gases y se produce a causa de la agitación de las
partículas de un gas que invaden el espacio ocupado por otro gas que puede
ser el aire, donde sus partículas también están repartidas por todo el volumen
del recipiente.
Por ejemplo, en la figura No.1, dentro de un recipiente el aire es incoloro, mientras
que el vapor de bromo es rojo pardo, así que a los pocos minutos el vapor de
bromo invade el espacio ocupado por el aire.
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Modelo cinético molecular
¿Cómo se presenta la difusión?
Es una mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro en virtud
de sus propiedades cinéticas, constituye una demostración directa del movimiento
aleatorio. La difusión siempre procede de una región de mayor concentración a otra
menos concentrada.
A pesar de que las velocidades moleculares son muy grandes, el proceso de
difusión toma un tiempo relativamente grande para complementarse. Por ejemplo,
una botella de solución de amoniaco concentrado, se abre en un extremo de la
mesa del laboratorio, pasa un tiempo antes de que una persona que esté en el otro
extremo de la mesa pueda olerlo. La razón es que las moléculas experimentan
numerosas colisiones mientras se están desplazando desde uno a otro extremo de
la mesa. Por ello, la difusión de los gases siempre sucede en forma gradual, y no
en forma instantánea, como parecían sugerir las velocidades moleculares. Un gas
más ligero se difundirá a través de un cierto espacio más rápido que uno más
pesado.
1.2.2 Compresión.
Los sólidos a nivel molecular son muy difíciles de comprimir, ya que las moléculas
que tienen los sólidos están muy unidas y existe poco espacio libre entre ellas
como para acercarlas sin que aparezcan fuerzas de repulsión fuertes. Esta
situación contrasta con la de los gases, los cuales tienen sus moléculas separadas
y generalmente son altamente compresibles bajo condiciones de presión y
temperatura normales. Los líquidos, bajo condiciones de temperatura y presión
normales, son también bastante difíciles de comprimir, aunque presentan una
pequeña compresibilidad mayor que la de los sólidos.
Si a un recipiente le agregamos una cierta cantidad de gas, ocupará todo el
espacio del recipiente, como lo vemos en la figura 2. Utilizando el émbolo del
recipiente hacemos presión sobre la masa de gas (aumentando la presión),
observaremos que podemos reducir el volumen que ocupaba originalmente.
1.2.3. Expansión.
Podemos repetir la experiencia con otros gases, por lo que se puede inducir que
todos los gases son compresibles. Luego, también podemos aumentar, en la
medida que el recipiente lo permita, el volumen que ocupa el gas, o sea,
descomprimirlo (disminuyendo la presión sobre la masa de gas). Una máquina
de combustión interna es un buen ejemplo sobre la compresión y la expansión
de los gases al utilizar un motor de cuatro tiempos: admisión del energético,
compresión, fuerza de expansión y escape de los gases.
Cualquiera puede sentir el magnífico olor que despide un pan horneándose en la
cocina, igualmente se podrían dar cuenta si alguien rompiera un huevo en mal
estado; el mal olor inundaría la cocina debido al ácido sulfhídrico; esa propiedad
que presentan los gases de llenar los volúmenes donde se encuentran se le
conoce como expansión.
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Figura No. 1
Figura No. 2
Temas Selectos de Química I
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Pág. 41.
1.2.4. Densidad.
En los gases, es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos
de un gas y su volumen molar en litros. Se da en g/L.
Los gases se forman cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas
de atracción entre moléculas. Así, las moléculas de gas interactúan poco,
ocasionalmente chocándose. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven
rápidamente y son libres de circular en cualquier dirección, extendiéndose en
largas distancias. A medida que la temperatura aumenta, la cantidad de
movimiento de las moléculas individuales aumenta. Los gases se expanden para
llenar sus contenedores y tienen una densidad baja. Debido a que las moléculas
individuales están ampliamente separadas y pueden circular libremente en el
estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y pueden tener
una forma indefinida.
1.2.5. Propiedades medibles de los gases.
Entre las propiedades medibles de los gases se encuentran el volumen, la
temperatura, la presión y moles.
Volumen.- La unidad básica de volumen es el M3,
otras unidades más pequeñas
son el cm3
equivalente a ml y el dm3
equivalente a l.
Temperatura.- Se define como la medida de lo caliente o de lo frío. En estudios
científicos se emplean dos escalas: La Celsius o centígrada y la Kelvin
reconocida como unidad de temperatura en el SI.
La escala Celsius se basa en la asignación de 0ºC al punto de
congelación del agua y 100ºC al punto de ebullición del agua al nivel del
mar.
La escala Kelvin asigna el cero a los -273.15ºC. Como un grado Kelvin
es de la misma magnitud de un grado centígrado, la relación es ºK= ºC
+ 273.15
Otra escala muy utilizada es la Farenheit del Sistema inglés que asigna
32ºF y 212ºF a los puntos de congelación y ebullición del agua
respectivamente con divisiones de 180º F entre estos puntos y que se
relaciona en ºC= 5/9(ºF-32) o bien ºF= 9/5 (ºC) + 32
El etilén glicol, el ingrediente más importante de un anticongelante, hierve a
199ºC ¿Cuál es el punto de ebullición en: a) ºK y b) ºF?
Presión.- Se define como la fuerza F que actúa sobre un área dada A.
P= F/A
Los gases ejercen una presión sobre cualquier superficie en contacto, tal es el
caso del gas dentro de un globo que ejerce una presión sobre la superficie
interna del mismo.
La unidad de presión en el SI es el Pascal, 1Pa= 1N/M2
101KPa = 760 mmHg = 1 atmósfera
Desde luego que la presión atmosférica real en cualquier localidad depende de
la altitud y condiciones climatológicas.
La medición de la presión atmosférica tiene su base en el barómetro de mercurio
de Torricelli.
EJERCICIO 2
17
Modelo cinético molecular
Cantidad de materia n.- Se expresa en número de moles n
n= m/pm
En la fórmula n es número de moles, m es masa (gr) y pm es peso molecular
(gr/mol)
Para definir el estado o condición de un gas, se hace en base a las variables de
temperatura, presión, volumen y moles. Las ecuaciones que expresan las
relaciones de estas variables se conocen como leyes de los gases.
¿Qué características presenta un gas para ser considerado gas ideal?
