Temas Selectos de Química I

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 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.

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Ubicación Curricular COMPONENTE:

CAMPO DE CONOCIMIENTO:

FORMACIÓN PROPEDÉUTICO

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: _____________________________________________________ ______________________________________________________________

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Mapa Conceptual de la Asignatura COMPORTAMIENTO DE LA MATERIA

MODELO CINÉTICO MOLECULAR

CINÉTICA QUÍMICA

Que explica

Que utiliza

de Relación en LÍQUIDOS

PRESIÓN DE VAPOR

LEYES

Tales como DIFUSIÓN

VELOCIDAD DE REACCIÓN

DENSIDAD

LEY DE ACCIÓN DE MASAS

ESPONTANEIDA D DE LA REACCIÓN

ENTALPIA

EXPANSIÓN TENSIÓN SUPERFICIAL

COMPRESIBILIDAD

2ª LEY

explica

CAPILARIDAD

4

1ª LEY

GASES

Tales como FORMACIÓN DE CRISTALES

Que explica

TEORÍA DE LAS COLISIONES

PROPIEDADES

SÓLIDOS

TERMODINÁMICA

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

ENERGÍA INTERNA

Índice 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 5

Índice (cont’) 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 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

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Recomendaciones para el alumno 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

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Presentación 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.

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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 I. Se autodetermina y cuida de sí.

II. Se expresa y comunica

III. Piensa crítica y reflexivamente IV. Aprende de forma autónoma V. Trabaja en forma colaborativa VI. Participa con responsabilidad en la sociedad

COMPETENCIAS GENÉRICAS 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. 4. Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utilización de medios, códigos y herramientas apropiados. 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. 7. Aprende por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida. 8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos. 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.

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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. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

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Organiza su formación continua a lo largo de su trayectoria profesional. Domina y estructura los saberes para facilitar experiencias de aprendizaje significativo. Planifica los procesos de enseñanza y de aprendizaje atendiendo al enfoque por competencias, y los ubica en contextos disciplinares, curriculares y sociales amplios. Lleva a la práctica procesos de enseñanza y de aprendizaje de manera efectiva, creativa e innovadora a su contexto institucional. Evalúa los procesos de enseñanza y de aprendizaje con un enfoque formativo. Construye ambientes para el aprendizaje autónomo y colaborativo. Contribuye a la generación de un ambiente que facilite el desarrollo sano e integral de los estudiantes. Participa en los proyectos de mejora continua de su escuela y apoya la gestión institucional.

Unidad 2 Cinética Química 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:

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

  

Velocidad de Reacción. Equilibrio químico. Principio de Le-Chateliere.

Temas Selectos de Química I

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.

www.fisicanet.com.ar/qui mica/index.php

     

Reacción química. Reactivos. Coeficientes. Balanceo de ecuaciones. Productos. Subíndices.

2 .1 .

VELOCIDAD DE REACCIÓN

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 La rapidez promedio de recorrido en estas actividades se basa en el cambio de distancia a través del tiempo.

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.

www.deciencias.net/proye ctos/quimica/reacciones/c oncentra.htm

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.

v = d/t 68

Cinética Química

Para definir el concepto de velocidad de reacción, realiza, dentro del aula, el siguiente ejercicio sobre la combustión de una cinta de magnesio.

EJERCICIO 1

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:

Instrucciones para el profesor

Instrucciones para el alumno

1. Coloca una cinta de magnesio en un vidrio de reloj. 2. Enciende la tira de magnesio, con ayuda de un fósforo o encendedor. 3. Plantea las siguientes preguntas.

1. 2.

3.

Prepárate para medir tiempo, consigue un reloj con segundero. Toma el tiempo desde el momento en que se enciende la tira de magnesio, hasta que se convierte totalmente en polvo blanco (producto). 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.

EJERCICIO 2

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) + H3C6H5O7(ac)

3CO2(g) + 3H2O(l) + Na3C6H5O7(ac)

TAREA 1

Sigue las instrucciones que a continuación se detallan. Página 91.

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Temas Selectos de Química I

Instrucciones para el profesor 1. Prepara un vaso conteniendo una pequeña cantidad de agua. 2. Deposita la tableta de Alka Seltzer® en el interior del vaso con agua. 3. Plantea las siguientes preguntas.

