La Caida

GOBIERNO DEL ESTADO LIBRE Y SOBERANO DE GUERRERO SUBSECRETARÍA DE EDUCACIÓN MEDIA, MEDIA SUPERIOR Y SUPERIOR LICENCIATURAS POR ESPECIALIDADES LICENCIATURA EN BIOLOGÍA ÁREA EN MANEJO DE RECURSOS NATURALES CLAVE 12MSU0026B

CENTRO UNIVERSITARIO

HIPÓCR ATES PROYECTO ACADÉMICO DEL CURSO

FISICOQUÍMICA I A N T O L O G Í A RECOPILÓ: LIC. EDSON ALFREDO ROBLEDO BALBUENA

ASESORA:NORMA ANGÉLICA LIBERATO MUÑOZ

XX ANIVERSARIO CLAVE: 12MSU0026B

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CONTENIDOS NOMBRE DE LA MATERIA: FISICOQUÍMICA I CLAVE: 3730 CRÉDITOS: 7 OBJETIVO GENERAL DE LA ASIGNATURA: Identificar las bases fisicoquímicas que sirven de fundamento y apoyo a otras ciencias, como la bioquímica o la biología molecular y aplicar estos conocimientos al estudio de las reacciones y los sistemas químicos mediante métodos físicos, tanto microscópicos como macroscópicos.

UNIDAD

I

II

III

TEMAS

SUBTEMAS

ESTADOS DE AGREGACIÓN

1.1 Gases ideales y reales. 1.2 Interacciones intermoleculares: sólidos, líquidos y gases.

TERMODINÁMICA

DISOLUCIONES

2.1 Termodinámica, primer principio. 2.2 Segundo y tercer principio. 3.3 Energías de Gibbs y Helmoltz.

3.1 Magnitudes molares parciales y potencial químico. 3.2 Disoluciones ideales, diluidas y reales. 3.3 diagramas de fases. 3.4 Disoluciones de electrolitos. 3.5 Aplicaciones biológicas

OBJETIVOS ESPECÍFICOS 

Precisar las distintas formas de estado de la materia y sus aplicaciones biológicas.



Analizar el concepto Termodinámica y aplicar las bases de los principios de la misma.



Solucionar problemas prácticos de las leyes termodinámicas.



Comparar y analizar los diferentes tipos de disoluciones y sus aplicaciones biológicas.



Experimentar sobre disoluciones ideales, diluidas y reales.

3

IV

V

VIII

REACCIONES

ADSORCIÓN

MACROMOLÉCULAS

4.1 Equilibrios químicos y bioquímicos. 4.2 Variaciones en la constante de equilibrio. 4.3 Equilibrios electroquímicos. 4.4 Equilibrios ácido-base.

5.1 Fenómenos de superficie. 5.2 Tensión superficial y capilaridad. 5.3 Adsorción.

8.1 Macromoléculas y coloides. 8.2 Polimerización. 8.3 Estructura de macromoléculas en disolución. 8.4 Sistemas coloidales.



Analizar y explicar las diferentes tipos de reacciones químicas y compuestos.



Comprobar mediante distintos procedimientos las reacciones.



Analizar los conceptos tensión superficial, capilaridad y adsorción y sus aplicaciones al campo de la físico química. Experimentar sobre tensión superficial y capilaridad.



 

Investigar y analizar los tipos de macromoléculas, su estructura y su sistema. Experimentar sobre los sistemas coloidales.

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ÍNDICE TEMAS Y SUBTEMAS

PÁGINA

INTRODUCCION…………………………………………………………………………….6 TEMA I ESTADOS DE AGREGACIÓN. 1.1 Estados de agregación. Gases ideales y reales……………………………………..8 1.2 Interacciones intermoleculares………………………………………………………..10 1.3 Líquidos, sólidos y plasma…………………………………………………………….13 TEMA II TERMODINÁMICA. 2.1 Termodinámica, primer principio y sus aplicaciones………………………………..15 2.2 segundo y tercer principio……………………………………………………………..18 2.3 Energías de Gibbs y Helmoholtz……………………………………………………..20 TEMA III DISOLUCIONES. 3.1 Disoluciones, magnitudes molares parciales y potencial químico………………..35 3.2 Disoluciones ideales, diluidas y reales. (Diagramas de fases)……………………37 3.3 Disoluciones de electrolitos, aplicaciones biológicas………………………………39 TEMA IV REACCIONES. 4.1 Equilibrios químicos y bioquímicos, reacciones de equilibrio……………………..41 4.2 Variaciones en la constante de equilibrio (uniones)……………………………….45 4.3 Bioenergética, equilibrios electroquímicos ácido-base……………………………50 TEMA V ADSORCIÓN. 5.1 fenómenos de superficie, tensión superficial y capilaridad……………………….56 TEMA VI MACROMOLÉCULAS. 6.1 Macromoléculas y coloides, polímeros sintéticos, biopolímeros………………….64 6.2 Estructura de macromoléculas en disolución. Sistemas coloidales……………....66

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INTRODUCCIÓN La presente Antología, corresponde al curso de “Fisicoquímica I “ en el que el estudiante de la Licenciatura en Biología área en manejo de recursos naturales, se familiarice con conceptos de relativa complejidad, pero de gran importancia debido a que su propósitos principal es el de identificar las bases fisicoquímicas que le sirven de fundamento y apoyo a otras ciencias, como la bioquímica o la biología molecular y así aplicar estos conocimientos al estudio de las reacciones y los sistemas químicos mediante métodos físicos, tanto microscópicos como macroscópicos. La Fisicoquímica es una rama de la química que intenta estudiar la materia desde el punto de vista físico. De acuerdo al renombrado químico estadounidense Gilbert Lewis, “La fisicoquímica es cualquier cosa interesante”

probablemente

refiriéndose al hecho de que muchos fenómenos de la naturaleza con respecto a la materia son de principal interés para la fisicoquímica. La fisicoquímica representa una rama donde ocurre una combinación de diversas ciencias, como la física, química, termodinámica, electroquímica y la mecánica cuántica donde funciones matemáticas pueden representar interpretaciones a nivel molecular y atómico estructural, cambios en la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas sólidos, líquido y gaseoso, se encuentran también relacionados a estas interpretaciones de interacciones moleculares. El químico estadounidense del siglo XIX Willard Gibbs es considerado el padre de la fisicoquímica, donde su publicación de 1876 llamada “On the Equilibrium of heterogeneous Substances” (Estudio sobre el equilibrio de substancias heterogéneas) acuñó términos como energía libre, potencial químico, y reglas de fase, que años mas tarde serían el principal interés del estudio de esta disciplina. La Fisicoquímica moderna tiene firmes bases en la física pura, áreas de estudio muy importantes en ella incluyen a la termoquímica, cinética química, química cuántica, electroquímica, química del estado sólido de superficies y espectroscopia, la

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fisicoquímica forma parte fundamental del estudio de la ciencia de materiales. Estos y otros temas de interés se estudiarán mas adelante en la presente antología. Para poder apreciar aun más la magnitud de la utilidad de la fisicoquímica, basta comparar un simple libro de química, física, geología o bioquímica con otro de fisicoquímica, entonces se comprenderá por qué la fisicoquímica se incluye tan a menudo entre tales disciplinas y por qué puede aplicarse con buenos resultados a dichas ciencias. La función principal de la presente antología es de servir de apoyo al desarrollo de las actividades propuestas, dado que se incluyen textos que presentan una serie de elementos conceptuales para enriquecer la teoría del alumno y facilitar su proceso de aprendizaje a fin de que se tenga un desenvolvimiento exitoso en el curso es indispensable el estudio teórico de otras materias básicas como las matemáticas y las ciencias naturales en general. Así pues la fisicoquímica es una ciencia que consiste en la aplicación de los métodos de la física a los problemas químicos y se puede definir como “ La rama de la química que estudia las propiedades físicas y la estructura de la materia, así como las leyes y las teorías de los cambios físicos y químicos.” Para estudiar la fisicoquímica se pueden seguir el siguiente método; el “Método Sistémico”, la investigación se inicia con los constituyentes básicos de la materia y procede de manera conceptual a construir sistemas de mayor tamaño a partir de ellos. Para referirse a estos diminutos constituyentes se utiliza el adjetivo microscópico. De este modo, los fenómenos cada vez más complejos se pueden interpretar basándose en las partículas elementales y en sus interacciones.

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TEMA I ESTADOS DE AGREGACIÓN

Diagrama de fase para el dióxido de carbono en función de presión y temperatura. En física y química se observa que, para cualquier cuerpo o agregado material considerado, modificando las condiciones de temperatura, presión o volumen se pueden obtener distintos estados de agregación, denominados estados de agregación de la materia, con características peculiares. Estado sólido

Así, manteniendo constante la presión, a baja temperatura los cuerpos se presentan en forma sólida tal que los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente; son por tanto agregados generalmente rígidos, duros y resistentes.También esta la materia semisólida

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Estado de agregación. 1. ¿Qué puede modificar? o

Temperatura, presión o volumen.

2. ¿Cómo se llama los que puedes agregar? o

Estados de agregación.

3. ¿Y para qué sirve? o

Para cualquier cuerpo.

4. ¿Y qué modifica? o

Temperatura, presión o volumen.

5. ¿En qué forma se encuentran los cuerpos? o

En forma sólida.

6. ¿En general? o

En forma cristalina.

7. ¿Qué confiere los cuerpos? o

La capacidad de soportar fuerza sin deformación.

8. ¿Y aparentemente qué son? o

Rígidos, duros y resistentes.

9. Qué es elasticidad de un cuerpo? o

Elasticidad: Un sólido recupera su forma original cuando es deformado. Un elástico o un resorte son objetos en los que podemos observar esta propiedad. Estira un elástico y observa lo que sucede.

10. ¿Qué es fragilidad de un cuerpo? o

Fragilidad: Un sólido puede romperse en muchos pedazos (quebradizo). En más de una ocasión habrás quebrado un vaso de vidrio o un objeto de greda. Estos hechos representan la fragilidad de un sólido.

11. ¿Qué es dureza de un cuerpo? o

Dureza: Un sólido es duro cuando no puede ser rayado por otro más blando. El diamante de una joya valiosa o el utilizado para cortar vidrios presenta dicha propiedad.

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Estado líquido Incrementando la temperatura el sólido se va descomponiendo hasta desaparecer la estructura cristalina alcanzándose el estado líquido, cuya característica principal es la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe una cierta ligazón entre los átomos del cuerpo, aunque de mucha menor intensidad que en el caso de LO QUE DECIMOS NO ES CIERTO SON TONTERIAS INVENTADAS POR NOSOTROS QUE SOMOS UNOS PARES DE PERROS FANEROS FELICITO A GLADYS HOLGUIN HEREDIA POR QUE ELLA NOS GUIO AQ ESTA IMFORMACION por estas dos propiedades generales. Si agrupas sobre una mesa un elástico, un vidrio, plastilina, una piedra, un plato y una cuchara, podrás decir que todos ellos son sólidos; sin embargo, cada uno de ellos es diferente del otro. Ahora la observación te permitirá hacer una clasificación. Clasificar significa agrupar identificando las propiedades que sirven de base para ello, de acuerdo a un criterio establecido previamente. ¿A qué se debe que los sólidos sean diferentes? Estas diferencias pueden explicarse debido a que los cuerpos sólidos presentan propiedades específicas, en mayor o menor grado, de las ya señaladas anteriormente. Estado gaseoso Gas Por último, incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los átomos o moléculas del gas se encuentran virtualmente libres de modo que son capaces de ocupar todo el espacio del recipiente que lo contiene, aunque con mayor propiedad debería decirse que se distribuye o reparte por todo el espacio disponible.

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Plasma Plasma (estado de la materia) Al plasma se le llama a veces "el cuarto estado de la materia", además de los tres "clásicos", sólido, líquido y gas. Es un gas en el que los átomos se han roto, que está formado por electrones negativos y por iones positivos, átomos que han perdido electrones y han quedado con una carga eléctrica positiva y que están moviéndose libremente. Donde vivimos nosotros, en la baja atmósfera, cualquier átomo que pierde un electrón (p.e., cuando es alcanzado por una partícula cósmica rápida) lo recupera pronto o atrapa otro. Pero la situación a altas temperaturas, como las que existen en el Sol, es muy diferente. Cuanto más caliente está el gas, más rápido se mueven sus moléculas y átomos, y a muy altas temperaturas las colisiones entre estos átomos moviéndose muy rápidamente son lo suficientemente violentas como para liberar los electrones. En la atmósfera solar, una gran parte de los átomos están permanentemente "ionizados" por estas colisiones y el gas se comporta como un plasma. A diferencia de los gases fríos (p.e. el aire a la temperatura ambiente), los plasmas conducen la electricidad y son fuertemente influidos por los campos magnéticos. La lámpara fluorescente, muy usada en el hogar y en el trabajo, contiene plasma (su componente principal es el vapor de mercurio) que calienta y agita la electricidad, mediante la línea de fuerza a la que está conectada la lámpara. La línea hace positivo eléctricamente a un extremo y el otro negativo (vea el dibujo inferior)

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causa que los iones (+) se aceleren hacia el extremo (-), y que los electrones (-) vayan hacia el extremo (+). Las partículas aceleradas ganan energía, colisionan con los átomos, expulsan electrones adicionales y así mantienen el plasma, incluso aunque se recombinen partículas. Las colisiones también hacen que los átomos emitan luz y, de hecho, esta forma de luz es más eficiente que las lámparas tradicionales. Los letreros de neón y las luces urbanas funcionan por un principio similar y también se usan (o usaron) en electrónica. Lámpara fluorescente [En el caso de que se pregunte: cuando se enciende por primera vez la lámpara fluorescente, el gas está frío, pero unos pocos iones y electrones están siempre presentes debido a los rayos cósmicos y a la radioactividad natural. Las colisiones los multiplican rápidamente. Y es verdad dado que se usa corriente alterna, los puntos (+) y (-) del dibujo se alternan 60 veces cada segundo. Sin embargo, los iones y electrones responden mucho más rápido que eso, por lo que el proceso permanece el mismo.] Como ya se dijo, el Sol consiste de plasma. Otro importante plasma en la naturaleza es la ionosfera, que comienza a unos 70-80 Km. por encima de la superficie terrestre. Aquí los electrones son expulsados de los átomos por la luz solar de corta longitud de onda, desde la ultravioleta a los rayos X: no se recombinan fácilmente debido a que la atmósfera se rarifica más a mayores altitudes y no son frecuentes las colisiones. La parte inferior de la ionosfera, la "capa D", a los 70-90 Km., aún tiene suficientes colisiones como para desaparecer después de la puesta del sol. Entonces se combinan los iones y los electrones, mientras que la ausencia de luz solar no los vuelve a producir. No obstante, esta capa se restablece después del amanecer. Por encima de los 200 Km., las colisiones son tan infrecuentes que la ionosfera prosigue día y noche. Un ejemplo sería: Si sentáramos a cien personas en una misma silla, pero no una encima de la otra, sino que ocupando el mismo espacio, estaríamos en presencia del condensado de Bose-Einstein. Otros estados de la materia

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Existen otros posibles estados de la materia; algunos de éstos sólo existen bajo condiciones extremas, como en el interior de estrellas muertas, o al comienzo del Universo, después del big bang: 

Fluidos supercríticos



Coloide



Superfluido. Supersólido



Materia degenerada



Neutronio



Materia fuertemente simétrica



Materia débilmente simétrica



Condensado fermiónico



Plasma quark-gluón



Matéria extraña o matéria de quarks



Fermionico

Los cambios de estado descritos también se producen si se incrementa la presión manteniendo constante la temperatura, así, por ejemplo, el hielo de las pistas se funde por efecto de la presión ejercida por el peso de los patinadores haciendo el agua líquida así obtenida de lubricante y permitiendo el suave deslizamiento de los patinadores. Para cada elemento o compuesto químico existen unas determinadas condiciones de presión y temperatura a las que se producen los cambios de estado, debiendo interpretarse, cuando se hace referencia únicamente a la temperatura de cambio de estado, que ésta se refiere a la presión de 1 atm (la presión atmosférica). De este modo, en condiciones normales (presión atmosférica y 20 ºC) hay compuestos tanto en estado sólido como líquido y gaseoso. 1

1

Alcántara, Consuelo, Física de hoy, MacGraw-Hill, 1992, México.

13

SÓLIDO

LÍQUIDO

GASEOSO

ALCÁNTARA, CONSUELO. “Física de hoy”. MacGraw-Hill, 1992, México. pp. 21-43.

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TEMA II TERMODINÁMICA

La termodinámica es la rama de la física que estudia la energía, la transformación entre sus distintas manifestaciones, como el calor, y su capacidad para producir un trabajo. Está íntimamente relacionada con la mecánica estadística, de la cual se pueden derivar numerosas relaciones termodinámicas. La termodinámica estudia los sistemas físicos a nivel macroscópico, mientras que la mecánica estadística suele hacer una descripción microscópica de los mismos.

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Leyes de la Termodinámica

Ley cero de la termodinámica A este principio se le llama "equilibrio térmico". Si dos sistemas A y B están a la misma temperatura, y B está a la misma temperatura que un tercer sistema C, entonces A y C están a la misma temperatura. Este concepto fundamental, aun siendo ampliamente aceptado, no fue formulado hasta después de haberse enunciado las otras tres leyes .De ahí que recibe la posición 0.

Primera ley de la termodinámica Conservación de la energía También conocido como principio de la conservación de la energía, la Primera ley de la termodinámica establece que si se realiza trabajo sobre un sistema, la energía interna del sistema variará. La diferencia entre la energía interna del sistema y la cantidad de energía es denominada calor. Fue propuesto por Antoine Lavoisier. En otras palabras: La energía no se crea ni se destruye solo se transforma. (Conservación de la energía). Segunda ley de la termodinámica Segunda ley de la termodinámica Esta ley indica las limitaciones existentes en las transformaciones energéticas. En un sistema aislado, es decir, que no intercambia materia ni energía con su entorno o medio que lo rodea, la entropía (desorden en un sistema) siempre habrá aumentado (nunca disminuido, como mucho se mantiene) desde que ésta se mide por primera vez

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hasta otra segunda vez en un momento distinto. En otras palabras: El flujo espontáneo de calor siempre es unidireccional, desde una temperatura más alta a una más baja. Existen numerosos enunciados, destacándose también el de Carnot y el de Clausius. Enunciado de Carnot Nicolas Léonard Sadi Carnot en 1824 propuso: La potencia motriz del calor es independiente de los agentes que intervienen para realizarla; su cantidad se fija únicamente por la temperatura de los cuerpos entre los que se hace, en definitiva, el transporte calórico. Enunciado de Clausius

Diagrama del ciclo de Carnot en función de la presión y el volumen. En palabras de Sears es: " No es posible ningún proceso cuyo único resultado sea la extracción de calor de un recipiente a una cierta temperatura y la absorción de una cantidad igual de calor por un recipiente a temperatura más elevada". Ambos enunciados son equivalentes y expresan una misma ley de la naturaleza. "La energía no se crea ni se destruye solo se transforma".