1. Que el volumen de sus partículas sea nulo.
2. Que no existan fuerzas atractivas entre ellas.
Un gas ideal se puede definir como un conjunto de moléculas bastante alejadas
unas de otras, de manera que las interacciones entre ellas son despreciables; es
decir, la energía potencial es cero. Un ejemplo claro de gas ideal lo tenemos en
el hidrógeno y en los gases nobles.
¿Qué es un gas real?
Bueno, si se toma en cuenta el volumen molecular; esto es, el volumen que
ocupan las propias moléculas dentro de las dimensiones del recipiente, así
como las interacciones molécula-molécula que pueden haber al interior del
recipiente, lo que provocaría una disminución de la presión interna, entonces
estamos hablando de un gas real; estas observaciones las realizó Van Der Waals
(es por esta razón que las uniones dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y dipolo
inducido-dipolo inducido se conocen como "Fuerzas de Van Der Waals").
LLEEYYEESS DDEE LLOOSS GGAASSEESS
1.3.1. Ley de Boyle - Mariotte
Considerado por algunos como ―El padre de la química moderna‖, Robert Boyle
(1627-1691) fue el primer científico prominente en desarrollar experimentos
controlados, verificables y en publicar sus trabajos con elaborados detalles en lo
que concierne a procedimientos, aparatos y equipos. Sus trabajos de laboratorio
los hizo formando equipo de trabajo con sus asistentes, aisló por primera vez un
gas, y fue miembro fundador de la Royal Society de Londres.
Nacido en Irlanda, sus estudios los realizó en Ginebra donde adquirió el
pseudónimo de Philaretus (amante de la verdad) y llevó la mejor educación de
sus tiempos, aprendiendo filosofía, lenguas, matemáticas y quizás lo más
significante: la nueva física de Bacon, Descartes y Galileo. Los científicos de la
Física y sus nuevas teorías sobre el aire y el vacío, el movimiento de los planetas
y la circulación de la sangre le llamaron poderosamente la atención mucho más
que los trabajos de los alquimistas.
11..33..
Robert Boyle (1627-1691),
considerado el Padre de la
Química, dio la primera
definición moderna de
elemento, comrobó y
propueso la ley de los gases
que hoy lleva su nombre.
Temas Selectos de Química I
18
La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle, como se la conoce a veces), es una
de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una
cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante, y dice que el
volumen es inversamente proporcional a la presión:
es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión
disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario
conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones
de la gráfica en la figura No. 3, manteniendo constante la cantidad de gas y la
temperatura, deberá cumplirse la relación:
Figura No. 3
En la figura No. 4 igualmente se ilustra el efecto de la presión sobre el volumen
de acuerdo a los trabajos realizados por Robert Boyle.
Figura No. 4
A TEMPERATURA
CONSTANTE
A PRESIÓN
CONSTANTE
19
Modelo cinético molecular
El postulado de la ley de Boyle Mariotte es el siguiente: a temperatura constante,
el volumen de cualquier gas, es inversamente proporcional a la presión a que se
somete.
La expresión matemática de la misma:
Esta Ley es una simplificación de la Ley de los gases ideales particularizada para
procesos isotermos.
Junto con la ley de Charles y Gay-Lussac, y la ley de Graham, la ley de Boyle
forma las leyes de los gases, que describen la conducta de un gas ideal. Las
tres leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal de los gases
Ejemplo:
Se tiene un volumen de 400 cm3
de oxígeno a una presión de 380 mm de Hg.
¿Qué volumen ocupará a una presión de 760 mm de Hg, si la temperatura
permanece constante?
Según la expresión matemática: P1V
1 = P
2V
2
Sustituyendo:
400 cm3
X 380 mm Hg = 760 mm Hg X V2
Despejando:
V2
= 200 cm3
La presión siempre se maneja en mm de Hg.
En un recipiente se mantienen 4 L de hidrógeno a una presión de 700 Torr. ¿Cuál
será la presión necesaria en mm de Hg para variar el volumen a 10 L?
1.3.2. Ley de Charles.
Jacques Alexandre César Charles (1746 - 1823), científico y matemático francés.
Fue el primero en realizar un viaje en globo aerostático, el 27 de agosto de 1783.
Inventó varios dispositivos, entre ellos el densímetro (también llamado
hidrómetro), aparato que mide la gravedad específica de los líquidos.
EJERCICIO 3
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Temas Selectos de Química I
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Charles fue electo en 1793 como miembro de la Académie des Sciences,
instituto real de Francia. Fue profesor de física hasta su muerte, el 7 de abril de
1823.
El postulado de la ley de Charles es el que sigue: A presión constante, el
volumen de una masa dada de gas varia directamente con la temperatura
absoluta. En la figura No. 4 se observa el comportamiento de un gas sometido a
esas condiciones que nos indica la ley de Charles, así como, la gráfica de la
figura No. 5
La expresión matemática de la ley de Charles es la siguiente:
Ejemplo: Se tienen 3 moles de un gas ideal en un recipiente de 700 cm3
a 12°C y
calentamos el gas hasta 27°C. ¿Cuál será el nuevo volumen del gas?
Volumen inicial = 700 cm3
Temperatura inicial = 12 + 273 = 285°K
Temperatura final = 27 + 273 = 300°K
De acuerdo con la Ley de Charles, al aumentar la temperatura del gas debe aumentar el volumen:
Según la expresión matemática:
700 cm3 x 285°K = V
2 X 300°K
Despejando V2
Jack Charles, cerca de 1787
publicó sus estudios, hoy
conocidos como la ley de
Charles. Su descubrimiento fue
previo al de Gay Lussac quién
publico en 1802 la ley de
expansión de los gases
Figura No. 5
21
Modelo cinético molecular
Determina el volumen ocupado por un gas a una temperatura de 75ºC si el
mismo gas a una temperatura de 15ºC presenta un volumen de 100 litros a
presión constante
1.3.3. Ley de Gay Lussac
Louis Joseph Gay-Lussac (1778- 1850), químico y físico francés, es conocido en
la actualidad por su contribución a las leyes de los gases. En 1802, Gay-Lussac
fue el primero en formular la ley según la cual un gas se expande
proporcionalmente a su temperatura (absoluta) si se mantiene constante la
presión. Esta ley es conocida en la actualidad como Ley de Charles.