Instrucciones para el alumno 1. 2.

Prepárate para medir tiempo, consigue un reloj con segundero. Toma el tiempo desde el momento en que se deposita la tableta, hasta el momento en que desaparece.

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. A2 + B2

70

2AB

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. 2.

Las colisiones entre dos moléculas de reactivos deben efectuarse en la orientación geométrica adecuada. 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:

El producto de una reacción química es el resultado de colisiones entre átomos, iones y/o moléculas.

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:

2H2 +O2 2H2 O2

2H2 O 2H H O O X

2H +2H

X X

O + O

X

X X

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:

O X

Ox

+ +

x x

H H H H

2H2O

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Temas Selectos de Química I

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).

Fig. 1 Energía cinética de las moléculas, factor importante en la velocidad de una reacción.

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.

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Cinética Química

Energía potencial

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:

Ea

Reactivos Productos Fig.2 Coordenadas de reacción.

Mayor energía de activación = menor velocidad de reacción. Menor energía de activación = mayor velocidad de reacción.

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.

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Temas Selectos de Química I

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) 2Fe(s) + O2 (g) 4Au(s) + O2 (g)

2Na2O 2FeO 2Au2O

reacción rápida reacción lenta 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.

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.

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.

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Cinética Química

Como ejemplo de lo anterior podemos mencionar a las moléculas de hidrógeno (H2) y oxígeno (O2), 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 La facilidad que tenga una sustancia para reaccionar, depende de la estructura atómica o molecular que presente. 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.

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.

Fig.3 Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción.

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.

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Temas Selectos de Química I

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".

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.

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.

Fig. 4 Efecto de la presión en reacciones donde intervienen sustancias gaseosas.

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. 76

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.

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.

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).

77

Temas Selectos de Química I

Energía potencial

2H2O2 (l)

2H2O (l) + O2 (g)

Ea 2H2O2 (l))

MnO2 2H2O (l) + O2 (g) _______

Reactivos Productos

TAREA 2 Fig. 5 Efecto de los catalizadores sobre la velocidad de reacción.

Página 93.

2 .2 .

EQUILIBRIO QUÍMICO

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: 2NO2 (g) Enfriamiento

78

N2O4 (l)

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. NO2 (g)

Enfriamiento

N2O4 (l)

Calentamiento 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

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 + 2H2 SO4 2PbSO4 +2H2 O + energía

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".

Cuando el peróxido de hidrógeno, H2O2, 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 H2O2 2H2O2

2H2O + O2

79

Temas Selectos de Química I

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:

aA + bB  cC + anterior, dD las letras minúsculas

En la expresión 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:

V = [ A ]a [ B ]bk 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. Reacción inversa

aA + bB

cC + dD Reacción directa

Las expresiones de la velocidad para la reacción inversa y directa en un cambio reversible son las siguientes:

Vd = [ A ]a [ B ]b kd Vi = [ C ]c [ D ]d ki

80

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 b) 4NH3 + 5O2 c) 2SO2 + O2

EJERCICIO 3

2O2 + N2 4NO + 6 H2O 2SO3

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. EJERCICIO 4

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

81

Temas Selectos de Química I

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:

aA + bB

cC + dD

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 = Vi 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. 2. 3.

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. 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. 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?

82

Cinética Química

Esto fue explicado por un investigador llamado Le Châtelier‟

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

Châtelier, Henri Louis Le

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).

Explicaremos más en detalle lo que dice Le Châtelier‟ acerca de las reacciones o sistemas en equilibrio:

2 .3 .

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

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. 83

Temas Selectos de Química I

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

Vd = [ A ]a [ B ]b kd Si en la primera igualdad sustituimos Vd y Vi por su equivalente, tenemos entonces que:

Vi = [ C ]c [ D ]d ki 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.