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Donde: , rendimiento del ciclo de Carnot. , temperaturas de la fuente fría (c) y caliente (h). , rendimiento máximo.

Otra interpretación Es imposible construir una máquina térmica cíclica que transforme calor en trabajo sin aumentar la energía termodinámica del ambiente. Debido a esto podemos concluir que el rendimiento energético de una máquina térmica cíclica que convierte calor en trabajo siempre será menor a la unidad y ésta estará más próxima a la unidad cuanto mayor sea el rendimiento energético de la misma. Es decir, mientras mayor sea el rendimiento energético de una máquina térmica, menor será el impacto en el ambiente, y viceversa. Tercera ley de la termodinámica La Tercera ley de la termodinámica, propuesto por Walther Nernst, afirma que es imposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto mediante un número finito de procesos físicos. Puede formularse también como que a medida que un sistema dado se aproxima al cero absoluto, su entropía tiende a un valor constante específico. La entropía de los sólidos cristalinos puros puede considerarse cero bajo temperaturas iguales al cero absoluto. No es una noción exigida por la Termodinámica clásica, así que es probablemente inapropiado tratarlo de “ley”. Es importante recordar que los principios o leyes de la Termodinámica son sólo generalizaciones estadísticas, válidas siempre para los sistemas macroscópicos, pero inaplicables a nivel cuántico. El demonio de Maxwell ejemplifica cómo puede

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concebirse un sistema cuántico que rompa las leyes de la Termodinámica. A la vez hay que recordar que el primer principio, el de conservación de la energía, es la más sólida y universal de las leyes de la naturaleza descubiertas hasta ahora por la ciencia. Rendimiento termodinámico Un concepto importante en la ingeniería térmica es el de rendimiento. El rendimiento de una máquina térmica que funciona entre un foco frío Qc y uno caliente Qh se define como:

Donde W es el trabajo proporcionado por la máquina. Carnot demostró que el rendimiento máximo de una máquina es proporcional a la diferencia de temperatura de sus focos:

Donde TcyTh son las temperaturas del foco frío y foco caliente medidas en Kelvin. Este rendimiento máximo es el correspondiente al de una máquina térmica reversible la cual es sólo una idealización, por lo que cualquier máquina térmica construida tendrá un rendimiento menor que el de la máquina reversible operando entre los mismos focos. Lo cual constituye el teorema de Carnot.

Energía calorífica: La suma de la energía potencial y de la energía sintética de un sistema no permanece siempre constante. De una manera general, la energía mecánica total de un sistema disminuye con el frotamiento y los choques. Si por ejemplo, se frena un cuerpo durante su caída por un plano inclinado, de forma que su velocidad permanezca constante, se producirá 19

una disminución de su energía potencial sin que aumente su energía cinética. Pero, en todos los fenómenos de esta naturaleza se produce calor. Así el fósforo de las cerillas se inflama por frotamiento, las herramientas se calientan al labrar los metales, etc. Sí una bala de plomo se dispara contra una placa de acero, se puede alcanzar, en el momento del choque, una temperatura superior a su punto de fusión. El calor debe, por consiguiente, considerarse como una forma de energía, hipótesis que se ve corroborada por la posibilidad de producir trabajo mecánico consumiendo calor, por ejemplo, en las maquinas de calor. Otras formas de energía: eléctrica. La corriente eléctrica es uno de los numerosos fenómenos que pueden producir trabajo mecánico o calor. La primera transformación se realiza en los motores y la inversa de los generadores electromagnéticos de corriente (dínamos, alternadores). En todos los conductores por los que pasan una corriente hay una producción de calor, conocida con el nombre de efecto de joule; la transformación contraria directa, es decir de calor en electricidad, se observa en las pilas termoeléctricas y basta calentar una de las dos soldaduras de dos metales diferentes que forman parte de un circuito para que se engendre en el mismo una corriente. De ellos se deduce que existe energía eléctrica y que el paso de una corriente es en realidad un transporte de energía a lo largo de un circuito. Un condensador cargado de corriente también energía eléctrica, puesto a descargarse es capaz de producir una corriente, pero esta energía es potencial. Química:

Las

reacciones

químicas

tienen

lugar

con

absorción

o

desprendimiento de calor, según los casos. La combustión, que es la combinación del oxígeno del cuerpo combustible o con los elementos que lo integran, revelan que una muestra de carbón y oxigeno contiene energía química potencial, que puede utilizarse al iniciar la combustión o la combinación de ambos cuerpos. La energía química se emplea a si mismo en las pilas y acumuladores eléctricos, que la transforman en energía eléctrica, y el fenómeno inverso se produce en la electrólisis, en particular al cargar los acumuladores. Las explosiones son un ejemplo de transformación de energía química en trabajo mecánico.

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Radiante: La luz se produce de diversas formas, pero la más corriente de éstas consiste en calentar cuerpos a una temperatura bastante elevada (lámpara de gas, Lámpara eléctrica de incandescencia). La incandescencia es precisamente la transformación de energía calorífica en energía radiante. En los fenómenos de luminiscencia, o emisión de luz en frío, interviene otra forma de energía que es mecánica en el caso de la tribolumiscencia. La ruptura de ciertos cristales que se producen por ejemplo al machacar azúcar provoca la aparición de luz. En la electroluminiscencia, la energía eléctrica se transforma directamente en luz sin que pase por la forma calorífica intermedia. Así acorde en los tubos de gas rarificado como el neón y los vapores de sodio y mercurio. En la quimioluminiscencia, algunas reacciones químicas, como la oxidación lenta del fósforo blanco en contacto del aire, provocan emisión de luz, sin calentamiento apreciable. La luz emitida por las luciérnagas se debe a un fenómeno análogo, puesto que produce de las reacciones químicas que se producen durante la digestión. La energía radiante puede convertirse en cualquiera de las otras cuatro formas de energías que se han considerado. Así, cuando una sustancia absorbe radiaciones, se calienta y este efecto calorífico es particularmente intenso en el caso de las radiaciones infrarrojas. Por otra parte, los haces luminosos dirigidos hacia los cuerpos ejercen en estos una fuerza de empuje que produce efectos mecánicos y recibe el nombre de presión de radiación, fenómenos que explica la repulsión de la cola de cometas por los rayos solares. La transformación de energía luminosa en energía eléctrica tiene lugar en la fotoelectricidad al captárselos electrones que emiten algunos metales cuando recibe la luz. Este fenómeno ha dado lugar a innumerables aplicaciones prácticas, entre las cuales pueden mencionarse el cine sonoro y la televisión. Las modificaciones químicas sufridas por los cuerpos bajo la influencia de la luz son numerosas y constituyen el objeto de la ciencia denominada fotoquímica, que estudia la transformación de la energía luminosa en energía química. Las plantas

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realizan esta transformación gracias a la clorofila, que absorbe las radiaciones solares, y la energía así almacenada se emplea para sintetizar los alimentos hidrocarbonados.

Primera ley de la termodinámica Permítase que un sistema cambie de un estado inicial de equilibrio estado final de equilibrio por el sistema y

, en un camino determinado, siendo

, a un

el calor absorbido

el trabajo hecho por el sistema. Después calculamos el valor de

. A continuación cambiamos el sistema desde el mismo estado final

hasta el estado

, pero en esta ocasión por u n camino diferente. Lo hacemos esto una y otra

vez, usando diferentes caminos en cada caso. Encontramos que en todos los intentos es la misma. Esto es, aunque tomado, al estado

y

separadamente dependen del camino

no depende, en lo absoluto, de cómo pasamos el sistema del estado , sino solo de los estados inicial y final (de equilibrio).

Del estudio de la mecánica recordará, que cuando un objeto se mueve de un punto inicial

a otro final ,

en un campo gravitacional en ausencia de fricción, el

trabajo hecho depende solo de las posiciones de los puntos y no, en absoluto, de la trayectoria por la que el cuerpo se mueve. De esto concluimos que hay una energía potencial, función de las coordenadas espaciales del cuerpo, cuyo valor final menos su valor inicial, es igual al trabajo hecho al desplazar el cuerpo. Ahora, en la termodinámica, encontramos experimentalmente, que cuando en un sistema ha cambiado su estado

al

, la cantidad

dependen solo de las coordenadas

inicial y final y no, en absoluto, del camino tomado entre estos puntos extremos. Concluimos que hay una función de las coordenadas termodinámicas, cuyo valor final, menos su valor inicial es igual al cambio

en el proceso. A esta función le

llamamos función de la energía interna. 22

Representemos la función de la energía interna por la letra energía interna del sistema en el estado

,

. Entonces la

, es solo el cambio de energía interna

del sistema, y esta cantidad tiene un valor determinado independientemente de la forma en que el sistema pasa del estado al estado f: Tenemos entonces que:

Como sucede para la energía potencial, también para que la energía interna, lo que importa es su cambio. Si se escoge un valor arbitrario para la energía interna en un sistema patrón de referencia, su valor en cualquier otro estado puede recibir un valor determinado. Esta ecuación se conoce como la primera ley de la termodinámica, al aplicarla debemos recordar que sistema y que

se considera positiva cuando el calor entra al

será positivo cuando el trabajo lo hace el sistema.

A la función interna

, se puede ver como muy abstracta en este momento. En

realidad, la termodinámica clásica no ofrece una explicación para ella, además que es una función de estado que cambia en una forma predecible. (Por función del estado, queremos decir, que exactamente, que su valor depende solo del estado físico del material: su constitución, presión, temperatura y volumen.) La primera ley de la termodinámica, se convierte entonces en un enunciado de la ley de la conservación de la energía para los sistemas termodinámicos. La energía total de un sistema de partículas

, cambia en una cantidad

exactamente igual a la cantidad que se le agrega al sistema, menos la cantidad que se le quita. Podrá parecer extraño que consideremos que entra al sistema y que

sea positiva cuando el calor

sea positivo cuando la energía sale del sistema como trabajo.

Se llegó a esta convención, porque fue el estudio de las máquinas térmicas lo que provocó inicialmente el estudio de la termodinámica. Simplemente es una buena forma económica tratar de obtener el máximo trabajo con una maquina de este tipo, y minimizar el calor que debe proporcionársele a un costo importante. Estas naturalmente se convierten en cantidades de interés. 23

Si nuestro sistema sólo sufre un cambio infinitesimal en su estado, se absorbe nada más una cantidad infinitesimal de calor infinitesimal de trabajo

y se hace solo una cantidad

, de tal manera que el cambio de energía interna

también es infinitesimal. Aunque

y

no son diferencias verdaderas, podemos

escribir la primera ley diferencial en la forma: . Podemos expresar la primera ley en palabras diciendo: Todo sistema termodinámico en un estado de equilibrio, tiene una variable de estado llamada energía interna

cuyo cambio

en un proceso diferencial está dado por la ecuación

antes escrita. La primera ley de la termodinámica se aplica a todo proceso de la naturaleza que parte de un estado de equilibrio y termina en otro. Decimos que si un sistema esta en estado de equilibrio cuando podemos describirlo por medio de un grupo apropiado de parámetros constantes del sistema como presión ,el volumen, temperatura, campo magnético y otros la primera ley sigue verificándose si los estados por los que pasa el sistema de un estado inicial (equilibrio), a su estado final (equilibrio), no son ellos mismos estados de equilibrio. Por ejemplo podemos aplicar la ley de la termodinámica a la explosión de un cohete en un tambor de acero cerrado. Hay algunas preguntas importantes que no puede decir la primera ley. Por ejemplo, aunque nos dice que la energía se conserva en todos los procesos, no nos dice si un proceso en particular puede ocurrir realmente. Esta información nos la da una generalización enteramente diferente, llamada segunda ley de la termodinámica, y gran parte de los temas de la termodinámica dependen de la segunda ley. Segunda ley de la termodinámica. Las primeras máquinas térmicas construidas, fueron dispositivos muy eficientes. Solo una pequeña fracción del calor absorbido de la fuente de la alta temperatura se

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podía convertir en trabajo útil. Aun al progresar los diseños de la ingeniería, una fracción apreciable del calor absorbido se sigue descargando en el escape de una máquina a baja temperatura, sin que pueda convertirse en energía mecánica. Sigue siendo una esperanza diseñar una maquina que pueda tomar calor de un depósito abundante, como el océano y convertirlo íntegramente en un trabajo útil. Entonces no seria necesario contar con una fuente de calor una temperatura más alta que el medio ambiente quemando combustibles. De la misma manera, podría esperarse, que se diseñara un refrigerador que simplemente transporte calor, desde un cuerpo frío a un cuerpo caliente, sin que tenga que gastarse trabajo exterior. Ninguna de estas aspiraciones ambiciosas violan la primera ley de la termodinámica. La máquina térmica sólo podría convertir energía calorífica completamente en energía mecánica, conservándose la energía total del proceso. En el refrigerador simplemente se transmitiría la energía calorífica de un cuerpo frío a un cuerpo caliente, sin que se perdiera la energía en el proceso. Nunca se ha logrado ninguna de estas aspiraciones y hay razones para que se crea que nunca se alcanzarán. La segunda ley de la termodinámica, que es una generalización de la experiencia, es una exposición cuyos artificios de aplicación no existen. Se tienen muchos enunciados de la segunda ley, cada uno de los cuales hace destacar un aspecto de ella, pero se puede demostrar que son equivalentes entre sí. Clausius la enuncio como sigue: No es posible para una máquina cíclica llevar continuamente calor de un cuerpo a otro que esté a temperatura más alta, sin que al mismo tiempo se produzca otro efecto (de compensación). Este enunciado desecha la posibilidad de nuestro ambicioso refrigerador, ya que éste implica que para transmitir calor continuamente de un objeto frío a un objeto caliente, es necesario proporcionar trabajo de un agente exterior. Por nuestra experiencia sabemos que cuando dos cuerpos se encuentran en contacto fluye calor del cuerpo caliente al cuerpo frío. En este caso, la segunda ley elimina la posibilidad de que la energía fluya del cuerpo frío al cuerpo caliente y así determina la dirección de la transmisión del calor. La dirección se puede invertir solamente por medio de gasto de un trabajo.

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Kelvin (con Planck) enuncio la segunda ley con palabras equivalentes a las siguientes: es completamente imposible realizar una transformación cuyo único resultado final sea el de cambiar en trabajo el calor extraído de una fuente que se encuentre a la misma temperatura. Este enunciado elimina nuestras ambiciones de la máquina térmica, ya que implica que no podemos producir trabajo mecánico sacando calor de un solo depósito, sin devolver ninguna cantidad de calor a un depósito que esté a una temperatura más baja. Para demostrar que los dos enunciados son equivalentes, necesitamos demostrar que si cualquiera de los enunciados es falso, el otro también debe serlo. Supóngase que es falso el enunciado de Clausius, de tal manera que se pudieran tener un refrigerador que opere sin que se consuma el trabajo. Podemos usar una máquina ordinaria para extraer calor de un cuerpo caliente, con el objeto de hacer trabajo y devolver parte del calor a un cuerpo frío. Pero conectando nuestro refrigerador "perfecto" al sistema, este calor se regresaría al cuerpo caliente, sin gasto de trabajo, quedando así utilizable de nuevo para su uso en una máquina térmica. De aquí que la combinación de una maquina ordinaria y el refrigerador "perfecto" formará una máquina térmica que infringe el enunciado de Kelvin-Planck. O podemos invertir el argumento. Si el enunciado KelvinPlanck fuera incorrecto, podríamos tener una máquina térmica que sencillamente tome calor de una fuente y lo convierta por completo en trabajo. Conectando esta máquina térmica "perfecta" a un refrigerador ordinario, podemos extraer calor de un cuerpo ordinario, podemos extraer calor de un cuerpo caliente, convertirlo completamente en trabajo, usar este trabajo para mover un refrigerador ordinario, extraer calor de un cuerpo frío, y entregarlo con el trabajo convertido en calor por el refrigerador, al cuerpo caliente. El resultado neto es una transmisión de calor desde un cuerpo frío, a un cuerpo caliente, sin gastar trabajo, lo infringe el enunciado de Clausius. La segunda ley nos dice que muchos procesos son irreversibles. Por ejemplo, el enunciado de Clausius específicamente elimina una inversión simple del proceso de transmisión de calor de un cuerpo caliente, a un cuerpo frío. Algunos procesos, no sólo

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no pueden regresarse por sí mismos, sino que tampoco ninguna combinación de procesos pueden anular el efecto de un proceso irreversible, sin provocar otro cambio correspondiente en otra parte.

Tercera ley de la termodinámica. En el análisis de muchas reacciones químicas es necesario fijar un estado de referencia para la entropia. Este siempre puede escogerse algún nivel arbitrario de referencia cuando solo se involucra un componente; para las tablas de vapor convencionales se ha escogido 32 0F. Sobre la base de las observaciones hechas por Nernst y por otros, Planck estableció la tercera ley de la termodinámica en 1912, así: la entropia de todos los sólidos cristalinos perfectos es cero a la temperatura de cero absoluto. Un cristal "perfecto" es aquel que esta en equilibrio termodinámico. En consecuencia, comúnmente se establece la tercera ley en forma más general, como: La entropía de cualquier sustancia pura en equilibrio termodinámico tiende a cero a medida que la temperatura tiende a cero. La importancia de la tercera ley es evidente. Suministra una base para el cálculo de las entropías absolutas de las sustancias, las cuales pueden utilizarse en las ecuaciones apropiadas para determinar la dirección de las reacciones químicas. Una interpretación estadística de la tercera ley es más bien sencilla, puesto que la entropía se ha definido como:

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En donde k es la constante de Bolzmall

es la probabilidad termodinámica. En vista

de la anterior disertación, la tercera ley equivale a establecer que: Cuando

0.

Esto significa que sólo existe una forma de ocurrencia del estado de energía mínima para una sustancia que obedezca la tercera ley. Hay varios casos referidos en la literatura en donde los cálculos basados en la tercera ley no están desacuerdo con los experimentos. Sin embargo, en todos los casos es posible explicar el desacuerdo sobre la base de que la sustancia no es "pura", esto es, pueda haber dos o más isótopos o presentarse moléculas diferentes o, también, una distribución de no equilibrio de las moléculas. En tales casos hay más de un estado cuántico en el cero absoluto y la entropía no tiende a cero. Entropía. La entropía, como todas las variables de estado, depende sólo de los estados del sistema, y debemos estar preparados para calcular el cambio en la entropía de procesos irreversibles, conociendo sólo los estados de principio y al fin. Consideraremos dos ejemplos:

1.- Dilatación libre: Dupliquemos el volumen de un gas, haciendo que se dilate en un recipiente vacío, puesto que no se efectúa reacción alguna contra el vacío, como el gas se encuentra encerrado entre paredes no conductoras, primera ley se entiende que

y, . por la

o:

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Donde y

se refieren a los estados inicial y final (de equilibrio). Si el gas es ideal,

depende únicamente de la temperatura y no de la presión o el volumen, y la ecuación implica que

.