A la edad de 23 años, en enero de 1803, presenta al Instituto (la Académie des
sciences) su primera memoria, "Recherches sur la dilatation des gaz", verificando
descubrimientos realizados por Charles en 1787. En 1804 efectúa dos ascensos
en globo aerostático, alcanzando una altura de 7.000 metros.
En 1809, Gay Lussac es designado Profesor de Química Práctica en la École
Polytechnique, y titular de la cátedra de Física en la recién creada Facultad de
Ciencias de París en la Sorbona. El mismo año demuestra que el cloro es un
elemento químico simple; este descubrimiento fue realizado en paralelo también
por Humphry Davy. Los caminos de investigación de Davy y Gay-Lussac
volverán a cruzarse en 1813, cuando ambos, trabajando separadamente,
descubren el iodo
El postulado para la ley de Gay Lussac establece:
A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la
temperatura. La figura No. 6 nos muestra la gráfica del comportamiento de un
gas sometido a esas condiciones.
Figura No. 6
EJERCICIO 4
Louis Gay Lussac es elegido
miembro del Instituto de
investigaciones de Paris en
1806, descubre junto con
Thénard, el boro y el potasio, y
fórmula su segunda ley "Sur la
combinaison des substances
gazeuses".
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Temas Selectos de Química I
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La expresión matemática para la ley de Gay Lussac es la siguiente:
Ejemplo:
Se calienta aire en un cilindro de acero de 20 °C a 42 °C. Si la presión inicial es de
4.0 atmósferas ¿Cuál es su presión final?
Condiciones iniciales:
T1 = 273 + 20 = 293 °K; P
1= 40 atm
Condiciones finales:
T2 = 273 + 42 = 315°K P
2=?
Sustituyendo en la ecuación de Gay-Lussac:
Un recipiente de acero cerrado herméticamente contiene oxígeno a una presión
de 1.75 atm bajo una temperatura de 30ºC. ¿Cuál será la presión ejercida por el
gas si se aumenta la temperatura a 200ºC?
Realiza un cuadro de recuperación para las leyes de Boyle, Charles y Gay
Lussac donde muestres:
1. La variable constante en c/u de las leyes.
2. Las variables dependientes
3. La relación entre las variables
4. La fórmula para cada ley.
EJERCICIO 5
EJERCICIO 6
Para resolver los ejercicios
donde se aplica la ley de Gay
Lussac debes de tener en
cuenta que la escala de
temperaturas a utilizarse es
grados Kelvin.
23
Modelo cinético molecular
1.3.4. Ley combinada de los gases.
A partir de la ley combinada podemos calcular la forma como cambia el
volumen, o la presión, o la temperatura, si se conocen las condiciones iniciales
(P1
V1 T
1) y se conocen dos de las condiciones finales; es decir, dos de los tres
parámetros: (P2 V
2 T
2)
La expresión matemática para la Ley combinada de los gases es:
Ejemplo:
¿Qué volumen ocupará una masa de gas a 150 °C y 200 mm Hg, sabiendo que
a 50 °C y 1 atmósfera ocupa un volumen de 6 litros?
Condiciones iniciales:
V1 = 6 litros
P1 = 760 mm Hg
T1 = 50 = 273 = 323 K
Condiciones finales;
V2 =?
P2 = 200 mm Hg
T2 = 150 + 273 = 423 K
V2 = 29.85 Litros
1.3.5. Ley de Dalton o de presiones parciales.
John Dalton (1766-1844), químico y físico británico, trabajó con eficacia para
conseguir la unión entre el concepto de elemento químico y las hipótesis
atómicas antiguas, que sirvieron para desarrollar la teoría atómica en la que se
basa la ciencia física moderna. En 1787, Dalton comenzó una serie de estudios
meteorológicos que continuó durante 57 años, acumulando unas 200,000
observaciones y medidas sobre el clima en el área de Manchester. El interés de
Dalton por la meteorología le llevó a estudiar un gran número de fenómenos así
como los instrumentos necesarios para medirlos. Fue el primero en probar la
teoría de que la lluvia se produce por una disminución de la temperatura, y no
por un cambio de presión atmosférica.
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Temas Selectos de Química I
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En 1794 presentó en la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester un ensayo
sobre el daltonismo, un defecto que él mismo padecía; el ensayo fue la primera
descripción de este fenómeno, denominado así por el propio Dalton.
Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está
compuesta por átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones
sencillas para formar compuestos. Esta teoría, que Dalton formuló por primera
vez en 1803, es la piedra angular de la ciencia física moderna. En 1808 se
publicó su obra Nuevo sistema de filosofía química, (obra que se publicó en dos
partes, la primera en 1808 y la segunda en 1810) que incluía las masas atómicas
de varios elementos conocidos en relación con la masa del hidrógeno. Sus
masas no eran totalmente precisas pero constituyen la base de la clasificación
periódica moderna de los elementos. Dalton llegó a su teoría atómica a través
del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases. En
el curso de la investigación descubrió la ley conocida como ley de Dalton de las
presiones parciales, según la cual, la presión ejercida por una mezcla de gases
es igual a la suma de la presiones parciales que ejercería cada uno de los gases
si él solo ocupara el volumen total de la mezcla.
La ley de las presiones parciales, igualmente conocida como Ley de Dalton,
establece: En una mezcla de gases, la presión total es igual a la suma de las
presiones parciales.
Ptotal
= P1+P
2+P
3...
Ejemplo:
Dos recipientes de un litro se conectan por medio de una válvula cerrada. Un
recipiente contiene nitrógeno a una presión de 400 mm Hg y el segundo
contiene oxígeno a una presión de 800 mm Hg. Ambos gases están a la misma
temperatura. ¿Qué sucede cuando se abre la válvula?
Suponiendo que no hay cambio de la temperatura del sistema cuando los gases
se difunden y se mezclan uno con otro y que los gases no reaccionan, entonces
la presión final total será igual a la suma de las presiones parciales de los dos
gases:
P total = P [N2] + P [O
2]
P total = 400 mm Hg + 800 mm Hg
P total = 1200 mm Hg
John Dalton fue elegido
miembro de la Sociedad Real
de Londres en 1882, cuatro
años más tarde se le concedió
la medalla de oro de esta
Sociedad. En 1830 se convirtió
en el octavo miembro de la
academia de Ciencias en
Francia. Murió el 27 de julio de
1844 en Manchester.