[ A ]a [ B ]b kd = [ C ]c [ D ]d ki Si colocamos términos iguales en el mismo lado de la igualdad tenemos que la expresión anterior se convierte en:

kd [ C ]c [ D ]d ki = [ A ]a [ B ]b 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)

kd keq ki = Con base en lo anterior tenemos entonces que la expresión para esta nueva constante llamada constante de equilibrio es:

[ C ]c [ D ]d keq = a [ A ] [ B ]b Ejemplo:

Ecuación: CH3- COOH + CH3OH

CH3- COO- CH3 + H2O

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:

84

Cinética Química

Concentraciones de equilibrio: [CH3- COOH] = 0.5 [CH3OH] = 0.8

[CH3- COO- CH3] = 1.2 [H2O] = 1.2

Para calcular el valor del constante equilibrio (Keq) para la reacción, aplicamos la fórmula y sustituimos los datos correspondientes:

[ C ]c [ D ]d keq = a [ A ] [ B ]b [CH - COO- CH3]1 [H2O]1 keq = 3 [CH3OH ]1 [CH3- COOH]1 [1.2]1 [1.2]1 keq = [0.8 ]1 [0.5]1 Calculando tenemos que el valor de la constante de equilibrio a una temperatura de 35 °C es igual a:

keq = 3.6 3. Otro ejemplo6sería calcular el valor de la constante de equlibrio para la reacción: PCl5

PCl3 + Cl2

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:

[PCl ]1 [Cl ]1 keq = 3 1 2 [PCl5 ] Sustituyendo datos 85

Temas Selectos de Química I

tenemos:

[0.096 ]1 [0.096]1 keq = [0.45 ]1 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.

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.

86

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:

CH3COOH + NH4OH [0.9] [ 0.5]

CH3COONH3 + H2O [2.3] [ 2.3]

Si a esta reacción, cuando ya está en equilibrio se le adiciona NH 4OH, 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.

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 [CH3COONH3 ] b) Se aumenta [CH3COOH ] c) Se disminuye [CH3COONH3 ] d) Se disminuye [NH4 OH ]

EJERCICIO 5

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 +H2O H2CO3

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

87

Temas Selectos de Química I

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:

N2(g) + 3H2(g)

En una botella de refresco con gas se tiene el equilibrio: CO2 +H2O H2CO3 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.

Vamos a suponer que para la reacción anterior los valores de la Keq a dos temperaturas diferentes son:

Keq 25°C = 0.35 Keq 150°C = 2.39

¿Qué se puede deducir de los valores anteriores? Deducciones. 1. 2. 3.

EJERCICIO 6

88

2NH3 (g) .

Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia los productos. La reacción inversa es de tipo exotérmica y la directa endotérmica. 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?

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:

N2(g) + 3H2(g)

2NH3 (g)

1 Mol + 3 Mol

2 Mol

4 Mol 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. 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

El efecto de un incremento en la presión en el equilibrio de N2O4 2NO2

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.

TAREA 3

Página 95.

89

Temas Selectos de Química I

¡Ojo! Recuerda que debes resolver la autoevaluación y los ejercicios de reforzamiento; esto te ayudará a enriquecer los temas vistos en clase. 90

Cinética Química

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 1

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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?

91

Temas Selectos de Química I

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:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

92

Cinética Química

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 2

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

93

Temas Selectos de Química I

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:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

94

Cinética Química

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 3

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Cinética Química

Nombre _________________________________________________________ AUTOEVALUACIÓN

Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________ Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________

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] [O2]5 kd Vd = [NH3]3 [O2]5 kd Vd = [NH3]4 [O2] kd Vd = [NH3]4 [O2]5 kd

97

Temas Selectos de Química I

6.

Condición que se debe de cumplir para que una reacción química alcance el equilibro químico: reactantes] = [productos] Vr directa = Vr inversa Keq1 = Keq2 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 + I2

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) 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.

4NO(g) + 6H2O(g) que se encuentra en

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.

ESCALA DE MEDICIÓN DEL APRENDIZAJE  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.

98

Consulta las claves de respuestas en la página 135.

Cinética Química

EJERCICIO DE REFORZAMIENTO 1

Nombre _________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________ Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

100

Cinética Química

EJERCICIO DE REFORZAMIENTO 2

Nombre _________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________ Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

102

Unidad 3 Conceptos de termodinámica. 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.

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.

Temario:  Sistemas termodinámicos.  Primera ley de la termodinámica.  Ley de Hess.  Segunda ley de la termodinámica.

Temas Selectos de Química I

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.

3 .1 .

SISTEMAS TERMODINÁMICOS.