En realidad, la dilatación libre es irreversible, perdemos el control del medio ambiente una vez que abrimos la llave. Hay sin envergo, una diferencia de entropía

, entre

los estados de equilibrio inicial y final, pero no podemos calcularla con la ecuación

, por que esta relación se aplica únicamente a trayectorias reversibles; si tratamos de usar la ecuación, tendremos inmediatamente la facultad de que Q = 0 para la dilatación libre - además - no sabremos como dar valores significativos de T en los estados intermedios que no son de equilibrio. Entonces, ¿Cómo calcularemos Sf - Si para estos estados?, lo haremos determinando una trayectoria reversible (cualquier trayectoria reversible) que conecte los estados

y

f, para así calcular el cambio de entropía de la trayectoria. En la dilatación libre, un trayecto reversible conveniente (suponiendo que se trate de un gas ideal) es una dilatación isotérmica de VI a Vf (=2Vi). Esto corresponde a la dilatación isotérmica que se lleva a cabo entre los puntos a y b del ciclo del Carnot. Esto representa un grupo de operaciones muy diferentes de la dilatación libre y tienen en común la única condición de que conectan el mismo grupo de estados de equilibrio,

y f. De la ecuación

y el ejemplo 1 tenemos.

Esto es positivo, de tal manera que la entropía del sistema aumenta en este proceso adiabático irreversible. Nótese que la dilatación libre es un proceso que, en la

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naturaleza se desarrolla por sí mismo una vez iniciado. Realmente no podemos concebir lo opuesto, una compresión libre en la que el gas que en un recipiente aislado se comprima en forma espontánea de tal manera que ocupe solo la mitad del volumen que tiene disponible libremente. Toda nuestra experiencia nos dice que el primer proceso es inevitable y virtualmente, no se puede concebir el segundo. 2.- Transmisión irreversible de calor. Como otro ejemplo, considérense dos cuerpos que son semejantes en todo, excepto que uno se encuentra a una temperatura TH y el otro a la temperatura TC, donde TH> TC. Si ponemos ambos objetos en contacto dentro de una caja con paredes no conductoras, eventualmente llegan a la temperatura común Tm, con un valor entre TH y TC; como la dilatación libre, el proceso es irreversible, por que perdemos el control del medio ambiente, una vez que colocamos los dos cuerpos en la caja. Como la dilatación libre, este proceso también es adiabático (irreversible), por que no entra o sale calor en el sistema durante el proceso. Para calcular el cambio de entropía para el sistema durante este proceso, de nuevo debemos encontrar un proceso reversible que conecte los mismos estados inicial

y

final

y

calcular

el

cambio

de

entropía,

aplicando

la

ecuación

al proceso. Podemos hacerlo, si imaginamos que tenemos a nuestra disposición un deposito de calor de gran capacidad calorífica, cuya temperatura T este bajo nuestro control, digamos, haciendo girar una perilla. Primero ajustamos, la temperatura del depósito a TH a Tm, quitando calor al cuerpo caliente al mismo tiempo. En este proceso el cuerpo caliente pierde entropía, siendo el cambio de

esta magnitud

.

Aquí T1 es una temperatura adecuada escogida entre TH y Tm y Q es el calor extraído.

30

En seguida ajustamos la temperatura de nuestro depósito a Tc y lo colocamos en contacto con el segundo cuerpo (el más frío). A continuación elevamos lentamente (reversiblemente) la temperatura del depósito de Tc a Tm, cediendo calor al cuerpo frío mientras lo hacemos. El cuerpo frío gana entropía en este proceso, siendo su cambio

. Aquí T2 es una temperatura adecuada, escogida para que quede entre Tc y Tm y Q es el calor agregado. El calor Q agregado al cuerpo frío es igual al Q extraído del cuerpo caliente. Los dos cuerpos se encuentran ahora en la misma temperatura Tm y el sistema se encuentra en el estado de equilibrio final. El cambio de entropía para el sistema completo es:

Como T1>T2, tenemos Sf >Si. De nuevo, como para la dilatación libre, la entropía del sistema aumenta en este proceso reversible y adiabático. Nótese que, como la dilatación libre, nuestro ejemplo de la conducción del calor es un proceso que en la naturaleza se desarrolla por sí mismo una vez que se ha iniciado. En realidad no podemos concebir el proceso opuesto, en el cual, por ejemplo, una varilla de metal en equilibrio térmico a la temperatura del cuarto espontáneamente se ajuste de tal manera, que un extremo quede más caliente y en el otro más frío. De nuevo, la naturaleza tiene la preferencia irresistible para que el proceso se efectúe en una dirección determinada y no en la opuesta. En cada uno de estos ejemplos, debemos distinguir cuidadosamente el proceso real (irreversible) (dilatación libre o transmisión del calor) y el proceso reversible que se introdujo, para que se pudiera calcular el cambio de entropía en el proceso real.

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Podemos escoger cualquier proceso reversible, mientras conecte los mismos estados inicial y final que el proceso real; todos estos procesos reversibles llevarán al mismo cambio de entropía porque ella depende sólo los estados inicial y final y no de los procesos que los conectan, tanto si son reversibles como si son irreversibles. Calor y Temperatura Mediante el contacto de la epidermis con un objeto se perciben sensaciones de frío o de calor, siendo está muy caliente. Los conceptos de calor y frío son totalmente relativos y sólo se pueden establecer con la relación a un cuerpo de referencia como, por ejemplo, la mano del hombre. Lo que se percibe con más precisión es la temperatura del objeto o, más exactamente todavía, la diferencia entre la temperatura del mismo y la de la mano que la toca. Ahora bien, aunque la sensación experimentada sea tanto más intensa cuanto más elevada sea la temperatura, se trata sólo una apreciación muy poco exacta que no puede considerarse como medida de temperatura. Para efectuar esta última se utilizan otras propiedades del calor, como la dilatación, cuyos efectos son susceptibles. Con muy pocas excepciones todos los cuerpos aumentan de volumen al calentarse y diminuyen cuando se enfrían. En caso de los sólidos, el volumen suele incrementarse en todas las direcciones se puede observar este fenómeno en una de ellas con experiencia del pirómetro del cuadrante. El, pirometro del cuadrante consta de una barra metálica apoyada en dos soportes, uno de los cuales se fija con un tornillo, mientras que el otro puede deslizarse y empujar una palanca acodada terminada por una aguja que recorre un cuadrante o escala cuadrada. Cuando, mediante un mechero, se calienta fuertemente la barra, está se dilata y el valor del alargamiento, ampliado por la palanca, aparece en el cuadrante. Otro experimento igualmente característico es el llamado del anillo de Gravesande. Este aparato se compone de un soporte del que cuelga una esfera

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metálica cuyo diámetro es ligeramente inferior al de un anillo el mismo metal por el cual puede pasar cuando las dos piezas están a l a misma temperatura. Si se calienta la esfera dejando el anillo a la temperatura ordinaria, aquella se dilata y no pasa por el anillo; en cambio puede volver a hacerlo una vez enfriada o en el caso en que se haya calentando simultáneamente y a la misma temperatura la esfera y el anillo. La dilatación es, por consiguiente, una primera propiedad térmica de los cuerpos, que permite llegar a la noción de la temperatura. La segunda magnitud fundamental es la cantidad de calor que se supone reciben o ceden los cuerpos al calentarse o al enfriarse, respectivamente. La cantidad de calor que hay que proporcionar a un cuerpo para que su temperatura aumente en un número de unidades determinado es tanto mayor cuanto más elevada es la masa de dicho cuerpo y es proporcional a lo que se denomina calor específico de la sustancia de que está constituido. Cuando se calienta un cuerpo en uno de sus puntos, el calor se propaga a los que son próximos y la diferencia de temperatura entre el punto calentado directamente y otro situado a cierta distancia es tanto menor cuando mejor conducto del calor es dicho cuerpo. Si la conductibilidad térmica de un cuerpo es pequeña, la transmisión del calor se manifiesta por un descenso rápido de la temperatura entre el punto calentado y otro próximo. Así sucede con el vidrio, la porcelana, el caucho, etc. En el caso contrario, por ejemplo con metales como el cobre y la plata, la conductibilidad térmica es muy grande y la disminución de temperatura entre un punto calentado y el otro próximo es muy reducido. Se desprende de lo anterior que el estudio del calor sólo puede hacerse después de haber definido de una manera exacta los dos términos relativos al propio calor, es decir, la temperatura, que se expresa en grados, y la cantidad de calor, que se expresa en calorías. Habrá que definir después algunas propiedades específicas de los cuerpos en su manera de comportarse con respecto al calor y la conductibilidad térmica. 2 2

Chopin, Gregory R.- Bernard, Jaffe. Química, ciencia de la material, la energía y el cambio. Publicaciones Cultural, 1979, México.

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CHOPIN, GREGORY R.- BERNARD, JAFFE. “Química, ciencia de la material, la energía y el cambio”. Publicaciones Cultural, 1979, México.

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TEMA III DISOLUCIONES. Disolución En química, una disolución (del latín disolutio) es una mezcla homogénea, a nivel molecular de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente. También se define disolvente como la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción en cualquier cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán separar por centrifugación ni filtración. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama)

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Se distingue de una suspensión, que es una mezcla en la que el soluto no está totalmente disgregado en el disolvente, sino dispersado en pequeñas partículas. Así, diferentes gotas pueden tener diferente cantidad de una sustancia en suspensión. Mientras una disolución es siempre transparente, una suspensión presentará turbidez, será traslúcida u opaca. Una emulsión será intermedia entre disolución y suspensión.

Características de las disoluciones 1.- Son mezclas homogéneas 2.- La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. Una disolución que contenga poca cantidad es una disolución diluida. A medida que aumente la proporción de soluto tendremos disoluciones más concentradas, hasta que el disolvente no admite más soluto, entonces la disolución es saturada. Por encima de la saturación tenemos las disoluciones sobresaturadas. Por ejemplo, 100g de agua a 0ºC son capaces de disolver hasta 37,5g de NaCl (cloruro de sodio o sal común), pero si mezclamos 40g de NaCl con 100g de agua a la temperatura señalada, quedará una solución saturada. 3.- Sus propiedades físicas dependen de su concentración: 

Disolución HCl (ácido clorhídrico) 12 mol/L Densidad = 1,18 g/cm 3



Disolución HCl (ácido clorhídrico) 6 mol/L Densidad = 1,10 g/cm 3

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4.- Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc. 5.- Tienen ausencia de sedimentación, es decir al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom (ºA) . El hecho de que las disoluciones sean homogéneas quiere decir que sus propiedades son siempre constantes en cualquier punto de la mezcla. Las propiedades que cumplen las disoluciones se llaman propiedades coligativas. Clasificación de las disoluciones por su estado de agregación

por su concentración

Sólido en sólido: aleaciones zinc

en

como

no saturada; es aquella en donde la fase

estaño

dispersa y la dispersante no están en equilibrio a

(latón); sólidas

gas

una temperatura dada; es decir, ellas pueden

en

sólido: admitir más soluto hasta alcanzar su grado de

hidrógeno

en

paladio;

saturación. Ej.: a 0ºC 100g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una

líquido en sólido: disolución que contengan 20g NaCl en 100g de mercurio en plata

agua, es no saturada.

(amalgama). líquidas

líquido en líquido: Saturada: en esta disolución hay un equilibrio alcohol

en

agua;

entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya

sólido en líquido: que sal

en

(salmuera); gas

en

agua

a

la

temperatura

que

se

tome

en

consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej.: una disolución acuosa

líquido: saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5g

37

oxígeno en agua gas

en

oxígeno

disueltos en 100g de agua 0ºC.

gas: en

nitrógeno; gas

en

líquido:

gaseosas, gaseosas

en

sólido:

hidrógeno absorbido

sobre

superficies de Ni, Pd, Pt, etc.

inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disolución se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se

cervezas; gas

Sobre saturada: representa un tipo de disolución

enfría el sistema lentamente. Esta disolución es inestable, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

En función de la naturaleza de solutos y disolventes, las leyes que rigen las disoluciones son distintas. 

Sólidos en sólidos: Leyes de las disoluciones sólidas.



Sólidos en líquidos: Leyes de la solubilidad.



Sólidos en gases: Movimientos brownianos y leyes de los coloides.



Líquidos en líquidos: Tensión interfacial.



Gases en líquidos: Ley de Henry.

Por la relación que existe entre el soluto y la disolución, algunos autores clasifican las disoluciones en diluidas y concentradas, las concentradas se subdividen en saturadas y sobre saturadas. Las diluidas, se refieren a aquellas que poseen poca cantidad de soluto en relación a la cantidad de disolución; y las concentradas cuando poseen gran cantidad de soluto. Es incoveniente la utilización de esta clasificación debido a que no todas las sustancias se disuelven en la misma proporción en un determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada. Ej: a 25ºC en 100g de agua se disuelven 0,000246g de BaSO 4. Esta disolución es concentrada (saturada)

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porque ella no admite más sal, aunque por la poca cantidad de soluto disuelto debería clasificarse como diluida. Por ello es más conveniente clasificar a las soluciones como no saturadas, saturadas y sobre saturadas. En el universo la materia se presenta bajo diferentes formas, las cuales llamamos materiales y los mismos se clasifican en: Las sustancias son materiales de composición química definida como el agua (H2O), la glucosa (C6H12 O6), etc. Las mezclas constituyen sistemas formados por dos o más especies que no reaccionan químicamente entre sí. Estos materiales pueden ser homogéneos, cuando óptimamente presentan una sola fase, y una distribución regular de sus propiedades físicas y químicas y heterogéneas cuando presentan dos o más fases y una distribución irregular de sus propiedades. La fase de un sistema, es la porción homogénea que se puede separarse mecánicamente, es decir, mediante el uso de algunos de los procesos que se mencionan

a

continuación:

tamización,

decantación,

imantación,

filtración,

centrifugación. Son mezclas homogéneas, agua con azúcar; cloroformo con éter etílico, alcohol etílico con bencina, etc. Son mezclas heterogéneas: azufre con agua, almidón con alcohol, kerosene y agua .Las Disoluciones son materiales homogéneos formados por dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente. Una disolución puede estar formada por uno o más soluto y uno o más disolventes. Pero en este tema nos referiremos a las

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soluciones binarias, es decir, aquellas que están constituidas solo por un soluto y un disolvente.3

BRENT, ROBERT.- ALAVERTI, MARÍA GABRIELLA, “Los asombrosos secretos de la Química”, Navarro, 1966, México.

3

Brent, Robert.- Alaverti, María Gabriella, Los asombrosos secretos de la Química, Navarro, 1966, México.

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TEMA IV REACCIONES REACCIONES Reacción química, proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. ECUACIONES QUIMICAS Los símbolos y fórmulas químicas sirven para describir las reacciones químicas, al identificar las sustancias que intervienen en ellas. Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH 4) o el gas natural arde con oxígeno (O 2) formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en general, formas abreviadas de sus nombres) sería: 41

Como los átomos se conservan en las reacciones químicas, a cada lado de la ecuación debe aparecer el mismo número de ellos. Por lo tanto, la reacción puede expresarse del siguiente modo:

Los químicos sustituyen ‘da’ por una flecha y borran todos los ‘1’, para obtener la ecuación química ajustada:

Las cargas eléctricas y el número de cada clase de átomos se conservan. Las ecuaciones se ajustan no sólo respecto a la carga y número de cada clase de átomos, sino también respecto a su peso o, más correctamente, a su masa. El sistema periódico recoge las masas atómicas siguientes: C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00, por lo que

Así, tenemos que 16,05 unidades de masa atómica (u) de CH 4 reaccionan con 64,00 u de O2 para producir 44,01 u de CO2 y 36,04 u de H2O; o, lo que es lo mismo, un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. La masa total a cada lado de la ecuación se conserva: 42

De este modo, se conservan tanto la masa como la carga y los átomos.

VELOCIDAD Y MECANISMOS DE LAS REACCIONES QUIMICAS En algunos casos, como en la combustión, las reacciones se producen de forma rápida. Otras reacciones, como la oxidación, tienen lugar con lentitud. La cinética química, que estudia la velocidad de las reacciones, contempla tres condiciones que deben darse a nivel molecular para que tenga lugar una reacción química: las moléculas deben colisionar, han de estar situadas de modo que los grupos que van a reaccionar se encuentren juntos en un estado de transición entre los reactivos y los productos, y la colisión debe tener energía suficiente (energía de activación) para que se alcance el estado de transición y se formen los productos. Las reacciones rápidas se dan cuando estas tres condiciones se cumplen con facilidad. Sin embargo, si uno de los factores presenta cierta dificultad, la reacción resulta especialmente lenta. La velocidad de la reacción aumenta en presencia de un catalizador, una sustancia que no resulta alterada o se regenera, por lo que el proceso continúa. La mezcla de gases hidrógeno y oxígeno a temperatura ambiente no explota, pero si se añade platino en polvo la mezcla explosiona al cubrirse la superficie del platino con el oxígeno adsorbido. Los átomos de platino alargan los enlaces de las moléculas de O 2, debilitándolos y rebajando la energía de activación. Los átomos de oxígeno reaccionan rápidamente con moléculas de hidrógeno, colisionando contra ellas y formando agua y regenerando el catalizador. Las fases por las que pasa una reacción constituyen el ‘mecanismo de reacción’.

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La velocidad de la reacción puede modificarse no sólo con catalizadores, sino también mediante cambios en la temperatura y en las concentraciones. Al elevar la temperatura se incrementa la velocidad a causa del aumento de la energía cinética de las moléculas de los reactivos, lo que provoca un mayor número de colisiones por segundo y hace posible la formación de estados de transición. Con el aumento de la concentración se consigue incrementar la velocidad de la reacción, al aumentar el número y la velocidad de las colisiones moleculares. EQULIBRIO QUÍMICO A medida que la reacción tiene lugar, disminuye la concentración de los reactivos según se van agotando. Del mismo modo, la velocidad de la reacción también decrece. Al mismo tiempo aumentan las concentraciones de los productos, tendiendo a colisionar unos con otros para volver a formar los reactivos. Por último, la disminución de la velocidad de la reacción directa se equipara al incremento de la velocidad de la reacción inversa, y cesa todo cambio. El sistema está entonces en ‘equilibrio químico’, en el que las reacciones directa e inversa tienen lugar a la misma velocidad. Los cambios en sistemas en equilibrio químico se describen en el principio de Le Châtelier, que debe su nombre al científico francés Henri Louis Le Châtelier. Según este principio, cualquier intento de cambio en un sistema en equilibrio provoca su reacción para compensar dicho cambio. .