Para Aristóteles las virtudes
eran lo opuesto a los vicios.
Vivir las virtudes
25
Modelo cinético molecular
1.3.6 Ecuación del gas ideal.
Si se combinan adecuadamente las leyes de Boyle y Charles con el principio de
Avogadro, se llega a una expresión que relaciona simultáneamente el volumen
de determinada cantidad de un gas con la presión y la temperatura del mismo.
Esta ecuación recibe el nombre de ecuación de estado o ley de los gases
ideales:
PV = nRT
R se conoce como la constante universal de los gases ideales y su valor
depende de las unidades en que se expresen las diversas cantidades. Por
convención, el volumen de un gas se expresa en litros, el valor de n en moles, la
temperatura en °K y la presión en atmósferas.
El valor de la constante R, para un mol de cualquier gas a condiciones normales
se determina a partir de la ecuación anterior así:
R = P V/n T = (1 atm) (22.4 l ) / (mol) (ºK)
R = 0.08205 l . atm / mol ºK
Ejemplo:
Calcular la presión ejercida por 0,35 moles de cloro, que se encuentran en un
recipiente de 1,5 litros medidos a 27 °C.
CCAARRAACCTTEERRÍÍSSTTIICCAASS DDEELL EESSTTAADDOO
LLÍÍQQUUIIDDOO DDEE LLAA MMAATTEERRIIAA
El estado líquido es uno de los estados de agregación de la materia; un líquido
es un fluido cuyo volumen es constante en condiciones de temperatura y presión
constante, y su forma es definida por su contenedor. Un líquido ejerce presión
en el contenedor con igual magnitud hacia todos los lados.
Los líquidos presentan tensión superficial y capilaridad, generalmente se
expanden cuando se incrementa su temperatura y se comprimen cuando se
enfrían. Los objetos inmersos en algún líquido son sujetos a un fenómeno
conocido como flotabilidad.
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Las moléculas en el estado líquido ocupan posiciones al azar que varían con el
tiempo. Las distancias intermoleculares son constantes dentro de un estrecho
margen.
Cuando un líquido sobrepasa su punto de ebullición cambia su estado a
gaseoso, y cuando alcanza su punto de congelación cambia a sólido.
Por medio de la destilación fraccionada, los líquidos pueden separarse de entre
sí al evaporarse cada uno al alcanzar sus respectivos puntos de ebullición. La
cohesión entre las moléculas de un líquido no es lo suficientemente fuerte por lo
que las moléculas superficiales se pueden evaporar.
Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de los sólidos,
pero están menos separadas que las de los gases. En algunos líquidos, las
moléculas tienen una orientación preferente, lo que hace que el líquido presente
propiedades anisótropas (propiedades, como el índice de refracción, que varían
según la dirección dentro del material). En condiciones apropiadas de
temperatura y presión, la mayoría de las sustancias puede existir en estado
líquido. A presión atmosférica, sin embargo, algunos sólidos se subliman al
calentarse; es decir, pasan directamente del estado sólido al estado gaseoso. La
densidad de los líquidos suele ser algo menor que la densidad de la misma
sustancia en estado sólido. Algunas sustancias, como el agua, son más densas
en estado líquido.
1.4.1. Presión de vapor.
También conocida como presión de saturación, es la presión a la que a cada
temperatura la fase líquida y vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor
es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras
existan ambas. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación
de líquido saturado y vapor saturado
1.4.2. Punto de ebullición.
Es la temperatura que debe alcanzar una sustancia para pasar del estado líquido
al estado gaseoso; para el proceso inverso se denomina punto de
condensación. La definición exacta del punto de ebullición es la temperatura a la
cual la presión de vapor iguala a la presión atmosférica. Por ejemplo, a nivel del
mar la presión atmosférica es de 1 atm. o 760 mmHg, el punto de ebullición del
agua a esta presión será de 100°C porque a esa temperatura la presión de vapor
alcanza una presión de 1 atm.
La temperatura de una sustancia o cuerpo es una medida de la energía cinética
de las moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una
pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para
romper la tensión superficial y escapar.
Al llegar al punto de ebullición, la mayoría de las moléculas son capaces de
escapar desde todas partes del cuerpo, no sólo de la superficie. Sin embargo,
para la creación de burbujas en todo el volumen del líquido se necesitan
imperfecciones o movimiento, precisamente por el fenómeno de la tensión
superficial.
27
Modelo cinético molecular
La temperatura se mantiene constante durante todo el proceso de ebullición, y el
aporte de más energía sólo produce que aumente el número de moléculas que
escapan del líquido. Este hecho se aprovecha en la definición de la escala de
temperatura en grados centígrados.
Un líquido puede calentarse pasado su punto de ebullición. En ese caso se dice
que es un líquido sobrecalentado. En un líquido supercalentado, una pequeña
perturbación provocará una ebullición explosiva. Esto puede ocurrir, por ejemplo,
al calentar agua en un recipiente liso (por ejemplo Pyrex) en un microondas. Al
echar azúcar en esta agua sobrecalentada, el contenido completo puede ebullir
en la cara del usuario, causando quemaduras.
El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo
de las fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar
si la sustancia es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de
enlaces (dipolo permanente - dipolo permanente, dipolo inducido - dipolo
inducido o puentes de hidrógeno)
En el agua, el punto de ebullición se alcanza cuando la presión atmosférica se
iguala a la presión de vapor, generando ebullición.
1.4.3. Punto de congelación.
En un líquido, es la temperatura a la que dicho líquido se solidifica debido a una
reducción de la temperatura. El proceso inverso se denomina punto de fusión. El
agua presenta ambos puntos, de congelación y de fusión, iguales: 0ºC (32ºF).
1.4.4. Tensión superficial.
¿Qué es la tensión superficial?
En física se denomina tensión superficial al fenómeno por el cual la superficie de
un líquido tiende a comportarse como si fuera una delgada película elástica. Este
efecto permite a algunos insectos, desplazarse por la superficie del agua sin
hundirse, como se observa en la figura No. 8.
¿Qué causa la tensión superficial?