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.

104

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. 2. 3.

El estado inicial del sistema. El estado final del sistema. 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:

105

Temas Selectos de Química I





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.

106

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. 107

Temas Selectos de Química I

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.

108

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.

109

Temas Selectos de Química I

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.

3.2.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.

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.

110

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 - U1 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 realizado por el sistema: W CH3OH (l)

---> ---> --> --->

CO2 CO H2O2 H2O

(g) (g) (l) (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 (I2) 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 H2O ---> C6H12O6 + 6 O2 Esta SI es una reacción de formación, de la glucosa, C6H12O6: 6 C (s) + 6 H2 (g) + 3 O2 (g) ---> C6H12O6 (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) + O2 (g) --> H2O2 (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: 113

Temas Selectos de Química I

C (s) + O2 (g) ---> CO2 (g) Los productos tienen un valor de entalpía, se puede decir H2 y los reactantes H1 . 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 - H1 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.

114

Conceptos de termodinámica

Reacción endotérmica en la cual un sistema absorbe calor de su entorno. H es positivo ( > 0)

H

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.

115

Temas Selectos de Química I

3.3.

LEY DE HESS

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 = ΔH1 + ΔH2

Laboratorio de química La mayor parte de las reacciones que se realizan en el laboratorio transcurren a la

Por ejemplo: Cuando se neutraliza el ácido fosfórico con una base, el proceso se lleva a cabo en tres pasos H3P04 + NaOH -> NaH2PO4 + H2O, este es el primer paso, y dará una X cantidad de calor. NaH2PO4 + NaOH -> Na2HPO4 + H2O, este es el segundo paso, y dará una Y cantidad de calor.

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

Na2PO4 + NaOH -> Na3PO4 +H2O, 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 O2(g) (2) H2(g) + ½ O2(g)

H2O(g) ΔH10 = –241,8 kJ H2O(l) ΔH20 = –285,8 kJ

calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es: (3) H2O(l) H2O(g) H03 = ? (4) puede expresarse como (1)–(2),

116

Conceptos de termodinámica

Utilizando la Ley de Hess calcula la entalpía de combustión para el H2, C y CH4 son -285.8, -393.5, y -890.4 kJ/mol respectivamente. Calcular la entalpía estándar de formación Hf para el CH4.

EJERCICIO 2

Las ecuaciones son las siguientes: (1) H2(g) + ½ O2(g)

H2O(g) H10 = –285.8 kJ CO2(g) H20 = –293.5 kJ

(2) C2(s) + O2(g) (3) CH4(g) + 2 O2(g)

2H2O(l)

+

CO2(g)

H20

=

–890.4

kJ

Con base a lo propuesto por la Ley de Hess, determinar Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½ O2(g) (2) C(s) + O2(g)

H2O(l)

CO2(g)

(3) C2H4(g) + 3 O2(g)

2 CO2(g) + 2 H2O(l)

H10

=

–285,8

EJERCICIO 3

kJ

H20 = –393,13 kJ H30 = –1422 kJ

117

Temas Selectos de Química I

3.4.

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA.

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 H2O (l)

2 Fe (OH)3 (s) ;

H = -791 kJ Combustión de una cerilla al frotarla: P4S3 (s) + 8 O2 (g) P4O10 (s) + 3 SO2 (g) ; H = -620 kJ Inflamación de una mezcla de oxígeno e hidrógeno en presencia de una chispa: 2 H2 (g) + O2 (g)

118

2 H2O (l) H = -572 kJ

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.

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.

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 que queda disponible para trabajo químico útil:

ΔG y representa la energía

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 = 0 119

Temas Selectos de Química I

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 CO2(g) + 2 H2O(l). 2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(g) 2KClO3(s) -> 2KCl(s) + 3O2(g) 2H2O(g) -> 2H2(g) + O2(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

ESCALA DE MEDICIÓN DEL APRENDIZAJE  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.

144

Consulta las claves de respuestas en la página 145.

Unidad 1

Modelo cinético molecular. 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:   

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.

 

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.

Temas Selectos de Química I

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.

1 .1 .

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, Cl2, 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.

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Modelo cinético molecular

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, H2, CO, HF y Ne; en orden creciente de sus puntos de ebullición.