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TIPOS DE REACCIONES QUMICAS Para una buena comprensión de los mecanismos de las reacciones es conveniente el estudio de los enlaces químicos iónicos y covalentes. La reacción que se produce con emparejamiento de iones es fácil de comprender, si se entiende el emparejamiento (o disociación) de iones para formar (o disociar) sustancias neutras, como en Ag+ + Cl- ⇄ AgCl o en 3Ca2+ + 2PO43- ⇄ Ca3(PO4)2 donde la doble flecha indica los dos posibles sentidos de la reacción. Los cambios de enlaces covalentes simples en los que ambos electrones proceden de (o van a) un reactivo se denominan reacciones ácido-base, como en

Un par de electrones de la base ocupa un orbital del ácido, formando el enlace covalente (véase ácidos y bases). Los cambios de enlaces covalentes simples en los que un electrón de enlace proviene de (o va a) cada reactivo reciben el nombre de reacciones de radicales libres, como en H·+ H → H – H.

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A veces los reactivos ganan y pierden electrones, como sucede en las reacciones de oxidación-reducción o redox: 2Fe2+ + Br2 ⇄ 2Fe3+ + 2BrAsí, en una reacción de oxidación-reducción, un reactivo se oxida (pierde uno o más electrones) y el otro se reduce (gana uno o más electrones). Como ejemplos de reacciones redox en las que interviene el oxígeno pueden citarse la oxidación de los metales como el hierro (el metal se oxida por la acción del oxígeno de la atmósfera), la combustión y las reacciones metabólicas que se dan en la respiración. Un caso de reacción redox en la que no interviene el oxígeno atmosférico es la reacción que produce la electricidad en las baterías de plomo: Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42- ⇄ 2PbSO4 + 2H2O. La unión de dos grupos también se llama adición, y su separación, descomposición. Una adición múltiple de moléculas idénticas se conoce como polimerización (véase Polímero). ENERGIA QUIMICA La energía se conserva durante las reacciones químicas. En una reacción pueden considerarse dos fases diferenciadas: en primer lugar, los enlaces químicos de los reactivos se rompen, y luego se reordenan constituyendo nuevos enlaces. En esta operación se requiere cierta cantidad de energía, que será liberada si el enlace roto vuelve a formarse. Los enlaces químicos con alta energía se conocen como enlaces ‘fuertes’, pues precisan un esfuerzo mayor para romperse. Si en el producto se forman enlaces más fuertes que los que se rompen en el reactivo, se libera energía en forma de calor, constituyendo una reacción exotérmica. En caso contrario, la energía es absorbida y se produce una reacción endotérmica. Debido a que los enlaces fuertes se crean con más facilidad que los débiles, son más frecuentes las reacciones exotérmicas espontáneas; un ejemplo de ello es la combustión de los compuestos del

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carbono en el aire para producir CO 2 y H2O, que tienen enlaces fuertes. Pero también se producen reacciones endotérmicas espontáneas, como la disolución de sal en agua. Las reacciones endotérmicas suelen estar asociadas a la disociación de las moléculas. Esto último puede medirse por el incremento de la entropía del sistema. El efecto neto de la tendencia a formar enlaces fuertes y la tendencia de las moléculas e iones a disociarse se puede medir por el cambio en la energía libre del sistema. Todo cambio espontáneo a temperatura y presión constantes implica un incremento de la energía libre, acompañado de un aumento de la fuerza del enlace. Véase Química física; Termodinámica.

SINTESIS QUIMICA La síntesis química consiste en obtener compuestos químicos a partir de sustancias más simples. Los objetivos principales de la síntesis química son la creación de nuevas sustancias químicas, así como el desarrollo de métodos más baratos y eficaces para sintetizar sustancias ya conocidas. Normalmente, basta con la purificación de sustancias naturales para obtener un producto químico o aprovechar el uso de ese producto como materia prima para otras síntesis. La industria farmacéutica, por ejemplo, depende con frecuencia de complejos compuestos químicos, que se encuentran en el petróleo crudo, para la síntesis de medicinas. En algunas ocasiones, cuando se trata de sustancias escasas o muy costosas, se hace preciso sintetizar dicha sustancia a partir de otras materias primas más abundantes y más baratas. Uno de los principales objetivos de la síntesis química es producir cantidades adicionales de sustancias que ya se dan en la naturaleza. Ejemplos de ello son la recuperación del cobre de sus menas y la síntesis de ciertas medicinas que se encuentran de modo natural (como la aspirina) y de vitaminas (como el ácido ascórbico o vitamina C). Otro de sus objetivos es la síntesis de materiales que no se dan de modo natural, como el acero, los plásticos y los adhesivos. 47

Alrededor de once millones de compuestos químicos han sido catalogados por el Chemical Abstracts Service de Columbus, Ohio (Estados Unidos). Se calcula que cada día se sintetizan unos 2.000 nuevos compuestos. Se producen unos 6.000 con fines comerciales y unos 300 más se incorporan al mercado cada año. Antes de su comercialización, todo nuevo compuesto se comprueba, no sólo con fines comerciales, sino también para descubrir posibles efectos dañinos en el ser humano y el medio ambiente. El proceso para determinar la toxicidad de un compuesto es difícil y costoso, debido a la gran variedad de niveles de dosis tóxicas para el hombre, las plantas y los animales, y por lo complicado que resulta medir los efectos de una exposición a largo plazo. La síntesis química no se desarrolló como ciencia rigurosa y sofisticada hasta bien entrado el siglo XX. Antaño, la síntesis de una sustancia ocurría algunas veces por accidente, y la utilización de esos materiales nuevos era muy limitada. Las teorías que predominaban hasta este siglo contribuyeron a limitar la capacidad de los químicos para desarrollar una aproximación sistemática a la síntesis. Hoy, en cambio, es posible diseñar nuevas sustancias químicas para cubrir necesidades específicas (medicinas, materiales estructurales, combustibles), sintetizar en el laboratorio casi todas las sustancias que se encuentran en la naturaleza, inventar y fabricar nuevos compuestos e incluso predecir, con la ayuda de sofisticados ordenadores o computadoras, las propiedades de una molécula ‘objetivo’ y sus efectos a largo plazo en medicina y en el medio ambiente. Gran parte de los progresos conseguidos en el campo de la síntesis se debe a la capacidad de los científicos para determinar la estructura detallada de una serie de sustancias, comprendiendo la correlación entre la estructura de una molécula y sus propiedades (relaciones estructura-actividad). De hecho, antes de su síntesis, se puede diseñar la estructura y propiedades de una serie de moléculas, lo que proporciona a los científicos una mejor comprensión del tipo de sustancias más necesarias para un fin concreto. Las modernas medicinas de penicilina son modificaciones sintéticas de la sustancia que descubrió en la naturaleza el bacteriólogo británico Alexander Fleming. Se han descubierto más de mil 48

enfermedades en el ser humano causadas por deficiencias moleculares, muchas de las cuales pueden tratarse con medicinas sintéticas. Gran parte de la investigación sobre nuevos combustibles y de métodos de utilización de la energía solar se basan en el estudio de las propiedades moleculares de productos sintéticos. Uno de los logros más recientes en este campo es la fabricación de superconductores basados en la estructura de complicados materiales inorgánicos cerámicos, como el YBa 2Cu3O7 y otros de estructura similar. Hoy es posible sintetizar hormonas, enzimas y material genético idéntico al de los sistemas vivos, aumentando la posibilidad de tratar las causas que originan enfermedades humanas a través de la ingeniería genética. Esto ha sido posible en los últimos años gracias a los diseños que se obtienen con la ayuda de modernos y potentes ordenadores. Otro de los grandes logros recientes ha sido la utilización habitual de sistemas vivos simples, como levaduras, bacterias y hongos, para producir importantes sustancias. También es usual la síntesis bioquímica de materiales biológicos. La bacteria Escherichia coli se utiliza para obtener insulina humana, las levaduras para producir alcohol y los hongos para obtener penicilina.

BRENT, ROBERT.- ALAVERTI, MARÍA GABRIELLA, “Los asombrosos secretos de la Química”, Navarro, 1966, México.

49

REACCIONES por Anthony Carpi, Ph.D.

La reacción al unir dos o más elementos da como resultado la formación de un enlace químico entre átomos y la formación de un compuesto químico. ¿Pero por qué las substancias químicas reaccionan al ser unidas? La razón tiene que ver con la participación de las configuraciones de los electrones del átomo. Al final de la decada1890, el químico escocés Sir William Ramsay descubrió los siguientes elementos: helio, neón, argón, kriptón y xenón. Estos elementos, junto con el radón, fueron clasificados en el grupo VIIIA de la tabla periódica y apodados gases inertes (o nobles) por su tendencia a no reaccionar con otros elementos. La tendencia de los gases nobles a no reaccionar con otros elementos tiene que ver con las configuraciones de sus electrones. Todos los gases nobles tienen envolturas de valencia. Esta configuración es estable y representa una configuración que otros elementos tratan de alcanzar al reaccionar juntos. En otras palabras, la razón por la cual los átomos reaccionan entre ellos es para alcanzar un estado en el cual su envoltura de valencia se llene. Miremos la reacción del sodio con el cloro. En su estado atómico, el sodio tiene un electrón de valencia y el cloro siete.

Sodio Cloro

El cloro, con siete electrones de valencia , necesita un electrón adicional para completar su envoltura de valencia que tiene ocho electrones. El sodio es más complicado. Al principio parece que el sodio necesita siete electrones adicionales 50

para completar su envoltura de valencia. Pero esto le daría al sodio una carga eléctrica de - 7 y lo haría altamente desbalanceado en términos del número de electrones (cargas negativas) relativa al número de protones (cargas positivas). Cuando esto varía, es mucho más fácil para el sodio renunciar a su electrón de valencia y convertirse en un +1 ión. Al hacerlo, el átomo de sodio vacía su tercera valencia y entonces la envoltura externa que contiene electrones, es decir su segunda envoltura, se llena. Esto concuerda con nuestro postulado anterior de que los átomos reaccionan porque están tratando de llenar su envoltura de valencia.

CLORURO DE SODIO Esta característica, es decir la tendencia de perder electrones cuando entran en reacción química es común a todos los metales. El número de electrones que los átomos de metal perderán (y la carga que ellos adquirirán) es igual al número de electrones en su envoltura de valencia. Para todos los elementos del grupo A de la tabla periódica, el número de valencia de electrones es igual al número del grupo. Los no metales, en comparación, tienden a ganar electrones (o compartirlos) para completar su envoltura de valencia. Para todos los no metales, excepto el hidrógeno y el helio, la envoltura de valencia está completa con ocho electrones. Por consiguiente, los no metales ganan electrones correspondientes a la fórmula = 8 (número de grupo). El cloro, en el grupo 7, ganará 8 - 7 = 1 electrón y formará un -1 ión. El hidrógeno y el helio sólo tienen electrones en su primera envoltura de electrones. La capacidad de su envoltura es dos. Por consiguiente, el helio, con dos electrones, ya tiene una envoltura de valencia llena y clasifica dentro del grupo de elementos que tienden a no reaccionar con otros, como los gases nobles. El hidrógeno, con un electrón de valencia, ganará un electrón cuando forma un ión negativo. Sin embargo, el hidrógeno y otros elementos de la tabla periódica denominados metaloides, pueden efectivamente formar ya sea iones positivos o negativos correspondientes al número de electrones de valencia que tengan. Por

51

consiguiente, el hidrógeno formará un +1 ión cuando pierde su electrón y un -1 cuando gana un electrón. Reacción de la Energía Todas las reacciones químicas están acompañadas por un cambio de energía. Algunas reacciones sueltan energía hacia sus alrededores (generalmente como calor) y son llamadas exotérmicas. Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan tan violentamente que las llamas pueden ser vistas cuando la reacción exotérmica produce calor. Por otra parte, algunas reacciones necesitan absorber calor de sus alrededores para seguir adelante. Estas reacciones son llamadas endotérmicas. Un buen ejemplo de una reacción endotérmica es esa que tiene lugar en forma instantánea dentro de una 'bolsa de frío'. Generalmente las 'bolsas de frío' comerciales contienen dos compuestos - urea y cloruro de amonio en dos contenedores diferentes dentro de la bolsa de plástico. Cuando se dobla la bolsa y los contenedores interiores se rompen, los dos compuestos se mezclan y empiezan a reaccionar. Ya que la reacción es endotérmica, ella absorbe el calor de sus alrededores y la bolsa se enfría. Las reacciones que prosiguen inmediatamente cuando dos substancias se mezclan (tal como la reacción del sodio con el cloro o la úrea con el cloruro de amonio) son llamadas reacciones espontáneas. No todas las reacciones proceden espontáneamente. Por ejemplo, piense en un fósforo. Cuando se enciende un fósforo se causa una reacción entre los químicos de la cabeza del fósforo y el oxígeno del aire. Pero el fósforo no se encenderá espontáneamente, primero necesita la entrada de la energía, llamada la energía activadora de la reacción. En el caso del fósforo, usted provee la energía activadora como el calor al golpear el fósforo en la caja. Después que la energía activadora se absorbe y la reacción empieza, la reacción continúa hasta que usted apague la llama o se le acabe el material que produce la reacción.

Reacción química, forma de representar matemáticamente el proceso en el que una o más sustancias —los reactantes— se transforman en otras sustancias

52

diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

Tipos de

reacciones químicas Reacciones inorgánicas 

Ácido-base



Combustión



Disolución



Oxidación



Precipitación



Redox



Reducción

53

Reacciones orgánica 

Sustitución: Cuando dos compuestos A y B reaccionan en un compuesto C (3Mg + N2(g) --> Mg3N2)



Doble Sustitución: Cuando dos compuestos A y B reaccionan en dos compuestos C y D (HCl + NaOH --> H20 + NaCl)



Fragmentación: Cuando un compuesto C reacciona en dos compuestos A y B



Adición: Cuando dos compuestos A y B reaccionan en tres o más compuestos C, D, E



Reordenación: Cuando dos compuestos A y B reaccionan en dos compuestos B y A (Equilibrio de Reacción)

Rendimiento de una reacción La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, etc... El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:

54

CARPI, ANTHONY, "Química general”, Aguilar, 1981, España.

55

TEMA V ADSORCIÓN La adsorción es un proceso por el cual átomos, iones o moléculas son atrapadas o retenidas en la superficie de un material, en contraposición a la absorción, que es un fenómeno de volumen. En química, la adsorción de una sustancia es su acumulación en una determinada superficie. El resultado es la formación de una película líquida o gaseosa en la superficie de un cuerpo sólido o líquido. Considérese una superficie limpia expuesta a una atmósfera gaseosa. En el interior del material, todos los enlaces químicos (ya sean iónicos, covalentes o metálicos) de los átomos constituyentes están satisfechos. En cambio, por definición la superficie representa una discontinuidad de esos enlaces. Para esos enlaces incompletos, es energéticamente favorable el reaccionar con lo que se encuentre disponible, y por ello se produce de forma espontánea. La naturaleza exacta del enlace depende de las particularidades de los especimenes implicados, pero el material adsorbido es generalmente clasificado como fisisorbido o quimisorbido. La cantidad de material que se acumula depende del equilibrio dinámico que se alcanza entre la tasa a la cual el material se adsorbe a la superficie y la tasa a la cual se evapora, y que normalmente dependen de forma importante de la temperatura. Cuanto mayor sea la tasa de adsorción y menor la de desorción, mayor será la fracción de la superficie disponible que será cubierta por material adsorbido en el equilibrio. Para estos procesos, resultan interesantes materiales con una gran superficie interna, (y por lo tanto poco volumen) ya sea en polvo o granular, como el carbón activo, y llevan asociados otros fenómenos de transporte de material, como el macro transporte y micro transporte de los reactantes.

La fisisorción es la forma más simple de adsorción, y es debida a débiles fuerzas atractivas, generalmente fuerzas de Van der Waals (véase fuerzas

56

dispersivas). Dado que estas fuerzas son omnipresentes, resulta que rápidamente cualquier superficie limpia expuesta al ambiente acumula una capa de material fisisorbido. La quimisorción ocurre cuando un enlace químico, definido en este caso como un intercambio de electrones, se forma. El grado de intercambio y lo simétrico que sea dependen de los materiales involucrados. A menudo hay un paralelismo con las situaciones

encontradas

en

coordinación

chemistry.

La

quimisorción

es

particularmente importante en la catálisis heterogénea, la forma más común en la industria, donde un catalizador sólido interacciona con un flujo gaseoso, el reactante o los reactantes, en lo que se denomina reacción en lecho fluido. La adsorción del reactante por la superficie del catalizador crea un enlace químico, alterando la densidad electrónica alrededor de la molécula reactante y permitiendo reacciones que normalmente no se producirían en otras circunstancias. La corrosión es un ejemplo de ello. FENÓMENOS DE SUPERFICIE ADSORCIÒN Los procesos en las superficies gobiernan muchos aspectos de la vida cotidiana, incluyendo la vida misma. Aunque se limite la atención a las superficies sólidas, la importancia de los procesos apenas se reduce. La viabilidad de una industria está determinada bien constructivamente, como en la catálisis, o bien destructivamente, como en la corrosión, por procesos que tienen lugar en las superficies sólidas. Por otra parte, en los sistemas biológicos, la transferencia de materiales hacia el interior y hacia el exterior de las células tiene lugar mediante adsorción sobre la membrana celular, penetración en la misma y desorción en la superficie opuesta de la membrana. Se llama adsorción al fenómeno de acumulación de partículas sobre una superficie. La sustancia que se adsorbe es el adsorbato y el material sobre el cual lo hace es el adsorbente. El proceso inverso de la adsorción es la desorción. 57

Las características principales de la adsorción son: 1º.- La adsorción es altamente selectiva. La cantidad adsorbida depende en gran medida de la naturaleza y del tratamiento previo al que se haya sometido a la superficie del adsorbente, así como de la naturaleza de la sustancia adsorbida. Al aumentar la superficie de adsorbente y la concentración de adsorbato, aumenta la cantidad adsorbida. 2º.- Es un proceso rápido cuya velocidad aumenta cuando aumenta la temperatura, pero desciende cuando aumenta la cantidad adsorbida. 3º.- Es un proceso espontáneo, es decir, que ð G es negativa, y en general está asociada con un aumento en el orden del adsorbato, lo que significa que ð S es negativa, por lo cual, y de acuerdo con la ecuación ð G = ð H - Tð S, es generalmente exotérmica, lo que quiere decir que ð H es negativo. El cambio en la entalpía cuando un mol de adsorbato es adsorbido por la cantidad apropiada del adsorbente se conoce como la entalpía de adsorción. 4º.- Dado que los procesos de adsorción son generalmente exotérmicos, al aumentar la temperatura disminuye la cantidad adsorbida. Son muchos los tipos de adsorción existentes (sólido-gas, sólido-líquido, líquido-gas..), pero esta práctica se ceñirá al estudio de la adsorción sólido-líquido. Los sólidos son capaces de adsorber uno o más componentes de una mezcla líquida, o bien el soluto o el disolvente de una solución. Atendiendo a las fuerzas de interacción entre las moléculas de adsorbente y adsorbato, se acepta la existencia de dos tipos fundamentales de adsorción. Cuando estas fuerzas son del tipo dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido o fuerzas de dispersión, se usa el término de adsorción física o fisisorción. Cuando las fuerzas son enlaces covalentes se aplica el término de adsorción química o quimisorción.