A nivel microscópico, la tensión superficial se debe a que las fuerzas que afectan
a cada molécula son diferentes en el interior del líquido y en la superficie. Así, en
el seno de un líquido cada molécula está sometida a fuerzas de atracción que en
promedio se anulan. Esto permite que la molécula tenga una energía bastante
baja. Sin embargo, en la superficie hay una fuerza neta hacia el interior del
líquido. Rigurosamente, si en el exterior del líquido se tiene un gas, existirá una
mínima fuerza atractiva hacia el exterior, aunque en la realidad esta fuerza es
despreciable debido a la gran diferencia de densidades entre el líquido y el gas.
¿Por qué si a un astronauta se le cae un líquido en la base espacial se forman
esferas del mismo?
La tensión superficial tiene como principal efecto la tendencia del líquido a
disminuir en lo posible su superficie para un volumen dado, de aquí que un
líquido en ausencia de gravedad adopte la forma esférica, que es la que tiene
menor relación área/volumen.
Temas Selectos de Química I
28
Energéticamente, las moléculas situadas en la superficie tienen una
mayor energía promedio que las situadas en el interior, por lo tanto la
tendencia del sistema será a disminuir la energía total, y ello se logra
disminuyendo el número de moléculas situadas en la superficie, de ahí
la reducción de área hasta el mínimo posible.
¿Qué factores afectan la tensión superficial?
En general, la tensión superficial disminuye con la temperatura, ya que
las fuerzas de cohesión disminuyen al aumentar la agitación térmica. La
influencia del medio exterior se debe a que las moléculas del medio
ejercen acciones atractivas sobre las moléculas situadas en la
superficie del líquido, contrarrestando las acciones de las moléculas del
líquido.
1.4.5. Densidad.
La masa y el volumen son propiedades generales o extensivas de la materia; es
decir, son comunes a todos los cuerpos materiales y además dependen de la
cantidad o extensión del cuerpo. En cambio, la densidad es una propiedad
característica, ya que nos permite identificar distintas sustancias.
¿Cómo se determina la densidad?
La densidad de una sustancia es el cociente entre la masa y el volumen:
Densidad = Masa/Volumen d = m/V
A esta densidad se le denomina densidad absoluta.
¿Cuál es la densidad relativa?
La densidad relativa o aparente expresa la relación entre la densidad de una
sustancia y la densidad del agua, resultando una magnitud adimensional. La
densidad del agua tiene un valor de 1 kg/l —a las condiciones de 1 atm y 4°C—
equivalente a 1000 kg/m3
. Aunque la unidad en el Sistema Internacional de Medidas
es kg/m3
, también es costumbre expresar la densidad de los líquidos en g/cm3
Realiza un mapa conceptual sobre las características del estado líquido de la
materia
EJERCICIO 7
Figura No. 8
TAREA 10
Pág. 51.
29
Modelo cinético molecular
CCAARRAACCTTEERRÍÍSSTTIICCAASS GGEENNEERRAALLEESS DDEELL
EESSTTAADDOO SSÓÓLLIIDDOO DDEE LLAA MMAATTEERRIIAA
¿Cómo se produce el estado sólido?
Los átomos que tienen poca energía tienden a ―encerrarse‖ y no interactuar con
otros átomos. Por consiguiente, colectivamente, estos átomos forman una
sustancia dura, lo que llamamos un sólido. Los efectos de interacción son
responsables de las propiedades mecánicas, térmicas, eléctricas, magnéticas y
ópticas de los sólidos.
Los sólidos se forman cuando las fuerzas de atracción entre moléculas
individuales son mayores que la energía causante de que se separen. Las
moléculas individuales se encierran en su posición y se quedan en su lugar sin
poder moverse. Aunque los átomos y moléculas de los sólidos se mantienen en
movimiento, éste se limita a una energía de vibración y las moléculas
individuales se mantienen fijas en su lugar, donde vibran unas al lado de otras. A
medida que la temperatura de un sólido aumenta, la cantidad de vibración
aumenta, pero el sólido mantiene su forma y volumen, ya que las moléculas
están encerradas en su lugar y no interactúan entre sí.
Debido a lo anterior, las sustancias sólidas se caracterizan porque tienen un
volumen y una forma determinada. Hacer que modifiquen su forma suele ser
difícil: son indeformables, aunque algunas son relativamente elásticos. Como las
fuerzas intermoleculares son muy intensas, estas partículas están ordenadas
espacialmente, fijas en unas posiciones determinadas. Por eso se dice que
tienen una estructura interna cristalina. (Figura No. 7).
¿Existe una clasificación para los sólidos?
Se tienen dos tipos de sustancias sólidas: Sustancias cristalinas y sustancias
amorfas.
A veces, esa estructura interna cristalina se manifiesta externamente como una
figura geométrica: un poliedro más o menos perfecto: son los sólidos
cristalizados o cristales. En la naturaleza éstos se presentan como minerales.
1.5.1. Sustancias amorfas.
Los vidrios y plásticos carecen de estructura interna cristalina, se dice que son
sustancias amorfas y no se consideran sólidos, sino líquidos con viscosidad
(resistencia a fluir, debida al rozamiento entre sus moléculas) muy alta, tan alta
que no pueden fluir, y por eso presentan siempre la misma forma, como si
fueran sólido.
11..55..
Figura No. 7
TAREA 11
Pág. 53.
Temas Selectos de Química I
30
1.5.2. Sustancias cristalinas.
A veces, esa estructura interna cristalina se manifiesta externamente como una
figura geométrica: Un poliedro más o menos perfecto: Son los sólidos
cristalizados o cristales. En la naturaleza estos se presentan como minerales.
EELL MMOODDEELLOO CCIINNÉÉTTIICCOO MMOOLLEECCUULLAARR..
PPOOSSTTUULLAADDOOSS DDEELL MMOODDEELLOO..
A lo largo de la historia del pensamiento humano se ha elaborado un modelo
acerca de cómo está constituida la materia, se conoce con el nombre de modelo
a cinético molecular. Según este modelo de materia, todo lo que vemos está
formado por unas partículas muy pequeñas, que son invisibles aún a los mejores
microscopios y que se llaman moléculas. Las moléculas están en continuo
movimiento y entre ellas existen fuerza atractivas, llamadas fuerzas de cohesión.
Las moléculas, al estar en movimiento, se encuentran a una cierta distancia unas
de otras. Entre las moléculas hay espacio vacío.