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EJERCICIO 1

La materia puede existir en los diferentes estados: Sólido, líquido o gaseoso, así por ejemplo el agua puede encontrarse como vapor, líquido o hielo. Temperatura T1

Tabla 1. Estados del N2,O2, H2O a diferentes temperaturas.

N2 Por debajo de -209.86ºC

T2

-195.8ºC

O2 Por debajo de -218.4 ºC -183.0ºC

T3

25ºC

25ºC

H2O Por debajo de 0ºC

Estado sólido

Por debajo de 100ºC 100ºC

líquido 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.

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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.

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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 13

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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.

1 .2 .

CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES

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. TAREA 3

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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.

Figura No. 1

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. Figura No. 2

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.

TAREA 4

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Temas Selectos de Química I

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.

EJERCICIO 2

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?

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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.

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. 2.

Que el volumen de sus partículas sea nulo. 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").

1 .3 .

LEYES DE LOS GASES

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.

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.

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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.

A TEMPERATURA CONSTANTE

A PRESIÓN CONSTANTE Figura No. 4

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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:

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Pág. 43. 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: P1V1

= P2V2

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. EJERCICIO 3

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.

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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 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

La expresión matemática de la ley de Charles es la siguiente:

Figura No. 5

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

Despejando V2

20

x

285°K

=

V2

X

300°K

Modelo cinético molecular

EJERCICIO 4

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.

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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Pág. 45.

Figura No. 6

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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? 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.

Condiciones iniciales: T1 = 273 + 20 = 293 °K; P1= 40 atm Condiciones finales: T2 = 273 + 42 = 315°K

P2=?

Sustituyendo en la ecuación de Gay-Lussac:

EJERCICIO 5

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?

EJERCICIO 6

Realiza un cuadro de recuperación para las leyes de Boyle, Charles y Gay Lussac donde muestres:

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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.

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 T1) y se conocen dos de las condiciones finales; es decir, dos de los tres parámetros: (P2 V2 T2) 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

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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

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.

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.

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+P2+P3... Ejemplo:

Para Aristóteles las virtudes eran lo opuesto a los vicios. Vivir las virtudes

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 [O2] P total = 400 mm Hg + 800 mm Hg P total = 1200 mm Hg

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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.

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Pág. 49.

1 .4 .

CARACTERÍSTICAS DEL ESTADO LÍQUIDO DE LA MATERIA

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. 25

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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.

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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.

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Temas Selectos de Química I

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?

Figura No. 8

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.

TAREA 10

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:

Pág. 51.

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 EJERCICIO 7

28

Realiza un mapa conceptual sobre las características del estado líquido de la materia

Modelo cinético molecular

1 .5 .

CARACTERÍSTICAS GENERALES DEL ESTADO SÓLIDO DE LA MATERIA

¿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).

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.

TAREA 11

Pág. 53.

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Temas Selectos de Química I

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.

1 .6 .

EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR. POSTULADOS DEL MODELO.

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. 2. 3. 4. 30

Toda la materia está constituida por pequeñas partículas llamadas moléculas. Las moléculas se encuentran en continuo movimiento al azar. Su energía de movimiento determina la temperatura del cuerpo. Las moléculas pueden interactuar entre sí con fuerzas de mayor o menor intensidad. La distancia entre las moléculas es muy grande comparada con sus dimensiones.

Modelo cinético molecular

5. 6.

Las colisiones entre las moléculas y con las paredes del recipiente son elásticas. 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.

Compresibilidad Densidad Velocidad de difusión

Gases

Líquidos

Sólidos

Alta Baja Alta

Baja Mediana Baja

Incompresibles Alta 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.

TAREA 12

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 Pág. 55.

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 31

Temas Selectos de Química I

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. TAREA 13

Pág. 57.

Para saber más y enriquecer el tema, visita el sitio www.quimicaweb.net www.visionlearning.com

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.

¡Ojo! Recuerda que debes resolver la autoevaluación y los ejercicios de reforzamiento; esto te ayudará a enriquecer los temas vistos en clase.