58

La adsorción física está asociada con una entalpía de adsorción numéricamente inferior a -40 kJ mol-1, mientras que valores numéricamente mayores a -80 kJ mol-1 son característicos de la quimisorción. La entalpía de adsorción física es comparable a la entalpía de condensación, mientras que la entalpía de quimisorción es comparable a la entalpía de las reacciones químicas. La adsorción física es la más frecuente, mientras que la quimisorción se manifiesta, únicamente, cuando el adsorbente y el adsorbato tienden a formar un compuesto. En general, el proceso de adsorción física puede invertirse con facilidad; por el contrario, la quimisorción es difícil de revertir y generalmente tiene lugar con mayor lentitud que en el caso anterior. La capa adsorbida en la adsorción física puede variar en espesor, desde una molécula a muchas moléculas, debido a que las fuerzas de Van der Waals se pueden extender desde una capa de moléculas a otras. En cambio, la quimisorción no puede, por sí misma, dar lugar a una capa de más de una molécula de espesor, debido a la especificidad del enlace entre el adsorbente y el adsorbato. Sin embargo, cabe que capas subsiguientes de varias moléculas puedan estar físicamente adsorbidas sobre la primera capa. Algunas de las reacciones industriales más importantes comprenden la catálisis heterogénea - i .e., el uso de un catalizador presentado en una fase distinta a las especies reaccionantes, usualmente un catalizador sólido en contacto con una disolución gaseosa o líquida de los reactivos. Tal catálisis, superficial o heterogénea, se cree que se efectúa por absorción química de los reactivos sobre la superficie del catalizador. Los catalizadores de superficie se emplean en los convertidores catalíticos de los automóviles

para

convertir substancias que

pueden

ser

contaminantes

atmosféricos, por ejemplo CO y NO en substancias inocuas, por ejemplo CO2 y N2.

59

A temperatura constante, la cantidad adsorbida aumenta con la concentración adsorbato y la relación entre la cantidad adsorbida (x) y la concentración (C) de la disolución en el equilibrio, se conoce como isoterma de adsorción. Sólo a muy bajas concentraciones x es proporcional a C. Por regla general, la cantidad adsorbida se incrementa menos de lo que indicaría la proporcionalidad a la concentración, lo que se debe a la gradual saturación de la superficie y, en muchos casos, la isoterma se puede representar por una ecuación de la forma:

siendo m la cantidad de sustancia adsorbente, K y n constantes para el sistema y temperatura dados. La constante n es, generalmente, menor que la unidad. Esta expresión se conoce como isoterma de adsorción de FREUNDLICH. Si tomamos logaritmos, quedará:

Por lo tanto, al representar log x/m en función de log C dará una recta de pendiente igual a n y ordenada en el origen log K. 4 Tensión superficial, condición existente en la superficie libre de un líquido, semejante a las propiedades de una membrana elástica bajo tensión. La tensión es el resultado de las fuerzas moleculares, que ejercen una atracción no compensada hacia el interior del líquido sobre las moléculas individuales de la superficie; esto se refleja en la considerable curvatura en los bordes donde el líquido está en contacto con la pared del recipiente. Concretamente, la tensión superficial es la fuerza por unidad de longitud de cualquier línea recta de la superficie líquida que las capas superficiales situadas en los lados opuestos de la línea ejercen una sobre otra. Véase Cohesión.

4

Calvet, E., Iniciación a la Química-Física, Tomo 2 Apolo, 1994, Barcelona, España.

60

La tendencia de cualquier superficie líquida es hacerse lo más reducida posible como resultado de esta tensión, como ocurre con el mercurio, que forma una bola casi redonda cuando se deposita una cantidad pequeña sobre una superficie horizontal. La forma casi perfectamente esférica de una burbuja de jabón, que se debe a la distribución de la tensión sobre la delgada película de jabón, es otro ejemplo de esta fuerza. La tensión superficial es suficiente para sostener una aguja colocada horizontalmente sobre el agua. La tensión superficial es importante en condiciones de ingravidez; en los vuelos espaciales, los líquidos no pueden guardarse en recipientes abiertos porque ascienden por las paredes de los recipientes. Capilaridad, elevación o depresión de la superficie de un líquido en la zona de contacto con un sólido, por ejemplo, en las paredes de un tubo. Este fenómeno es una excepción a la ley hidrostática de los vasos comunicantes, según la cual una masa de líquido tiene el mismo nivel en todos los puntos; el efecto se produce de forma más marcada en tubos capilares (del latín capillus, 'pelo', 'cabello'), es decir, tubos de diámetro muy pequeño. La capilaridad, o acción capilar, depende de las fuerzas creadas por la tensión superficial y por el mojado de las paredes del tubo. Si las fuerzas de adhesión del líquido al sólido (mojado) superan a las fuerzas de cohesión dentro del líquido (tensión superficial), la superficie del líquido será cóncava y el líquido subirá por el tubo, es decir, ascenderá por encima del nivel hidrostático. Este efecto ocurre por ejemplo con agua en tubos de vidrio limpios. Si las fuerzas de cohesión superan a las fuerzas de adhesión, la superficie del líquido será convexa y el líquido caerá por debajo del nivel hidrostático. Así sucede por ejemplo con agua en tubos de vidrio grasientos (donde la adhesión es pequeña) o con mercurio en tubos de vidrio limpios (donde la cohesión es grande). La absorción de agua por una esponja y la ascensión de la cera fundida por el pabilo de una vela son ejemplos familiares de ascensión capilar. El agua sube por la tierra debido en parte a la capilaridad, y algunos instrumentos de escritura como la pluma estilográfica (fuente) o el rotulador (plumón) se basan en este principio5. 5

Febrer Canals, M. A., Atlas de Química, Jover, 1982, Barcelona.

61

62

FEBRER CANALS, M. A., “Atlas de Química”, Jover, 1982, Barcelona

TEMA VII MACROMOLECULAS Macromolécula, molécula de elevada masa molecular, constituida por un número muy grande de átomos. Las macromoléculas son el resultado de la unión de 63

gran número de moléculas pequeñas de un mismo tipo o de tipos distintos, y son características de los polímeros. Las unidades estructurales de las macromoléculas, o monómeros, se unen unas a otras mediante enlaces covalentes y se repiten centenares e incluso millones de veces. Tanto en los polímeros naturales como en los artificiales, la unión entre los monómeros puede ser en una sola dirección, dando lugar a los polímeros lineales, o en más de una dirección, obteniéndose los polímeros reticulares tridimensionales. El diamante y el grafito, formas alotrópicas del carbono, se consideran también macromoléculas en las que la unidad estructural es el átomo de carbono. Los tipos principales de macromoléculas en la célula son las proteínas, formadas por cadenas lineales de aminoácidos, los ácidos nucleicos, cuyas unidades estructurales son los mononucleótidos, y los polisacáridos, formados por unidades de azúcares Polímero Polímero, sustancia que consiste en grandes moléculas formadas por muchas unidades pequeñas que se repiten, llamadas monómeras. El número de unidades que se repiten en una molécula grande se llama grado de polimerización. Los materiales con un grado elevado de polimerización se denominan altos polímeros. Los homopolímeros son polímeros con un solo tipo de unidad que se repite. En los copolímeros se repiten varias unidades distintas. La mayoría de las sustancias orgánicas presentes en la materia viva, como las proteínas, la madera, la quitina, el caucho y las resinas, son polímeros; también lo son muchos materiales sintéticos como los plásticos, las fibras (véase Nailon; Rayón), los adhesivos, el vidrio y la porcelana. ESTRUCTURA DE LOS POLÍMEROS Los polímeros pueden subdividirse en tres o cuatro grupos estructurales. Las moléculas de los polímeros lineales consisten en largas cadenas de monómeros 64

unidos por enlaces como las cuentas de un collar. Ejemplos típicos son el polietileno, el alcohol polivinílico y el policloruro de vinilo (PVC). Los polímeros ramificados tienen cadenas secundarias que están unidas a la cadena principal. La ramificación puede ser producida por impurezas o por la presencia de monómeros que tienen varios grupos reactivos. Los polímeros compuestos por monómeros con grupos secundarios que forman parte del monómero, como el poli estireno o el polipropileno, no se consideran polímeros ramificados. En los polímeros entrecruzados dos o más cadenas están unidas por cadenas secundarias. Con un grado pequeño de entrecruzamiento se obtiene una red poco compacta esencialmente bidimensional. Los grados elevados de entrecruzamiento dan lugar a una estructura compacta tridimensional. El entrecruzamiento es producido normalmente por reacciones químicas. Un ejemplo de estructura entrecruzada bidimensional es el caucho vulcanizado, en el cual los eslabones están formados por átomos de azufre. Los duro plásticos son polímeros entrecruzados con una estructura tan rígida que al calentarse se descomponen o arden en lugar de fundirse. SINTESIS Existen dos métodos generales para formar moléculas grandes a partir de monómeros pequeños: la polimerización por adición y la polimerización por condensación. En el proceso químico llamado polimerización por adición, los monómeros se unen sin que las moléculas pierdan átomos. Algunos ejemplos de polímeros de adición son el polietileno, el polipropileno, el poli estireno, el etanoato de polivinilo y el politetrafluoroetileno (teflón). En la polimerización por condensación, los monómeros se unen con la eliminación simultánea de átomos o grupos de átomos. Algunos polímeros de condensación típicos son las poliamidas, los poliésteres y ciertos poliuretanos. En 1983 se anunció un nuevo método de polimerización por adición llamado polimerización por transferencia de grupo. Un grupo activador dentro de la molécula

65

que inicia el proceso se transfiere al final de la cadena polímera creciente mientras que los monómeros individuales se insertan en el grupo. El método, que se ha utilizado para los plásticos acrílicos, también debería poder ser aplicable a otros plásticos.



CALVET, E. “iniciación a la química física”, tomo 2 Apolo, 1994, Barcelona, España.

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67

68

INTRODUCCIÓN: La presente temario del texto de auto enseñanza tiene una formación practicateórica para el alumno en cuanto al seguimiento y evaluación de los ejercicios propuestos en la presente antología, por lo que se sugiere que el docente acompañe al alumno en cuestiones practicas que no logre dominar como el caso de problemas físicos, donde se requieren formulas muy generales, el texto de auto enseñanza tiene como finalidad que el alumno haga una eutoevaluación personal sobre los rasgos que domina y no domina

CONTESTE LOS SIGUIENTES EJERCICIOS.

CURVA DE SOLUBILIDAD

69

100

A

C

90 80 70

B E

60 50

D

40

F

30 20 10 10. 20 30 40 50 60 70 80 90 100 TEMPERATURA (ºC) El proceso de disolución de una sustancia puede ser endotérmico ó exotérmico. Un aumento de temperatura favorece la disolución en los procesos endotérmicos; y una disminución de temperatura favorece la disolución en los procesos exotérmicos.

ACTIVIDAD Nº 1 1. Si A, B, C, D, E y F son sustancias químicas, cuál de ellas posee mayor solubilidad a 25º C, y cuál posee menor solubilidad a la misma temperatura? 2. Qué explicación le da Ud., al comportamiento que presenta la sustancia E. 70

1. Calcule la solubilidad de las siguientes sustancias en agua:

Soluto

Temperatura (ºC)

Masa de sto. (g)

Masa de ste. (g)

NaCl

0

18,75

50

Cr(NO3)3.9H2O

15

416

200

MnSO4. H2O

20

7

10

Na2S2O3

25

25

50

EFECTO DE LA PRESION: este es un factor que tiene efecto apreciable en la solubilidad de gases. Experimentalmente se ha comprobado que la solubilidad del gas es directamente proporcional a las presiones aplicadas. MECANISMO DE LAS DESOLUCIONES: para entender el proceso de formación de una disolución se debe tomar en cuenta el tipo de fuerzas intermoleculares existentes tanto en el soluto como en el solvente. Estas fuerzas pueden ser: 

Fuerzas de Van Der Waals.



Interacciones dipolo - dipolo.



Fuerzas interiónicas.



Puentes de hidrógeno. Las fuerzas de Van Der Waals la presentan los compuestos no polares. Por eso, si el soluto es no polar y el solvente también se cumple el principio que lo " semejante disuelve a lo semejante”. Esta interacción se establece generalmente entre sustancias orgánicas.

71

Las interacciones dipolo - dipolo la presentan las moléculas polares. Las fuerzas dipolo - dipolo pueden ser: Dipolo permanente - dipolo permanente (fuerzas de Keeson). Dipolo permanente - dipolo inducido (fuerzas de Debye). Dipolo inducido - dipolo inducido (Fuerzas London). Un solvente polar disuelve a compuestos polares, y a los compuestos iónicos. Las sustancias no polares al entrar en contacto con las moléculas de un solvente no polar, si el choque de las moléculas es lo suficientemente fuerte para vencer las fuerzas intermoleculares ( fuerzas de Van Der Waals ), loa sustancias se disuelve, de lo contrario no ocurre la disolución. La estabilidad del sistema se alcanza debido a que las fuerzas de Van Der Waals se establecerán entre moléculas del soluto y del solvente. Ej. Cuando el Yodo; I2 (compuesto no polar) se disuelve en tetracloruro de carbono (CCl4). Cuando el solvente es polar y el soluto es polar o iónico se establece una atracción electrostática entre las moléculas del soluto y del solvente, orientándose el polo positivo de la molécula del solvente hacia el negativo de la molécula del soluto. Ej: metanol en agua OH  - agua CO-

HH

H+

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Metanol H  + H  + Agua Metanol

TEMA 2 Solvatación de la molécula metanol por moléculas de agua. La solubilidad del metanol, en agua, se ve facilitado por allí se hacen presente también los puentes de hidrógenos, ya que el metanol y el agua presentan un átomo muy electronegativo, como lo es el oxígeno y poseen hidrogeno. Cuando el solvente es polar y el soluto es iónico, la interacción que se establece es ión - dipolo. Ej: agua (compuesto polar). Con NaCl (compuestos iónico) Solvatación ión - dipolo. Cuando el cloruro de sodio entra en contacto con el agua, los iones de la sal que se encuentran en la superficie del cristal, son rodeados por moléculas de agua, orientadas tal como muestra el dibujo. No siempre un sólido iónico es soluble en agua, la cual es el disolvente por excelencia, y además altamente polar. Ello va a depender del tamaño de los iones. La moléculas de agua está formada por dos átomo pequeños; por eso mientras más pequeños son los iones, más solubles es el compuesto. CONCETRACION DE UNA DISOLUCION: expresa la proporción en que se encuentra el soluto en relación con la totalidad de la disolución, y la misma se indica mediante unidades físicas y químicas.

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UNIDADES FISICAS a. Porcentaje masa/masa (% m/m): expresa la cantidad de gramos de soluto que existen por cada 100 gramos de disolución. Ej: Disolución azucarada al 5 % m/m. Ello indica que dicha disolución contiene: a) 5g de azúcar por cada 100 g de disolución. b) 5g de azúcar en 95 g de agua. c) 95 g de solvente por cada 100 g de disolución. CALCULO: Se disuelve 0,5 gramos de AgN03 en 40 gramos de agua. Calcular la concentración de la disolución en % m/m. DATOS sto= 0,5g sol= ? ste= 40g C= ? a. calculando masa de disolución: m disol = m sto + m ste =====> m disol = 0,5g + 40g =40,5 g disol. . 0,5 g sto b) % m/m= 100 g disol x ------------- 1,23 g sto/100g disol. 40,5g sol =====> por definición: C = 1,23 % m/m.

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b) % masa/volumen ( % m/V): expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada 100 cm3 de disolución. EJ: Se tienen 400cm3 de una disolución alcalina al 10% m/V. Calcule la cantidad de soluto. DATOS: C= 10 % m/V. Vdisol= 400 cm3. a. el 10% m/V expresa que por cada 100 cm3 de disolución hay 10 gramos de alcalis. 10 g sto msto= 400 cm3 disol x ------------------- = 40 g sto. 100cm3 disol. c) Porcentaje volumen/ volumen: expresa la cantidad de cm3 de soluto que hay por cada 100 cm3 de disolución. Ej: ¿Qué cantidad de agua se ha de agregar a 60 cm3 de alcohol etílico para que la disolución resultante sea 2,5 % V/V? DATOS: C= 2,5 % V/V. ste= ? sto= 60 cm3.

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La concentración del 2,5 % V/V expresa que existen 2,5 cm3 de alcohol por cada 100 cm3 de disolución; ó 2,5 cm3 de alcohol por cada 97,5 cm3 de disolvente. 2,5 % v/v= 100 cm3 sol - 2,5 cm3 sto= 97,5 cm3 de disolvente. 97,5 cm3 V diste = 60 cm3 sto x ---------------- = 2 340 cm3 diste. 2,5 cm3 sto d) Concentración en g/L: expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada litro de disolución. Ej: Se disuelven 4,5 gramos de CuS04 en agua hasta obtener 700 cm3 de sol. Calcular la concentración en g/L. DATOS m sto= 4,5 g CuS04 Vsol= 700 cm3 C= ? ( g/L) 1L a. V disol= 700 cm3 x ------------- = 0,7 L 1000 cm3 4,5 g CuS04 b. b) C= ------------------ = 6,43 g/L 0,7 L

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ACTIVIDAD 2 1) Calcular la cantidad de soluto y solvente que hay en: a) 400 gramos de disolución al 6 % m/m. R: 24 g sto. y 376 g ste. b) 56 gramos de disolución al 30 % m/m. R: 16,8 g y 39,2 g c) 450 gramos de disolución al 10 % m/m R: 45 g y 405 g d) 200 gramos de disolución al 5 % m/m R: 10 g y 190 g e) 450 gramos de disolución al 20 % v/v R: 90 mL y 360 ml. f) 980 mL de disolución al 25 % v/v R: 245 mL y 735 ml. g) 50 mL de disolución al 30 % v/v R: 15 mL y 35 ml. 2) Calcular la concentración de las disoluciones que se han preparado disolviendo: a) 20 gramos de azúcar en 300 gramos de agua R: 6,25 % m/m b) 6 gramos de sal en 80 gramos de agua R: 6,98 % m/m c) 50 gramos de naftaleno en 500 gramos de benceno. R: 9,1 % m/m d) 20 ml. de alcohol en 40 mL de agua (vol. aditivos) R: 33,33 % v/v e) 5 ml. de éter en 60 ml. de alcohol (vol. aditivos) R: 7,7 % v/v f) 60 gramos de glucosa en 800 mL de disolución. R: 7,5 % m/v g) 3 gramos de nitrato de plata en 60 mL de disolución. R: 5 % m/v h) 15 gramos de úrea en 750 mL de disolución. R: 2 % m/v

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ACTIVIDAD 3 1. Defina el término densidad, e indique su utilidad. 2. Complete el siguiente cuadro:

Disolución

% m/m

Densidad de la

% m/V

disol. en g/mL A

10 %

B C

1,019 8%

D E

30 %

H I J

15 %

1,09 1,005

20 %

25 %

1,2 0,94

6%

10 %

1,15 1,21

F G

1,12

2%

1,16 1,3

20 %

UNIDADES QUIMICAS.