1.6.1. Teoría cinética molecular: el modelo.
Las premisas fundamentales del modelo cinético molecular fueron establecidas,
después de muchos años de estudio, por Bernoulli, Clausius, Maxwell y
Boltzmann. Los postulados son:
1. Toda la materia está constituida por pequeñas partículas llamadas
moléculas.
2. Las moléculas se encuentran en continuo movimiento al azar. Su energía de
movimiento determina la temperatura del cuerpo.
3. Las moléculas pueden interactuar entre sí con fuerzas de mayor o menor
intensidad.
4. La distancia entre las moléculas es muy grande comparada con sus
dimensiones.
11..66..
31
Modelo cinético molecular
5. Las colisiones entre las moléculas y con las paredes del recipiente son
elásticas.
6. La energía cinética promedio es directamente proporcional a la temperatura
absoluta.
Las consecuencias del modelo, a partir de los postulados, explican las
diferencias en tres parámetros para cada uno de los tres estados de la materia.
Gases Líquidos Sólidos
Compresibilidad Alta Baja Incompresibles
Densidad Baja Mediana Alta
Velocidad de difusión Alta Baja No difunden
1.6.2. Teoría cinética molecular en los gases.
La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo
en cuenta un gas ideal o perfecto:
1. Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a
gran distancia entre sí; su volumen se considera despreciable en
comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas.
2. Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de
modo que no existe atracción intermolecular alguna.
3. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma
desordenada; chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo
que dan lugar a la presión del gas.
4. Los choques de las moléculas son elásticas, no hay pérdida ni ganancia de
energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las
moléculas que chocan.
5. La energía cinética media de las moléculas, es directamente proporcional a
la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.
Los gases reales existen, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus
moléculas. Además, pueden tener comportamiento de gases ideales en
determinadas condiciones: Temperaturas altas y presiones muy bajas
1.6.3. El comportamiento de los estados de la materia a partir del
Modelo Cinético Molecular.
En el estado sólido, las moléculas están muy juntas y se mueven oscilando
alrededor de unas posiciones fijas; las fuerzas de cohesión son muy grandes. En
el estado líquido, las moléculas están más separadas y se mueven de manera
que pueden cambiar sus posiciones, pero las fuerzas de cohesión, aunque son
menos intensas que en el estado sólido, impiden que las moléculas puedan
independizarse. En el estado gaseoso las moléculas están totalmente separadas
unas de otras y se mueven libremente; no existen fuerzas de cohesión.
Sí aumentamos la temperatura de un sistema material sólido, sus moléculas se
moverán más rápidamente y aumentarán la distancia medía entre ellas, las
fuerzas de cohesión disminuyen y llegará un momento en que estas fuerzas son
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Pág. 55.
Temas Selectos de Química I
32
¡Ojo! Recuerda que debes resolver la autoevaluación y los
ejercicios de reforzamiento; esto te ayudará a enriquecer
los temas vistos en clase.
incapaces de mantener las moléculas en posiciones fijas, las moléculas pueden
entonces desplazarse, el sistema material se ha convertido en líquido.
Si la temperatura del líquido continúa aumentando, las moléculas aumentarán
aún más su rapidez, la distancia media entre ellas irá aumentando y las fuerzas
de cohesión disminuyendo hasta que finalmente las moléculas pueden liberarse
unas de otras, ahora el sistema material o conjunto de moléculas pertenece al
estado gaseoso.
Si disminuimos la temperatura de un sistema material en estado gaseoso,
disminuye la rapidez media de las moléculas, y esto hace posible que al
acercarse las moléculas casualmente, las fuerzas de cohesión, que siempre
aumentan al disminuir la distancia, puedan mantenerlas unidas, el sistema
material pasará al estado líquido.
Si disminuye aún más la temperatura, al moverse más lentamente las moléculas,
la distancia media entre ellas seguirá disminuyendo, las fuerzas de cohesión
aumentarán más y llegará un momento que serán lo suficientemente intensas
como para impedir que las moléculas puedan desplazarlas, obligándolas a
ocupar posiciones fijas, el sistema material se ha convertido en un sólido.
Para saber más y
enriquecer el tema, visita el
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www.quimicaweb.net
www.visionlearning.com
TAREA 13
Pág. 57.
33
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Investiga como es el puente de Hidrógeno en las estructuras del H2O, NH
3 y HF. Dibuja los
modelos resaltando con color el puente de hidrógeno.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Investiga las densidades del O2 y H
2O en sus tres estados y haz una comparación que
señale la excepción del agua, para la regla de tendencia en las densidades.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 2
Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
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Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: A partir de conceptos vertidos en clase sobre el estado gaseoso, asocia algunos ejemplos
de tu vida cotidiana con las características de los gases.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 3
Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Realiza un mapa conceptual sobre las características de los gases como el volumen,
difusión, etcétera, y su relación, vista en clase, con ejemplos cotidianos.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
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Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Investiga cómo realizó la medición de la presión atmosférica Torricelli, el fundamento
teórico aplicado y ecuaciones que lo explican.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 5
Temas Selectos de Química I
42
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
_
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Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Realiza los siguientes ejercicios aplicando la ley de Boyle. Recuerda las unidades de
presión que se utilizan de acuerdo a esta ley de los gases.
1. ¿Qué volumen ocupará 2.5 L de un gas si la presión cambia de 760 mm de Hg a 630 mm de Hg?
2. Una masa dada de Hidrógeno ocupa 40 L a 700 Torr ¿Qué volumen ocupará a 5 atm de presión?
3. Un gas ocupa un volumen de 20 ml a una presión de 400 Torr. ¿A qué presión se debe de someter el
gas para cambiar su volumen a 75 ml?
4. ¿Qué volumen ocupará 5 L de un gas si la presión cambia de 500 Torr a 450 mm de Hg?
5. ¿Cómo se encuentra la Temperatura en los cuatro ejercicios anteriores? __________________
6. De acuerdo a los ejercicios que resolviste y al punto No. 5, proporciona un enunciado para la Ley de
Boyle sin revisar bibliografía alguna.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 6
Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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45
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Realiza los siguientes ejercicios aplicando las Leyes de Charles y Gay-Lussac. Recuerda
la escala de Temperatura a utilizar para resolverlos
1. Se dejan 4 litros de un gas a una temperatura de 30 ºC. ¿Cuál es el volumen a la temperatura ambiente
si la presión permanece constante?