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 1

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

INSTRUCCIONES: Investiga como es el puente de Hidrógeno en las estructuras del H 2O, NH3 y HF. Dibuja los modelos resaltando con color el puente de hidrógeno.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _ 34

Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 2

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

INSTRUCCIONES: Investiga las densidades del O2 y H2O en sus tres estados y haz una comparación que señale la excepción del agua, para la regla de tendencia en las densidades.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 3

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 4

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 5

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

INSTRUCCIONES: Investiga cómo realizó la medición de la presión atmosférica Torricelli, el fundamento teórico aplicado y ecuaciones que lo explican.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 6

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 7

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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?

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 8

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 9

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 10

1000 1010

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

INSTRUCCIONES: Realiza un cuadro comparativo donde expliques las propiedades mostradas por los líquidos a partir de ejemplos cotidianos

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 11

111111

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

INSTRUCCIONES: Realiza una investigación documental sobre las propiedades y características de los sólidos amorfos y cristalinos.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 12

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre ____________________________________________________________

TAREA 13

Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________

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.

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Revisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ _

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Modelo cinético molecular

Nombre _________________________________________________________ AUTOEVALUACIÓN

Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________ Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________

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.

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Temas Selectos de Química I

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.

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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.

ESCALA DE MEDICIÓN DEL APRENDIZAJE  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.

Consulta las claves de respuestas en la página 135.

 Si contestaste correctamente 7 o menos reactivos, tu aprendizaje es insuficiente, por lo que te recomendamos solicitar asesoría a tu profesor.

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Temas Selectos de Química I

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Modelo cinético molecular

EJERCICIO DE REFORZAMIENTO 1

Nombre _________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________ Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________

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?

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Temas Selectos de Química I

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Modelo cinético molecular

EJERCICIO DE REFORZAMIENTO 2

Nombre _________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________ Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________

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?

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Temas Selectos de Química I

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Claves de Respuestas 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

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Glosario CALORÍMETRO CATALIZADOR HETEROGÉNEO CATALIZADOR HOMOGÉNEO CONSTANTE DE EQUILIBRIO

CONSTANTE DE LOS GASES IDEALES ECUACIÓN TERMOQUÍMICA ENERGÍA LIBRE ENTALPÍA ENTROPÍA EQUILIBRIO QUÍMICO ENDOTÉRMICA

EXOTÉRMICA JOULE KELVIN PASCAL PRINCIPIO DE LE CHATELIERE RAPIDEZ DE REACCIÓN TEMPERATURA TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR TEORÍA DE LA COLISIÓN TERMOQUÍMICA UNIVERSO

146

Dispositivo aislado que se utiliza para medir la cantidad de calor liberada o absorbida durante un proceso físico o químico. Catalizador cuyo estado físico es diferente del de la reacción que cataliza. Catalizador cuyo estado físico es igual al de la reacción que cataliza. 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 determinada experimentalmente, cuyo valor en la ecuación de los gases ideales depende de las unidades que se utilizan para la presión. Ecuación química balanceada que incluye los estados físicos de todos los reactivos y productos, y especifica el cambio de entalpía. Energía disponible para hacer un trabajo. Diferencia entre el cambio en la entalpía y el producto del cambio de entropía y la temperatura absoluta. Contenido de calor de un sistema a una presión constante. Medida del desorden o aleatoriedad de las partículas de un sistema Estado en el cual la reacción directa (de reactivo a producto) y su inversa (de producto a reactivo) 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. Reacción química que libera más energía de la que se requiere para romper los enlaces en la reacción inicial. Unidad del sistema internacional de unidades (SI) para calor y energía. Unidad básica del sistema internacional (SI) para temperatura. Unidad de presión según el (SI). Un pascal (Pa) se define como igual a la fuerza de un newton por metro cuadrado. Plantea que si se aplica una tensión a un sistema en equilibrio, el sistema cambia en la dirección que alivia la tensión. 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. Medida de la energía cinética promedio de las partículas de una muestra de materia. Explica las propiedades de los gases en términos de energía, tamaño y movimiento de sus partículas. Afirma que los átomos, iones y moléculas deben chocar para reaccionar. Estudio de los cambios de calor que acompañan las reacciones químicas y los cambios de fases. En termoquímica, es la suma del sistema y sus alrededores.

Bibliografía General 

GARRITZ, CHAMIZO. Tú y la química. Prentice Hall. México. 2001.

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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

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