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a. Concentración en mol/L: (molaridad) El Sistema Internacional de Pesos y Medidas: SI); no acepta el término molaridad, el cual debe sustituirse por concentración en mol/dm3. (1 dm3= 1 litro). La concentración en mol/L expresa la cantidad de moles de soluto que hay por cada decímetro cúbico (dm3) de disolución; o la cantidad de milimoles (mmol) de soluto por cada centímetro cúbico de la disolución, (1 mol = 1000 mmol). Se simboliza: [ A ] ó CA. Ejemplo: Una disolución de ácido sulfúrico de concentración 2 mol/L, significa que la misma contiene 2 moles de H2S04 por cada litro de disolución. ACTIVIDAD 4 1. Escriba las fórmulas de las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, hidróxido de aluminio, fosfato de sodio, hidróxido de zinc, ácido nítrico, carbonato de potasio, nitrato de calcio. 2. Para cada una de las sustancias anteriores, calcule la masa molar. 3. Para cada sustancia mencionada en el ejercicio 1, calcule la cantidad de moles que hay en 100 gramos de la misma. APLICACION: se disuelven 2 gramos de Na0H en agua hasta obtenerse 750 cm3 de disolución. Calcular la concentración en mol/L. MNa0H= 40 g/moL. m sto= 2 g Na0H Vdisol= 750 cm3 C = ? mol/L 1L a) V disol= 750 cm3 x ------------- = 0,75 L 1000 cm3

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1 mol NaOH b) n Na0H= 2g NaOH x --------------- = 0,05 mol 40 g NaOH 0,05 mol c) [Na0H] = ------------- = 0,067 mol/L 0,75 L b) Concentración en equivalente-gramo/litro: expresa la cantidad de equivalentes gramos de soluto por cada litro de disolución, o mili equivalentes-gramos por cada centímetro cúbico de disolución. El uso de esta unidad no es admitida por el Sistema Internacional. El equivalente gramo de una sustancia representa la cantidad de la misma que es capaz de reaccionar químicamente con una cantidad específica de otra sustancia. Ejemplo: 2Al + 6 HCl -------- 2 Al Cl3 + 3H2 2mol 6mol (54g) 6(36,5g) simplificando 9 g 36,5 g 1 Eq-g Al reacciona con 1 Eq-g HCl ======> 1 Eq-g Al = 9 g ;1 Eq-g HCl = 36,5 g Estequiometricamente 2 moles de Al (54 g) reaccionan completamente con 6 moles HCl (219 g) a. Calculando g HCl que reaccionan con 9 g Al:

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1 mol 6 moles HCl 36,5 g HCl g HCl= 9 g Al x ------------ x ------------- x --------------- = 36,5 g 27 g Al 2 mol Al 1 mol HCl

Un equivalente gramo expresa la cantidad de gramos de la sustancia indicada por el peso equivalente. CÁLCULO DEL PESO EQUIVALENTE: Para calcular el peso equivalente de una sustancia se debe considerar si la misma es un ácido, una base o hidróxido, una sal o un elemento.

a. Para un ácido: PE= -----------Nro. H+ 98g/mol Ej: H2S04= PE= ------------- = 49 g/ Eq-g 2 Eq-g/mol

b. Para un hidróxido: PE= -----------Nro. OH78g/mol Ej: Al (0H)3 = PE = -------------- = 26 g/ Eq-g

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3 Eq-g/mol

c) Para una sal: PE= ---------------------------------Nro. de oxid. Total del ión +3 -2 296 g/mol Ej: Cr2 (S04)3 = PE= --------------- = 49,3 g/ Eq-g 6 mol/Eq-g

c. Para un elemento: PE = -------------------Nro. Oxidación 27 g/at-g Ej: PE Al = ---------------- = 9 g/Eq-g 3 Eq-g/at-g Para las sustancias que actúan como oxidantes o reductoras, el peso equivalente es igual a la masa molar entre el número de moles de electrones ganados o perdidos. M 158 g Ej: KMn04 -------------> Mn02 PE(KMnO4)= ----- = -------- = (+7) + 3 e- (+4) 3 3 52,67 g/Eq-g 82

122,5 g 2 KCl03+ ----------------> Cl2 PE ( KClO3)= ------------ = 12,25 g/Eq-g (+5) + 10 e- (0) 10 ACTIVIDAD 5 1. Calcule el peso equivalente de cada una de las sustancias mencionadas en el la actividad 4, ejercicio 1. Ejercicio: a) ¿Cuántos gramos de HCl se deben disolver en agua para producir 500 cm3 de disolución ácida de concentración 1,5 Eq-g/L?

DATOS: Vdisol= 500 cm3 C= 1,5 eq - g/ L mHCl= ? 1 L 1,5 Eq-g 36,5 g HCl m HCl= 500 cm3 x ---------- x ----------- x --------------- = 27,38 g HCl

100cm3 1 L

1 eq-g HCl d. MOLALIDAD: expresa la cantidad en moles de soluto que se encuentran por cada kilogramo de disolvente. Se representa con la letra m. Ej: Una disolución acuosa de Ca(0H)2 1 molal significa que la misma contiene 1 mol de Ca(0H)2 (74g) en un kg de agua. Ej: Al disolver 40cm3 de disol HCl al 37% m/m y de densidad 1,12 g/cm3 en 200cm3 de agua. Cuál es la molalidad de la disolución?

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DATOS 1,12 g disol 37 g HCl 1mol HCl Vdisol= 40 cm3 a) moles HCl: 40cm3 x------------- x ---------- x ----------C = 37 % m/m 1 cm3 sol 100g sol 36,5 g  = 1,12 g/cm3 Vagua= 200cm3=200g por que  agua = 1 g/cm3 nHCl= 0,45 mol molalidad=? M.HCl= 36,5 g/mol. 1,12 g disol b) msi= 40cm3 x ------------------ = 44,8 g sol inicial. 1 cm3 sol 12 g disol 37 g HCl c) m HCl = 40cm3 x ------------------ x --------------- = 16,58 g HCl 1 cm3 disol 100g sol d) m agua si = 44,8g - 16,58 g = 28 g H2O e) m total agua = 200g + 28g = 228g H2O = 0,228 Kg 0,45 moles f) molalidad = ---------------- = 1,97 mol/kg 0,228 kg

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e. FRACCION MOLAR: expresa la cantidad de moles de cada componente en relación a la totalidad de los moles de la disolución. Se simboliza con la letra " X " Ej: X sto= fracción molar del soluto. X NaCl = fracción molar del NaCl. n sto n ste Para calcularla: X sto = ------------ X ste= -----------n total n total X sto + X ste = 1 Ejercicio: Calcular la fracción molar de una disolución de H2SO4 al 98 % m/m y de densidad 1,84 g/cm3. DATOS C= 98 % m/m significa que 98 g H2SO4 están en 100 g disol densidad= 1,84 g/cm3 M H2O= 18 g/mol M H2SO4= 98 g/mol. a) n H2SO = 98g = 1 mol a. 100 g disol = 98 g H2SO4 + 2 g H2O 1 mol H2O c) n H2O = 2 g H2O x -------------- = 0,11 mol H2O 85

18 g H2O c) n total = 1 mol H2SO4 + 0,11 mol H2O = 1,11 moles 1 mol 0,11 mol X H2SO4= ------------- = 0,9 X H20= --------------- = 0,1

1,11 mol 1,11 mol

PREPARACION DE DISOLUCIONES: Para preparar una disolución se puede partir de: a) Un soluto puro. b) Un soluto impuro. c) Una sal hidratada. d) De otra disolución (cuando se parte de una disolución, ésta debe tener una concentración mayor que la disolución que se desea preparar y el proceso se denomina dilución). Ej: Determinar la cantidad de cloruro de magnesio (MgCl2) que se necesita para preparar 250 cm3 de disolución de MgCl2 (M= 95 g/mol), con una concentración de 0,2 mol/l; partiendo de: a) Un MgCl2 puro. b) Un MgCl2 al 90% de pureza. c) Un MgCl2 2 H2O. M= 13 g/mol. d) Una disolución MgCl2 de concetración 2 mol/l a) Se determina la masa de MgCl2 requerido:

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1 L disol 0,2 mol MgCl2 95 g MgCl2 m MgCl2= 250 cm3 x ---------- x ------------------- x -------------- x = 4,75 g MgCl2 1000 cm3 1 L sol 1 mol MgCl2 1 L disol 0,2 mol MgCl2 95 g MgCl2 b) m de MgCl2 impuros= 250 cm3 x --------------- x -------------------- x -------------1000cm3 1 L sol 1 mol MgCl2 100 g impuros x --------------------- = 5,58g MgCl2 impuros 90 g puros 1 L disol 0,2 mol MgCl2 95 g MgCl2 b. m MgCl2. 2H2O= 250 cm3 x ------------ x -------------------- x ----------------1000cm3 1L sol 1mol MgCl2 131 g MgCl2.2H2O x ------------------------------ = 6,55 g Mg Cl2 . 2H2O 95 g MgCl2 0,2 mol 1000 cm3 d) 250 cm3 x ------------- x --------------- = 25 cm3 1000cm3 2 mol

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En los casos a, b,c; utilizando la balanza se mide las cantidad de soluto. En un matraz aforado (recipiente que se utiliza para preparar volúmenes exacto de disoluciones) de 250 cm3 previamente lavado, el cual contiene una pequeña porción de agua, se agrega el soluto, poco a poco, agitando y agregando agua destilada hasta total disolución. Luego de agregar todo el soluto se completa con agua destilada hasta la línea de aforo. La disolución preparada tendrá el volumen y la concentración deseada. En el caso "c", lo único que cambia del proceso descrito, es que de la disolución madre (disolución de donde se parte para preparar la disolución diluida) , se mide el volumen calculado utilizando una probeta o una pipeta según la cantidad a medir (recipientes calibrados que permiten medir volúmenes exacto del líquido). VALORACION DE SOLUCIONES: también llamada titulación, es método volumétrico para medir la cantidad de una disolución se necesita para reaccionar exactamente con otra disolución de concentración y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo gota a gota la disolución desconocida o ‘problema’ a la otra disolución (disolución valorada) desde un recipiente cilíndrico denominado bureta, hasta que la reacción finaliza. Según el tipo de reacción que se produzca, la volumetría será, por ejemplo, volumetría ácidobase, de oxidación-reducción o de precipitación. El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador, como papel de tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada indicador universal. Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se puede medir cuánta cantidad de la otra disolución se necesita para completar la reacción de neutralización, y a partir de ello determinar la concentración de dicha disolución. Para determinar cuánto ion cloruro hay en una disolución se emplea una disolución de nitrato de plata de concentración

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conocida. Cuando la reacción se completa se forma cloruro de plata insoluble, que aparece en el fondo del líquido como un precipitado blanco. Para valorar una disolución se realiza el montaje del aparato señalado en el anexo 1. En el matraz Erlemmeyer se coloca un volumen determinado de la disolución a valorar. A dicha disolución se le agrega un indicador (sustancia que permite visualizar el punto final práctico de la titulación, por viraje de color del indicador). Debajo del matraz se coloca un fondo blanco (puede ser una hoja de papel) para percibir con nitidez el cambio de color del indicador al variar las características químicas del medio. En la bureta se coloca la disolución valoradora, hasta completar su capacidad. Se abre la llave de la bureta para dejar caer lentamente la disolución valoradora hasta que el indicador evidencie que se ha alcanzado el punto final práctico de la titulación. En ese momento se cumple el principio de equivalencia, el cual establece la igualdad entre los equivalentes gramos de la sustancia valorada y de la sustancia valoradora. “Numero eq – g del sto. 1= Numero eq -g del sto 2 " Ej: Se prepara una disolución de ácido sulfúrico disolviendo 40 cm3 de una disolución ácida en agua hasta completar 750 cm3 de disolución. De la misma se toman 15 cm3, los cuales son valorados con 10 cm3 de una disolución de NaOH 0,95 normal. Calcule la normalidad de la disolución ácida preparada; y de la disolución madre. H2SO4 sol 40 cm3 + agua csp 750 cm3 H2SO4 ===> 15 cm3.= 10cm3 NaOH C= 0,95 eq-q/l

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95 eq-g NaOH a) eq - g NaOH= 10 cm3 x ---------------- = 0.0095 eq-g NaOH = 0,0095 eq-g H2SO4 1000 cm3 0,0095 eq-g b)CH2SO4 = ------------------- = 0,63 eq-g/l 0,015 L 0,0095 eq-g c) Eq-g H2SO4 = 750 cm3 x ------------------- = 0,475 eq-g 15 cm3 En 750 en disol H2SO4 preparado existe la misma cantidad de equivalentes (0,475 eq-g de H2SO4) que en 40 cm3 de la disolución H2SO4 madre. 0,475 eq-g CH2SO4= ----------------- = 11,88 eq-g/l 0,040 L ACTIVIDAD 6 1) En cuántos gramos de agua se deben disolver 5 gramos de sulfato cúprico para que la disolución preparada posea una concentración de 3,2 % m/m. R: 151,25 g 2) Una disolución de carbonato de sodio tiene una densidad de 1,15 g/mL, y una concentración del 14 % m/m. Calcule: a) cuántos gramos de dicha

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disolución deben evaporarse a sequedad para obtener 20 gramos de carbonato de sodio? R: 142,86 g b) Cuántos gramos de sal están contenidos en 60 mL de la disolución? R: 9,66 g c. Cuántos gramos de sal están contenidos en 60 gramos de la disolución? R: 8,4 g 3) 200 gramos de sal se disuelven en agua hasta completar 800 mL de disolución. Posteriormente de dicha disolución se toman 100 mL y se diluyen en agua hasta obtener 500 mL. Si la disolución diluida posee una densidad de 1,09 g/mL, calcule la concentración de la misma en % m/m, m/v y g/L. R: 4,6 % m/m ; 5 % m/v ; 50 g/L 4) A 300 gramos de una disolución de cloruro de sodio al 15 % m/m, se agregan 8 gramos de la misma sal al 87 % de pureza. Calcule la concentración de la disolución resultante en % m/m. R : 16,87 % m/m 5) Se tienen 250 mL de una disolución de HCl al 15 % m/m y de densidad 1,05 g/mL. Calcule la concertación de alcanzará dicha disolución, en %m/m y % m/v, cuando: a) Se le agrega 100 gramos de agua. R: 10,86 % m/m 11,25 % m/v b) Se le agrega 100 mL de una disolución del mismo ácido con una concentración del 10 m/m y una densidad de 1,059 g/mL. R : 13,56 % m/m 14,28 % m/v 6) Se tienen 400 gramos de una disolución de NaCl al 20 % m/m.¿ Qué concentración alcanzará la disolución cuando se le evapora el 30 % del disolvente? R : 26,32 % m/m 7) 560 gramos de una disolución de KCl al 10 % m/m. a) ¿Qué cantidad de agua se le debe añadir a dicha disolución para que su concentración baje a 6,5 % m/m? R: 301,54 g

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b) ¿Qué cantidad de sal debe agregarse para que la concentración suba a 16 % m/m? R: 40 g C) ¿ Qué cantidad de KCl al 90 % de pureza debe agregarse para que la concentración suba a 13 % m/m? R : 21,46 g 8) Se disuelven 4,8 gramos de cloruro de magnesio hexahidratado ( MgCl 2 . 6 H 2O) en agua hasta producir 120 mL de disolución de densidad 1,09 g/mL. Calcule: a) % m/m b) % m/v c) concentración en: g/l y mg/l . 9) Se tienen 400 mL de una disolución de sulfato cúprico ( CuSO4 ) al 15 % m/m y de densidad 1,12 g/mL. Calcule: a) Cuántos gramos de sulfato cúprico pentahidratado ( CuSO4 . 5 H2 O) hay que agregar a dicha disolución para que la concentración sea del 25 % m/m. a. Cuántos gramos de agua hay que agregar a dicha disolución para que la concentración se reduzca a 10 % m/m. 10) Se mezclan 40 mL de una disolución de ácido nítrico (HNO3) al 63 % m/m y de densidad igual a 1,34 g/mL; con 300 g de una disolución del mismo ácido con una concentración de 1,8 mol/L y de densidad 1,109 g/mL. Calcule la concentración de la disolución resultante en: a) % m/m b) % m/v c) concentración en: g/l , mg/l 11) Se tienen las siguientes disoluciones: Disolución A : 60 mL de una disolución de NaCl al 37 % m/m y de densidad 1,2 g/mL. Disolución B: 489 mL de una disolución de 4,5 mol/L y de densidad 1,26 g/mL. La disolución A y B se mezclan y se le agrega agua hasta completar un litro de disolución. Esta disolución final se divide en cuatro porciones iguales las cuales son tratadas de la siguiente manera: Porción 1: Se le agrega 100 mL de agua

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Porción 2: Se le agrega 10 gramos de NaCl al 80 % de pureza. La adición de dicho sal provoca que esta porción tenga una densidad de 1.08 g/mL. Porción 3: Se somete a ebullición hasta que el 50 % del solvente se evapora. Porción 4: Se le agrega 25 mL de una disolución de NaCl de concentración 1 Eq-g/l y densidad 1,1 g/mL Luego se toman 50 mL de cada porción ya tratada y se mezclan para formar una disolución final. Calcule: a) % m/m b) % m/v c) concentración en mol/L d) Concentración en Eq-g/L 12) Se mezclan 300 mL de una disolución de ácido sulfúrico de 12 % m/m de concentración con 250 mL de una disolución de NaOH 1,8 mol/l de concentración. Indique si la disolución resultante es ácida o alcalina. Calcule la concentración de la disolución en término del exceso. 13) Cuántos gramos de KOH al 75 % de pureza se deben disolver en agua para obtener una disolución que neutralice 500 mL de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 3,2 mol/L? 14) Se tiene una disolución de ácido sulfúrico al 40 % en masa y de densidad 1,32 g/mL. Calcule la concentración en % m/V; mol/L; Eq-g/L . 15) Se disuelven 20 gramos de urea ( M= 60 g/mol) en agua. La concentración de la disolución resultante es 1,2 molal y de densidad 1,12 g/mL. Exprese la concentración de la disolución en fracción molar y en mol/L. 16) Se mezclan: 20 mL de disolución al 5 % m/V, 50 mL de otra disolución al 12 % m/V del mismo soluto y 50 mL de agua. Calcule la concentración de la disolución resultante en %m/m y en %m/V. Densidad de la disolución resultante 1,2 g/mL. ACTIVIDAD 7