2. Si se enfrían 20 L de oxígeno de 75 a 0 ºC. ¿Cuál es el volumen actual?
3. Se tienen 4 Litros de Cl gaseoso a una Temperatura de 30 ºC. Si se eleva la Temperatura a 60 ºC. ¿Cuál
es el nuevo volumen?
4. ¿Cuál parámetro permanece constante en los tres ejercicios? _____________________________________
5. ¿Cuál parámetro es el que cambia? ___________________________________________________________
6. Proporciona un enunciado basado en lo anterior para la ley de Charles:
7. La presión de un tanque de Hidrógeno es de 800 Torr a una Temperatura de 25 ºC. ¿Cuál será la nueva
Presión si la Temperatura se disminuye hasta 0 ºC?
8. Un cilindro de gas contiene 45 L de Helio a una temperatura ambiente de 40 ºC bajo una presión de 650
Torr. ¿Cuál será la presión si la temperatura cambia a 25 ºC?
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 7
Temas Selectos de Química I
46
Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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47
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Realiza los siguientes ejercicios aplicando la ley combinada de los gases ideales.
1. Se tienen 25 L de Helio a 8 ºC y 750 Torr, determina el volumen a 55 C y 825 Torr:
2. ¿Cuál es la temperatura a la que se deben de calentar 10 L de un gas que se encuentra bajo una
temperatura de 25 ºC y 650 Torr, si se quieren mantener en un volumen de 20 Litros y una presión de
750 Torr? La respuesta se desea en grados centígrados.
3. ¿De dónde proviene la ley combinada de los gases?
__________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________
4. Explícalo algebraicamente.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 8
Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Relaciona las leyes de los gases con sus fórmulas y sus enunciados mediante un
diagrama. Coevaluar entre pares o equipos la validez de la tarea.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 9
Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
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______________________________________________________________
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51
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Realiza un cuadro comparativo donde expliques las propiedades mostradas por los
líquidos a partir de ejemplos cotidianos
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 10
1000
1010
Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
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Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Realiza una investigación documental sobre las propiedades y características de los
sólidos amorfos y cristalinos.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 11
111111
Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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55
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Elabora un mapa conceptual identificando los postulados de la teoría cinético molecular y
sus aportaciones para explicar los estados de agregación de la materia. Realizar una coevaluación con los
productos.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 12
Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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57
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Realiza una investigación sobre modelos científicos que expliquen los fenómenos
relacionados con los estados de agregación en los seres vivos, como pueden ser el impacto de
componentes de la atmósfera en el clima, la contaminación del aire, la vida acuática y el uso indiscriminado
de jabones.
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
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Temas Selectos de Química I
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Revisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
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59
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y responde los siguientes cuestionamientos, rellenando el círculo de la
opción que consideres correcta.
1. La capacidad que tienen los gases de poder ser comprimidos, se explica por el postulado de la
teoría cinética, el cual dice que:
Las moléculas de un gas se encuentran tan separadas que sólo ocupan una pequeña fracción
del volumen total del gas.
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.
La velocidad a la que se mueven las moléculas de un gas aumenta al incrementar la
temperatura y disminuye cuando ésta baja.
Las colisiones no causan pérdida neta de la energía cinética total de las partículas.
2. El volumen de una cierta cantidad de gas es de 10.0 litros a la presión de 4 atmósferas. ¿Cuál es
el volumen si se disminuye la presión a 2 atmósferas, mientras la temperatura permanece
constante?
El doble que el volumen inicial.
La cantidad permanece constante.
La mitad que el volumen inicial.
La misma cantidad que el volumen inicial.
3. Un gas ocupa un volumen de 50 litros a una temperatura de 40 °C y a presión constante. ¿Cuál
será el volumen que ocupará el gas si aumentamos la temperatura?
Menos que 50 litros.
Mayor que 50 litros.
Igual a 50 litros.
Menos de 40 litros.
4. Si se calienta un balón de acero con gas, ¿qué sucede con la presión que ejerce el gas en el
interior del balón?
No cambia.
Aumenta.
Disminuye.
Permanece constante.
5. A la temperatura de 30 °C el gas contenido en un envase de aerosol de 950 ml ejerce una presión
de 1.5 atm. ¿Qué ley se debe de aplicar para saber la presión, si el envase se calienta a 60 °C?
Ley de Boyle.
Ley de Charles.
Ley de Gay Lussac.
Ley General de los Gases Ideales.
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
AUTOEVALUACIÓN
Temas Selectos de Química I
60
6. Un gas ocupa un volumen de 25 litros a una temperatura de 35 °C. Si la temperatura se duplica,
¿cuál será el volumen ocupado por el gas?
50.0 litros.
15.6 litros.
1 litros.
83 litros.
7. Dos gramos de un gas ocupan 1.56 litros a 25 °C y 1.0 atm de presión. ¿Cuál será el volumen si
el gas se calienta a 35 °C, siendo constante la presión?
2.18 litros.
1.61 litros.
1.50 litros.
2.59 litros.
8. Un tanque de acero contiene dióxido de carbono a 27 °C y una presión de 7,600 mm Hg.
Determinar la presión interna del gas cuando se calienta el tanque a 120 °C.
44.44 atm.
7.63 atm.
13.098 atm.
15.26 atm.
9. Una muestra de gas contiene un volumen de 0.452 litros a 20°C y 750 mm Hg. Calcular el
volumen del gas si la temperatura se aumenta a 40 °C y la presión cambia a 780 mm Hg.
0.464 litros.
0.961 litros.
0.449 litros.
0.24 litros.
10. Un cierto gas tiene una densidad de 1.275 g/l a 18 °C y 750 mm Hg. ¿Cuál es la masa molar del
gas?
0.0025 g/mol.
1.908 g/mol.
28.65 g/mol.
30.85 g/mol.
11. Calcular el número de gramos de H2
S gaseoso puro contenido en una botella cilíndrica de 30
litros, a 20 °C y una presión de 1.5 atm.
935.67 g.
3,145.16 g.
63.83 g.
6,095.37 g.
61
Modelo cinético molecular
12. Calcular el peso del oxígeno contenido en 21.0 litros de O2 medidos sobre agua a 25 °C y 740
mm Hg. La presión de vapor del agua a 25 °C es de 24 mm Hg.
27.62 g.
308.79 g.
25.89 g.
2,247.71 g.
Si todas tus respuestas fueron correctas: excelente, por lo que te
invitamos a continuar con esa dedicación.
Si tienes de 8 a 9 aciertos, tu aprendizaje es bueno, pero es
necesario que nuevamente repases los temas.
Si contestaste correctamente 7 o menos reactivos, tu aprendizaje es
insuficiente, por lo que te recomendamos solicitar asesoría a tu
profesor.
Consulta las
claves de
respuestas en la
página 135.
ESCALA DE MEDICIÓN DEL APRENDIZAJE
Temas Selectos de Química I
62
63
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente cada una de las siguientes preguntas y después de un análisis
escribe la respuesta que consideres correcta
1. Es sabido que en época de verano, cuando la temperatura alcanza los 40 °C o más, la presión que
deben tener las llantas de los automóviles debe ser menor que la presión que tienen en invierno.
2. ¿Cómo puedes explicar el cambio de presión a través de las leyes de los gases? ¿Cómo se explica el
hecho de que las cabinas de los aviones deban estar presurizadas, evitando así problemas de salud a
los pasajeros?
EJERCICIO DE
REFORZAMIENTO 1
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
Temas Selectos de Química I
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65
Modelo cinético molecular
INSTRUCCIONES: Con base en una investigación bibliográfica, contesta correctamente las siguientes
preguntas:
1. ¿Por qué al inflar un globo con gas helio tiende a elevarse, y hasta que parte de la atmósfera logra
llegar?
2. Explica con tus propias palabras, ¿por qué en un encendedor el gas es líquido?
EJERCICIO DE
REFORZAMIENTO 2
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
Temas Selectos de Química I
66
145
UNIDAD 1
UNIDAD 2
UNIDAD 3
1. D
2. A
3. B
4. B
5. C
6. A
7. B
8. C
9. A
10. D
11. C
12. C
1. B
2. D
3. C
4. A
5. D
6. B
7. C
8. A
9. A
10. D
1. A
2. C
3. C
4. D
5. C
6. B
7. C
8. A
9. A
10. B
Claves de Respuestas
146
CALORÍMETRO Dispositivo aislado que se utiliza para medir la cantidad de
calor liberada o absorbida durante un proceso físico o
químico.
CATALIZADOR
HETEROGÉNEO
Catalizador cuyo estado físico es diferente del de la reacción
que cataliza.
CATALIZADOR
HOMOGÉNEO
Catalizador cuyo estado físico es igual al de la reacción que
cataliza.
CONSTANTE DE
EQUILIBRIO
Describe la razón del producto de las concentraciones de los
productos de la reacción con el producto de las
concentraciones de los reactivos, cada una elevada a la
potencia correspondiente a su coeficiente en la ecuación
balanceada.
CONSTANTE DE
LOS GASES
IDEALES
Constante determinada experimentalmente, cuyo valor en la
ecuación de los gases ideales depende de las unidades que
se utilizan para la presión.
ECUACIÓN
TERMOQUÍMICA
Ecuación química balanceada que incluye los estados físicos
de todos los reactivos y productos, y especifica el cambio de
entalpía.
ENERGÍA LIBRE Energía disponible para hacer un trabajo. Diferencia entre el
cambio en la entalpía y el producto del cambio de entropía y la
temperatura absoluta.
ENTALPÍA Contenido de calor de un sistema a una presión constante.
ENTROPÍA Medida del desorden o aleatoriedad de las partículas de un
sistema
EQUILIBRIO
QUÍMICO
Estado en el cual la reacción directa (de reactivo a producto) y
su inversa (de producto a reactivo)
ENDOTÉRMICA Reacción química en la cual se necesita una cantidad mayor
de energía para romper los enlaces existentes en los reactivos,
comparada con la que se libera cuando los nuevos enlaces se
forman en las moléculas de producto.
EXOTÉRMICA Reacción química que libera más energía de la que se
requiere para romper los enlaces en la reacción inicial.
JOULE Unidad del sistema internacional de unidades (SI) para calor y
energía.
KELVIN Unidad básica del sistema internacional (SI) para
temperatura.
PASCAL Unidad de presión según el (SI). Un pascal (Pa) se define
como igual a la fuerza de un newton por metro cuadrado.
PRINCIPIO DE LE
CHATELIERE
Plantea que si se aplica una tensión a un sistema en equilibrio,
el sistema cambia en la dirección que alivia la tensión.
RAPIDEZ DE
REACCIÓN
Cambio en la concentración de un reactivo o producto por
unidad de tiempo. Generalmente se calcula y se expresa en
moles por litro por segundo.
TEMPERATURA Medida de la energía cinética promedio de las partículas de
una muestra de materia.
TEORÍA
CINÉTICO
MOLECULAR
Explica las propiedades de los gases en términos de energía,
tamaño y movimiento de sus partículas.
TEORÍA DE LA
COLISIÓN
Afirma que los átomos, iones y moléculas deben chocar para
reaccionar.
TERMOQUÍMICA Estudio de los cambios de calor que acompañan las
reacciones químicas y los cambios de fases.
UNIVERSO En termoquímica, es la suma del sistema y sus alrededores.
Glosario
147
GARRITZ, CHAMIZO. Tú y la química. Prentice Hall. México. 2001.
DINGRANDO, GREGG, HAINEN Y WISTROM. Química. Materia y cambio. Mc
Graw Hill. México. 2003.
TIMBERLAKE. Química. Introducción a la química gerneral, a la orgánica y a
bioquímica. OUP-Harla. México. 1992.
CHANG. Química. Mc Graw Hill. México. 2007
BROWN, LEMAY, Y BURSTEN. Química la ciencia central. Prentice Hall.
México. 1998.
PHILLIPS, STROZAK Y WISTROM. Química. Conceptos y aplicaciones. Mc
Graw Hill. México. 2000.
CARRILLO, QUINTERO Y FONTES. Temas Selectos de Química. Colegio de
Bachilleres del Estado de Sonora. México.2006
BURNS, R. A. Fundamentos de Química. Prentice Hall, México, 1995.
JONES E. y R. CHILDERS. Física Contemporánea. McGraw Hill. México, 2001.
SERWAY Y BEICHNER. Física para ciencias e ingeniería. Mc Graw Hill.
México.2000
Bibliografía General