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1.- Determine la concentración, en porcentaje en masa, de una disolución preparada a partir de 5 gramos de fosfato de sodio y 400 g de agua. R:1,25 2.- Determine la concentración en porcentaje en masa de Na3PO4 (M =164) en una disolución preparada a partir de 5 g de la sal hidratada Na3PO4.12H2O (M = 380) y 400 g de agua. R: 0,53 3.- Se añaden 11 g de NaOH a 90 g de una disolución de NaOH al 10% en masa. Determine el % en masa de la nueva disolución. R: 19,80 4.- Se añaden 18 g de una muestra de NaOH al 75 % de pureza a 200 g de una disolución de NaOH al 10 % en masa. Determine la concentración en % en masa, de la disolución resultante. R: 15,37 5.- Se mezclan 60 g de una disolución al 12 % en masa de NaCl con 40 g de otra disolución de NaCl al 7 % en masa. ¿Cuál es la concentración de la disolución resultante en % en masa? R: 10 6.- El cloruro de Mg se encuentra presente en muchos manantiales y en el agua de mar. Se tiene una muestra de agua cuya densidad es 1,08 g/mL que contiene 6 % en masa de cloruro de Mg (MgCl2 M= 95). Que volumen de la misma deberá utilizarse para obtener, mediante evaporación, 25 de MgCl2.6 H2O (M= 203). R: 180,56 mL

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7.- Determine la concentración, en % en masa de fosfato de sodio en una disolución preparada a partir de 5 g de Na3 PO4 (M= 164); 2,5 g de Na3PO4.12 H2O (M= 380);1400 g de agua y 500 g de disolución de fosfato de sodio al 13 % en masa. R: 3,73 8.- El tetraborato de sodio hidratado (bórax), cuya formula química es Na2B4O7. 10 H2O (M= 382) se utiliza en química como sustancia patrón para la valoración de ácidos fuertes. Si se desea preparar una disolución al 0,5% en masa de Na2B4O7 (M= 202). Hallar la cantidad en gramos de bórax que deberá disolver en 5000 g de agua, para preparar la disolución deseada. R: 47,62 9.- Cuántos gramos de NaNO3 deberán agregarse a 100 g de disolución al 15% en NaNO3 a fin de transformarla en una disolución al 20% en masa? R: 6,25 10.- Cuántos gramos de Ca(NO3)2 deberán agregarse a 800 g de una disolución de nitrato de Calcio al 9% en masa, a fin de transformarla en otra al 20% en masa? R: 110 11.- Cuántos gramos de Zn(NO3)2. 6 H2O (M = 297) deberán ser agregados a 500 g de una disolución de Zn(NO3)2 (M = 189) al 5% en masa, a fin de transformarla en una disolución al 18% en masa? R: 141 12.- Cuántos gramos de CaCl2. 2H2O (M = 147) deberán mezclarse con 200 g de una disolución al 15% en CaCl2, a fin de transformarla en una disolución al 25% en masa de CaCl2 ? (M = 111) R: 39,22 95

13.- Determine la cantidad en gramos de disolución de HCl al 16% en masa que podrá preparase mezclando 250 g de disolución de HCl al 24% en masa con la cantidad necesaria de otra disolución de HCl al 14% en masa? R: 1250 14.- El HCl es un ácido muy importante en la industria. Suponga que una industria química requiere una disolución de HCl al 10% en masa. En el almacén de la empresa se puede encontrar: a) 500 g de disolución de HCl al 15% en masa b) Suficiente cantidad de disolución de HCl al 7% en masa c) Suficiente cantidad de agua destilada a)¿Qué cantidad en gramos de la disolución al 7% tendría que mezclar con los 500 g de la disolución al 15% para obtener la disolución deseada? b)¿Que cantidad en gramos de agua se tendría que mezclar con los 500 g de HCl al 15% para obtener lo deseado ? c)¿Con cual de las dos alternativas señaladas se puede preparar mayor cantidad de la disolución deseada? R: (a) 833,33 (b) 250 (c) 1333,33 15.- Para todos los problemas anteriores, determine la concentración en mol /L y la fracción molar del soluto resultante.

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16.- Cuántos gramos de CuSO4. 5 H2O (M = 250) se requieren para preparar 150 mL de disolución de CuSO4 (M= 160) 0,24 Molar? R: 9 17.- Se mezclan 10 mL de HCl 0.1 mol /L ; 23,5 mL de HCl 0,25 mol /L y 8,6 mL de HCl 0,32 mol /L. ¿Cuál es la concentración en mol /L de la disolución resultante? R: 0,23 18.- Se mezclan: 100 g de disolución de MgCl2 (M= 95) al 15% en masa, 500 mL de agua y 10 g de MgCl2. 6 H2O (M = 203). Determine la concentración en mol /L resultante respecto al MgCl2 sabiendo que la densidad de la mezcla es 1,15 g/mL. R: 0,39 19.- Se mezclan: 25 mL de disolución de ácido sulfúrico 2 mol /L ; 15 mL de ácido sulfúrico al 13% en masa y densidad 1,15 g/mL ; 50 mL de disolución de ácido sulfúrico 0,4 mol /L y 500 mL de agua. Determine la concentración en mol /L resultante. (M= 98) R: 0,16 20.- Una industria química requiere una disolución de HNO3 (M= 63) exactamente 2 mol/L. Calcular el volumen de una disolución de HNO3 al 70% en masa y 21.- Determine el masa equivalente de las siguientes sustancias: a) KMnO4 (M = 158) reducido a Mn+2 en medio ácido b) KMnO4 reducido a MnO2 en medio básico c) KClO3 (M = 123) reducido a Cld) NaIO3 (M = 198) reducido a I2 en medio ácido

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e) H2O2 (M = 34) reducido a agua f) H2O2 oxidado a O2 g) H2S (M = 34) oxidado a S h) H2C2O4 (M = 90) oxidado a CO2 R: 31,6- 52,7- 20,5- 39,6- 17- 17- 17- 45 22.- ¿Cuántos gramos de KMnO4 (M = 158) se requieren para preparar 17,31 mL de disolución 0,692 N, sabiendo que esta disolución se va a utilizar en una reacción donde: a) El MnO4- se reduce a Mn+2 R: 0,379 b) El MnO4- se reduce a MnO2 R: 0,63 23.- Determine el % de pureza de una muestra impura de Ca(OH)2 (M = 40) sabiendo que al pesar 0,5 g de dicha muestra y agregar agua hasta formar 50 mL de disolución, se obtiene una concentración en eq - g /L de 0,05. R: 10% 24.- Se tiene 250 mL de una disolución de ácido nítrico (M = 63) de concentración desconocida. Al efectuar la reacción: HNO3 + CuS -----CuSO4 +NO se determina que la concentración era 0,12 N. ¿Cuántos gramos de soluto estaban contenidos en la disolución?. R: 0,63 25.- Se tienen 250 mL de una disolución de ácido nítrico (M = 63) de concentración desconocida. Al efectuar la reacción: HNO3 + Zn ------ Zn+2 + NH4 98

26.- Se determina que la concentración en eq - g /L era 0,32. ¿Cuántos gramos de soluto estaban contenidos en la disolución? ¿ Que conclusión saca usted al comparar con el resultado del problema anterior? R: 0.63 27.- Se diluye a un volumen tres veces mayor una disolución de HCl (M = 36,5) al 27 % en masa y densidad 1,17 g/mL. a) Determine la concentración en eq - g /L de la disolución resultante (ácido diluido) b) ¿Que volumen del ácido diluido se necesita para preparar 2,5Lde HCl Normal? R: 2,88-0,87 28.- Calcular el volumen de agua que hay que añadir a 25Lde una disolución de H2SO4 (M= 98) al 78% en masa y densidad 1,707 g/mL, para obtener un ácido al 48% y densidad 1,381 g/mL R: 25,2 29.- ¿Cuál es la concentración en % en masa de una disolución de H2SO4 (M = 98) de densidad 1,80 g/mL. si 50 mL de ésta disolución se neutralizan con 84,6 mL de NaOH 2 N.? R: 9,20 30.- ¿Cuál es la concentración en g/l y en % en masa de una disolución de ácido nítrico (M = 63) de densidad 1,18 g/mL, si al diluirlo a un volumen cinco veces mayor, 10 mL del ácido diluido consume 11,4 mL de NaOH Normal? R: 30,43-359,10 31.- Hallar la cantidad de HCl (M = 36,5) concentrado al 36,2% en masa que se necesitan para neutralizar una disolución que contiene 125 g de sosa cáustica (NaOH M = 40)

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R: 315,0832.- Hallar el % de pureza de una muestra de NaOH (M = 40) sabiendo que al disolver 25,06 g de dicha muestra y formar 1Lde disolución, 10 mL de ésta consumen 11,45 mL de ácido 0,5 N. R: 90,98

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CONTENIDO TEMÁTICO TEMA II TERMODINAMICA 

Analizar los orígenes de la Termodinámica.



Elaborar una investigación científica sobre las diferentes etapas (científica, empírica y tecnológica de la Termodinámica).



JOSIAH WILLARD GIBBS Padre de la Fisicoquímica.

PRÁCTICAS DE LABORTATORIO. 

Calor de neutralización de ácidos fuertes y débiles por calorimetría.



Constante de diasociasion de un ácido débil por conductimetría.



Constante de velocidad de una reacción de hidrólisis en medio ácido.



Isoterma de adsorción en fase líquida.

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ORÍGENES DE LA TERMODINÁMICA Introducción: Como muchas disciplinas, la termodinámica surge de los procedimientos empíricos que llevaron a la construcción de elementos que terminaron siendo muy útiles para el desarrollo de la vida del hombre. Creemos que la termodinámica es un caso muy especial debido a que sus inicios se pierden en la noche de los tiempos mientras que en la actualidad los estudios sobre el perfeccionamiento de las máquinas térmicas siguen siendo de especial importancia, mas aun si tomamos en cuenta la importancia que revisten temas de tanta actualidad como la contaminación. El origen fue sin lugar a dudas la curiosidad que despertara el movimiento producido por la energía del vapor de agua. Su desarrollo fue tomando como objetivo principal el perfeccionamiento de las tecnologías aplicadas con el fin de hacer mas fácil la vida del hombre, reemplazando el trabajo manual por la máquina que facilitaba su realización y lograba mayor rapidez, estos avances que gravitaban directamente en la economía, por ello el inicio se encuentra en el bombeo de aguas del interior de las minas y el transporte. Mas tarde se intensificaron los esfuerzos por lograr el máximo de rendimiento lo que llevó a la necesidad de lograr un conocimiento profundo y acabado de las leyes y principios que regían las operaciones realizadas con el vapor. El campo de la termodinámica y su fuente primitiva de recursos se amplía en la medida en que se incorporan nuevas áreas como las referentes a los motores de combustión interna y últimamente los cohetes. La construcción de grandes calderas para producir enormes cantidades de trabajo marca también la actualidad de la importancia del binomio máquinas térmicas-termodinámica.

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En resumen: en el comienzo se partió del uso de las propiedades del vapor para succionar agua de las minas, con rendimientos insignificantes, hoy se trata de lograr las máximas potencias con un mínimo de contaminación y un máximo de economía. Para realizar una somera descripción del avance de la termodinámica a través de los tiempos la comenzamos identificando con las primitivas máquinas térmicas y dividimos su descripción en tres etapas, primero la que dimos en llamar empírica, la segunda la tecnológica y la tercera la científica. I.- La etapa empírica Los orígenes de la termodinámica nacen de la pura experiencia y de hallazgos casuales que fueron perfeccionándose con el paso del tiempo. Algunas de las máquinas térmicas que se construyeron en la antigüedad fueron tomadas como mera curiosidad de laboratorio, otros se diseñaron con el fin de trabajar en propósitos eminentemente prácticos. En tiempos del nacimiento de Cristo existían algunos modelos de máquinas térmicas, entendidas en esa época como instrumentos para la creación de movimientos autónomos, sin la participación de la tracción a sangre. El ingenio más conocido por las crónicas de la época es la eolipila de Herón que usaba la reacción producida por el vapor al salir por un orificio para lograr un movimiento. Esta máquina es la primera aplicación del principio que usan actualmente las llamadas turbinas de reacción. La historia cuenta que en 1629 Giovanni Branca diseñó una máquina capaz de realizar un movimiento en base al impulso que producía sobre una rueda el vapor que salía por un caño. No se sabe a ciencia cierta si la máquina de Branca se construyó, pero, es claro que es el primer intento de construcción de las que hoy se llaman turbinas de acción. La mayor aplicación de las posibilidades de la máquina como reemplazante de la tracción a sangre consistía en la elevación de agua desde el fondo de las minas. Por 103

ello la primera aplicación del trabajo mediante la fuerza del vapor cristaliza en la llamada máquina de fuego de Savery. La máquina de Savery consistía en un cilindro conectado mediante una cañería a la fuente de agua que se deseaba bombear, el cilindro se llenaba de vapor de agua, se cerraba la llave de ingreso y luego se enfriaba, cuando el vapor se condensaba se producía un vacío que permitía el ascenso del agua. II.- La etapa tecnológica. Según lo dicho la bomba de Savery no contenía elementos móviles, excepto las válvulas de accionamiento manual, funcionaba haciendo el vacío, de la misma manera en que ahora lo hacen las bombas aspirantes, por ello la altura de elevación del agua era muy poca ya que con un vacío perfecto se llegaría a lograr una columna de agua de 10.33 metros, pero, la tecnología de esa época no era adecuada para el logro de vacíos elevados. El primer aparato elemento que podríamos considerar como una máquina propiamente dicha, por poseer partes móviles, es la conocida como máquina de vapor de Thomas Newcomen construida en 1712. La innovación consistió en la utilización del vacío del cilindro para mover un pistón que a su vez proveía movimiento a un brazo de palanca que actuaba sobre una bomba convencional de las llamadas aspirante-impelente. Podemos afirmar que es la primera máquina alternativa de mala que se tiene conocimiento y que con ella comienza la historia de las máquinas térmicas. Las dimensiones del cilindro, órgano principal para la creación del movimiento, eran: 53,3 cm. de diámetro y 2,4 metros de altura, producía 12 carreras por minuto y elevaba 189 litros de agua desde una profundidad de 47,5 metros. El principal progreso que se incorpora con la máquina de Newcomen consiste en que la producción de un movimiento oscilatorio habilita el uso de la máquina para otros servicios que requieran movimiento alternativo, es decir, de vaivén. 104

En esa época no existían métodos que permitieran medir la potencia desarrollada por las máquinas ni unidades que permitieran la comparación de su rendimiento, no obstante, los datos siguientes dan una idea del trabajo realizado por una máquina que funcionó en una mina en Francia, contaba con un cilindro de 76 cm. de diámetro y 2,7 metros de altura, con ella se pudo completar en 48 horas una labor de desgaste que previamente había requerido una semana con el trabajo de 50 hombres y 20 caballos operando en turnos durante las 24 horas del día. La máquina de Newcomen fue perfeccionada por un ingeniero inglés llamado Johon Smeaton (1742-1792). Un detalle de la potencia lograda lo podemos ver en el trabajo encargado por Catalina II de Rusia quien solicitó bombear agua a los diques secos del fuerte de Kronstadt. Esta tarea demoraba un año usando molinos de viento de 100 metros de altura, la máquina de Smeaton demoró solamente dos semanas. Se debe destacar que el perfeccionamiento consistió en la optimización de los mecanismos, cierres de válvulas, etc. El análisis de las magnitudes que entran en juego en el funcionamiento de la máquina de vapor y su cuantificación fue introducido por James Watt (1736-1819). Watt se propuso estudiar la magnitud del calor puesto en juego en el funcionamiento de la máquina, esto permitiría estudiar su rendimiento. El mayor obstáculo que encontró Watt fue el desconocimiento de los valores de las constantes físicas involucradas en el proceso, a raíz de ello debió realizar un proceso de mediciones para contar con datos confiables. Sus mediciones experimentales le permitieron verificar que la máquina de Newcomen solo usaba un 33% del vapor consumido para realizar el trabajo útil. Los aportes de Watt son muchos, todos ellos apuntaron al logro de un mayor rendimiento, inventó el prensaestopas que actúa manteniendo la presión mientras se mueve el vástago del pistón, introdujo la bomba de vacío para incrementar el rendimiento en el escape, ensayó un mecanismo que convirtiera el movimiento alternativo en rotacional, en 1782 patentó la máquina de doble efecto (el vapor empuja 105

en ambas carreras del pistón), ideó válvulas de movimiento vertical que permitían mantener la presión de la caldera mediante la fuerza de un resorte comprimido. Creó el manómetro para medir la presión del vapor y un indicador que podía dibujar la evolución presión-volumen del vapor en el cilindro a lo largo de un ciclo. Con el objetivo de establecer una unidad adecuada para la medición de la potencia, realizó experiencias para definir el llamado caballo de fuerza. Determinó que un caballo podía desarrollar una potencia equivalente a levantar 76 kg hasta una altura de 1 metro en un segundo, siguiendo con este ritmo durante cierto tiempo, este valor se usa actualmente y se lo llama caballo de fuerza inglés. Un detalle importante de las calderas de Watt es que trabajaban a muy baja presión, 0,3 a 0,4 kg/cm2. Los progresos tecnológicos aportados por Watt llevaron la tecnología de la máquina de vapor a un refinamiento considerable. Se había avanzado en seguridad merced a la incorporación de válvulas, ya se contaba con unidades que daban cuenta de la potencia y el rendimiento, los mecanismos fueron elaborados con los mas recientes avances de la tecnología mecánica. Lo único que no entró en la consideración de Watt fué la posibilidad de usar calderas de mayor presión, su objetivo principal era la seguridad, y desde el punto de vista económico no requería perfeccionamiento, sus máquinas eran muy apreciadas y se vendían bien. Después de Watt se consiguieron considerables avances en la utilización de calderas de muy alta presión, esta incorporación incrementó el rendimiento y, lo mas importante, favoreció el uso de calderas de menor tamaño que realizaban mayor trabajo que las grandes, además de mejorar el rendimiento del vapor las preparó para adaptarlas para su instalación en medios de transporte. En agosto de 1807 Robert Fulton puso en funcionamiento el primer barco de vapor de éxito comercial, el Clermont, el mérito de Fulton consiste en la instalación y puesta en marcha de una máquina de vapor a bordo, no realizó innovaciones sobre la máquina en sí. Este barco cumplió un servicio fluvial navegando en el río Hudson. 106

En el año 1819 el buque de vapor Savannah, de bandera norteamericana realiza el primer viaje trasatlántico, ayudado por un velamen. El Britania fué el primer barco de vapor inglés, entró en servicio en 1840, desplazaba 1150 toneladas y contaba con una máquina de 740 caballos de fuerza, alimentada por cuatro calderas de 0.6 kg/cm cuadrado, desarrollando una velocidad de 14 km/h. George Stephenson (1781-1848) fue el primero que logró instalar una máquina de vapor sobre un vehículo terrestre dando inicio a la era del ferrocarril. En el año 1814 Stephenson logró arrastrar una carga de treinta toneladas por una pendiente de 1 en 450 a Km. por hora. En 1829 la locomotora llamada Rocket recorrió 19 Km. en 53 minutos lo que fue un record para la época.6 III.- Etapa científica. Sadi Carnot (1796-1832) es el fundador de la termodinámica como disciplina teórica, escribió su trabajo cumbre a los 23 años. Este escrito estuvo desconocido durante 25 años hasta que el físico Lord Kelvin redescubriera la importancia de las propuestas contenidas en él. Llamó la atención de Carnot el hecho de que no existieran teorías que avalaran la propuestas utilizadas en el diseño de las máquinas de vapor y que todo ello dependerá de procedimientos enteramente empíricos. Para resolver la cuestión propuso que se estudiara todo el procedimiento desde el punto de vista más general, sin hacer referencia a un motor, máquina o fluido en especial. Las bases de las propuestas de Carnot se pueden resumir haciendo notar que fue quien desarrolló el concepto de proceso cíclico y que el trabajo se producía enteramente "dejando caer" calor desde una fuente de alta temperatura hasta un depósito a baja temperatura. También introdujo el concepto de máquina reversible.

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Madras, Química, curso pre universitario, McGraw-Hill, 1999, México.

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El principio de Carnot establece que la máxima cantidad de trabajo que puede ser producido por una máquina térmica que trabaja entre una fuente a alta temperatura y un depósito a temperatura menor, es el trabajo producido por una máquina reversible que opere entre esas dos temperaturas. Por ello demostró que ninguna máquina podía ser más eficiente que una máquina reversible. A pesar que estas ideas fueron expresadas tomando como base la teoría del calórico, resultaron válidas. Posteriormente Clausius y Kelvin, fundadores de la termodinámica teórica, ubicaron el principio de Carnot dentro de una rigurosa teo-ría científica estableciendo un nuevo concepto, el segundo principio de la termodinámica. Carnot también establece que el rendimiento de cualquier máquina térmica depende de la diferencia entre temperatura de la fuente mas caliente y la fría. Las altas temperaturas del vapor presuponen muy altas presiones y la expansión del vapor a bajas temperaturas produce grandes volúmenes de expansión. Esto producía una cota en el rendimiento y la posibilidad de construcción de máquinas de vapor. En esta época todavía tenía vigencia la teoría del calórico, no obstante ya estaba germinando la idea de que esa hipótesis no era la adecuada, en el marco de las sociedades científicas las discusiones eran acaloradas. James Prescot Joule (1818-1889) se convenció rápidamente de que el trabajo y el calor eran diferentes manifestaciones de una misma cosa. Su experiencia mas recordada es aquella en que logra medir la equivalencia entre el trabajo mecánico y la cantidad de calor. Joule se valió para esta experiencia de un sistema de hélices que agitaban el agua por un movimiento producido por una serie de contrapesos que permitían medir la energía mecánica puesta en juego. A partir de las investigaciones de Joule se comenzó a debilitar la teoría del calórico, en especial en base a los trabajos de Lord Kelvin quien junto a Clausius terminaron de establecer las bases teóricas de la termodinámica como disciplina independiente. En el año 1850 Clausius descubrió la existencia de la entropía y enunció el segundo principio: 108

Es imposible que una máquina térmica que actúa por sí sola sin recibir ayuda de ningún agente externo, transporte calor de un cuerpo a otro que está a mayor temperatura. En 1851 Lord Kelvin publicó un trabajo en el que compatibilizaba los estudios de Carnot, basados en el calórico, con las conclusiones de Joule, el calor es una forma de energía, compartió las investigaciones de Clausius y reclamó para sí el postulado del primer principio que enunciaba así: Es imposible obtener, por medio de agentes materiales inanimados, efectos mecánicos de cualquier porción de materia enfriándola a una temperatura inferior a la de los objetos que la rodean. Lord Kelvin también estableció un principio que actualmente se conoce como el primer principio de la termodinámica. Y junto a Clausius derrotaron la teoría del calórico. Situación actual: Hoy se ha llegado a un interesante perfeccionamiento de las máquinas térmicas, sobre una teoría basada en las investigaciones de Clausius, Kelvin y Carnot, cuyos principios están todavía en vigencia, la variedad de máquinas térmicas va desde las grandes calderas de las centrales nucleares hasta los motores cohete que impulsan los satélites artificiales, pasando por el motor de explosión, las turbinas de gas, las turbinas de vapor y los motores de retropropulsión. Por otra parte la termodinámica como ciencia actúa dentro de otras disciplinas como la química, la biología, etc. Conclusión: El desarrollo de la termodinámica tiene un origen empírico como muchas de las partes de la tecnología. Una de las curiosidades en la aplicación temprana de efectos del vapor en la etapa que dimos en llamar empírica y que a lo largo de su desarrollo cambiara su origen en varias hipótesis, flogisto, calórico y finalmente energía. Con Watt se logra el perfeccionamiento en la tecnología, se comprenden los principios básicos de la misma y se aíslan las variables que intervienen en el

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Funcionamiento de la máquina, la introducción de la unidad para medir la potencia conduce al manejo de criterios de comparación. Después de Watt comienza el desarrollo de las máquinas móviles con las realizaciones de Robert Fulton y George Stephenson. También es importante marcar como las teorías de Carnot tienen aún validez en su forma original a pesar de haber estado fundamentadas en una hipótesis errónea, la del calórico. Carnot introduce tres conceptos fundamentales: Gracias a Clausius y Kelvin se convierte a la termodinámica en una ciencia independiente de alto contenido teórico y matemático, lo que logra entender los fenómenos que se desarrollaban y fundamentar progresos tecnológicos. Josiah Willard Gibbs (1839-1903), físico estadounidense nacido en New Haven (Connecticut); estudió en las universidades de Yale, París, Berlín y Heidelberg. Fue profesor de física matemática en Yale desde 1871 hasta su muerte. Entre 1876 y 1878 Gibbs escribió una serie de ensayos titulados colectivamente El equilibrio de las sustancias heterogéneas, considerados como uno de los mayores logros de la física del siglo XIX y la base de la química física. En estos ensayos Gibbs aplicó la termodinámica a la química y mostró la explicación y correlación de hechos aislados e inexplicables hasta ese momento. Entre los teoremas tratados está el de la regla de las fases. Los ensayos de Gibbs sobre la termodinámica se publicaron en Transactions of the Connecticut Academy (Transacciones de la Academia de Connecticut), pero debido a su complejidad matemática y a su aparición en un periódico poco conocido, los científicos de Estados Unidos no los valoraron. La traducción de sus obras hizo que sus teoremas se utilizaran en Europa algunos años antes de que los químicos estadounidenses se dieran cuenta de su importancia. En 1901 Gibbs recibió la medalla Copley de la Sociedad Real británica. Gibbs realizó también un destacado trabajo en mecánica estadística, en análisis vectorial y en la

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PRÁCTICAS DE LABORATORIO 1.- PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES OBJETIVO: Aprender a preparar disoluciones de concentración dada, ya que la mayor parte de las reacciones químicas tienen lugar en forma de disolución. FUNDAMENTO TEÓRICO: Una disolución es una mezcla homogénea de dos sustancias denominadas soluto (la que participa en menor proporción) y disolvente. El disolvente es generalmente un líquido, y el soluto puede ser un sólido, un líquido o un gas. A la cantidad de soluto disuelta en una determinada cantidad de disolvente se le conoce con el nombre de concentración. Esta concentración puede expresarse de diversas formas: FRACCIÓN MOLAR (Xs , Xd) : Número de moles de soluto (o disolvente) dividido por el número de moles totales. MOLALIDAD (m) : Número de moles de soluto entre el número de kilogramos de disolvente. MOLARIDAD (M) : Número de moles de soluto dividido entre los litros de disolución. NORMALIDAD (N) : Número de equivalentes-gramo de soluto entre los litros de disolución. PORCENTAJE EN PESO (%): Número de gramos de soluto entre el número de gramos de disolución. Se conoce como solubilidad, la cantidad máxima, generalmente en gramos, que pueden disolverse en una determinada cantidad de disolvente. Una disolución

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saturada es aquella que contiene, a una determinada temperatura, el máximo de soluto que puede disolver. MATERIAL Y REACTIVOS: Vidrio de reloj, vaso de precipitado de 100 ml, matraz aforado de 250 ml, varilla de vidrio, cuentagotas, pipeta. Hidróxido sódico, ácido clorhídrico 0,1N. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: PRACTICA A: Preparación de 250 ml de una disolución 0,1 M de NaOH. En primer lugar se han de realizar los cálculos para saber la cantidad de NaOH (sólido) necesario. Conocida la cantidad de soluto (NaOH), se pesa dicha cantidad en un vidrio de reloj y se pasa a un matraz aforado de 250 ml. Se le añade un poco de agua y se agita hasta la completa disolución del soluto. A continuación se le va añadiendo el resto de disolvente (agua) hasta enrasar exactamente el menisco con la marca superior del matraz. Es conveniente que las últimas porciones, se añadan gota agota, con una pipeta o con un cuentagotas, para evitar pasarnos. Si fuera necesario calentar la disolución para disolver, se llevaría a cabo en un vaso de precipitados y sólo con una pequeña cantidad de disolvente. Una vez conseguida la disolución, se pasaría al matraz aforado, lavando varias veces con disolvente. Una vez fría se enrasa.

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2.- CALORIMETRÍA OBJETIVOS ESPECÍFICOS Determinar mediante calorimetría los siguientes calores de reacción a presión constante (qp = DH): a) Calor de disolución del hidróxido sódico sólido en agua. b) Calor de la reacción de neutralización de NaOH(aq) y HCl(aq). c)

Calor

de

disolución

y

neutralización

simultáneamente:

comprobar

experimentalmente la Ley de Hess. INTRODUCCIÓN Todo proceso químico conlleva una absorción o un desprendimiento de energía como consecuencia de la rotura de unos enlaces en las sustancias reaccionantes y la formación de otros nuevos en los productos de reacción. Si se produce cesión de calor (energía térmica) desde el sistema reaccionante hacia los alrededores, la reacción es exotérmica. Si se absorbe calor por parte del sistema desde los alrededores, la reacción se denomina endotérmica. La energía, en forma de calor, puesta en juego en estos procesos se puede determinar de las siguientes maneras: a) Mediante Calorimetría. Un calorímetro es un recipiente aislado del exterior que permite determinar la cantidad de calor, q, que se absorbe o se desprende en una reacción al introducir las sustancias reaccionantes en él. Por ejemplo, en una reacción exotérmica: Calor cedido en la reacción = calor ganado por la disolución + calor ganado por el calorímetro qreacción = qdisolución + qcalorímetro Donde q = mCeDT = mCe(Tfinal - Tinicial) 113

m = masa (g), Ce = calor específico (cal/g ºC), DT = variación de temperatura que se produce. Si el proceso se realiza a presión constante, como es el caso de la presente práctica, el calor puesto en juego en esa reacción, q p, también se llama variación de entalpía de la reacción, DH. b) En función de los calores de formación. Se define entalpía estándar de formación (DHf0), como el calor puesto en juego en el proceso de formación de un mol de un compuesto en estado estándar a partir de sus elementos en sus estados estándar a una presión de 1 atm. El superíndice " 0" representa las condiciones del estado estándar (1 atm, actualmente la IUPAC recomienda 1 bar). A pesar de que el estado estándar no especifica una temperatura, generalmente se utilizan los valores de DHf0 a 25 ºC. La entalpía estándar de una reacción, DHr0, se puede calcular a partir de las entalpías de formación de los reaccionantes y de los productos: DHr0 = DSHf0(productos) - DSHf0(reaccionantes) Ley de Hess. “La entalpía de una reacción química es la misma tanto si se verifica en una etapa como si se realiza en varias etapas.” La variación de entalpía del sistema depende únicamente de los estados inicial y final del sistema reaccionante y no de los posibles estados intermedios por los que pueda pasar dicho sistema. MATERIAL Y PRODUCTOS (POR GRUPO) Vaso de precipitados de 600 mL, termómetro, probeta, NaOH sólido (lentejas) y las siguientes disoluciones: 500 mL de HCl 1M y 100 mL de NaOH 1M. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL a) NaOH(s)

Calor de disolución del NaOH(s) en agua. NaOH(aq)

DH1

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Se pesa un vaso de 600 mLy se añaden 200 mLde agua destilada. Se mide la temperatura de la misma y se anota su valor. Cuando ésta sea constante, se pesan 8 gramos de NaOH en lentejas y se agregan al vaso agitando continuamente hasta la completa disolución. Anotar la máxima temperatura alcanzada por la disolución así como los demás datos. b) Calor de neutralización de NaOH(aq) y HCl(aq). NaOH(aq) + HCl(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l)

DH2

En un vaso de precipitados se ponen 100 mL (previamente medidos) de la disolución de HCl 1M, midiendo otros 100 mL de NaOH 1M en una probeta. Ambas disoluciones deben estar a la misma temperatura, anotándose la misma. Cuando esto ocurra, se agrega la disolución de NaOH a la de HCl, mezclando rápidamente y anotándose la máxima temperatura alcanzada. c) Calor de disolución y neutralización simultáneas. NaOH(s) + HCl(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l)

DH3

Repítase la experiencia del punto 4.1, sustituyendo los 200 mL de agua por 200 mL de HCl 1M, anotando la máxima temperatura alcanzada.

CUESTIONES 1.- A la vista de los datos obtenidos en cada experiencia, comprobar la Ley de Hess. 2.- Rellenar la tabla anexa que se presenta.

115

OBSERVACIONES Pesar siempre el vaso con la disolución después de anotar la temperatura final. En estos ensayos se puede considerar que el calor de las reacciones se invierte en aumentar la temperatura de la disolución y la del vaso, no teniéndose en cuenta las perdidas al exterior. Tómese como calor específico de la disolución el del agua, 4.184 J/g ºC y del vidrio Pyrex 0.84 J/g ºC. 1cal = 4,184 J. m/g

Tinicial/ºC

Tmax=Tfinal/ºC

Cp/J g-1 ºC- qp/J

DHr0/J mol-1

1

PARTE 1 Vidrio Disolución PARTE 2 Vidrio Disolución PARTE 3 Vidrio Disolución

116

3.- CINÉTICA DE HIDRÓLISIS DE ACETATO DE METILO EN MEDIO ÁCIDO Objetivo El objetivo de esta práctica es obtener la ecuación de velocidad de la reacción de hidrólisis ácida del acetato de metilo en medio acuoso mediante un método volumétrico. Material y reactivos - Cronómetro - Termómetro - 1 Bureta de 50 mL con soporte. - 1 Matraz aforado de 500 mL y otro de 250 mL. - Pipetas de 10 y 5 mL. - 1 Erlenmeyer de 250 mL. - 1 Erlenmeyer de 100 mL. - 1 probeta de 100 mL. - 1 vaso de precipitados de 100 mL. - Acetato de metilo - Ácido clorhídrico - Ftalato ácido de potasio - Hidróxido sódico - Hielo - Fenolftaleína. Procedimiento Preparación y normalización de las disoluciones. 

Se preparan 500 mL de una disolución de NaOH 0.1 M, valorándola con ftalato ácido de potasio para su normalización (proceder de manera similar a como se describe en el apartado 4.2 de la práctica 1).

117



Igualmente se preparan 250 mL de HCl 0.5 M valorándolo con la disolución anterior de NaOH. En ambas se usa Fenolftaleina como indicador. Preparación de la mezcla de reacción.



Se ponen 100 mL de HCl 0.5 M en un erlenmeyer de 250 mL (vasija de reacción), se añaden 10 mL de éster agitando continuamente y se pone simultáneamente el cronómetro en marcha. Las disoluciones deben encontrarse a la misma temperatura. Valoración del ácido formado en función del tiempo.



Se extraen inmediatamente 5 mL de mezcla y se vierten en un erlenmeyer de 100 mL que contiene 20 mL de agua fría que se toman previamente de un matraz introducido en un baño de hielo. Valorando esta disolución con NaOH, se obtiene V0.



Se repiten las operaciones de extracción, dilución y enfriamiento y valoración de muestras de 5 mL transcurridos 15, 30, 50, 75, 100, 135 minutos del comienzo de la reacción. De esta manera, se obtienen los valores de volúmenes Vt a los tiempos seleccionados.

Resultados 

Calcular V∞ teórico suponiendo una completa transformación del acetato de metilo en ácido acético.



Confeccionar una tabla con el tiempo trascurrido, los correspondientes volúmenes de valoración



Representar estos últimos frente a t y determínese el orden de la reacción y calcular la constante de velocidad.

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4.- OBTENCIÓN DE LA ISOTERMA DE ADSORCIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO POR CARBÓN VEGETAL ACTIVO. MATERIAL: Una bureta de 50 mL. Un soporte metálico con pinzas. Un desecador. Un horno. Un vaso de vidrio Pyrex. Una pipeta graduada de 10 mL. Un matraz aforado de 500 mL. Un matraz aforado de 250 mL. Seis matraces aforados de 100 mL. Seis matraces Erlenmeyer de 250 mL con tapón. Un matraz Erlenmeyer de 100 mL. Una cucharilla metálica. Un embudo cónico. Papel de filtro. Frasco lavador, pipeta Pasteur, varilla y pera de pipetear. PRODUCTOS: Hidróxido sódico (NaOH), ácido acético (CH3COOH), carbón vegetal, disolución alcohólica de fenolftaleína y agua destilada. PROCEDIMIENTO 1. Repasa el material del puesto de prácticas con la lista de material que se adjunta. 2.

Estudia la bibliografía recomendada prestando principal atención a los puntos clave señalados en la página anterior.

3. Consulta con el profesor las dudas que tengas en este punto acerca del material a utilizar, del fundamento de la práctica y del funcionamiento de los instrumentos.

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4. Pesa aproximadamente 15 g de carbón vegetal en el vaso Pirex e introdúcelo en el horno a una temperatura de unos 125 °C. Déjalo allí hasta el final de la sesión, en que lo sacarás cuidadosamente, utilizando las pinzas, y lo dejarás en el desecador hasta la sesión siguiente. ¿Cuál es el objeto de estas operaciones? 5. Mientras tanto, prepara las siguientes disoluciones acuosas: 500 mL de ácido acético 0.5 M y 250 mL de hidróxido sódico 0.2 M. A partir de la cantidad realmente pesada de NaOH, calcula la concentración exacta de la disolución preparada. 6. Valora 10 mL de la disolución de ácido acético utilizando la de hidróxido sódico como valorante y fenolftaleína (3 o 4 gotas) como indicador. Repite la valoración otras dos veces y haz la media entre los resultados obtenidos. 7. Utilizando los matraces Erlenmeyer con tapón, pesa cuidadosamente seis muestras de aproximadamente 2 g del carbón activo que has dejado reposar en el desecador. Anota el peso exacto de cada muestra. 8. Prepara seis disoluciones de ácido acético en agua, cada una de 100 mL, a partir de la disolución inicial y usando las cantidades de ésta que figuran en la tabla siguiente. Añade cada disolución a cada uno de los seis matraces Erlenmeyer que contienen el carbón activo. Matraz

1

2 3 4 5 6

Ácido acético (mL) 100 80 60 40 20 10 9. Durante el resto de la presente sesión debes agitar las mezclas preparadas en cada matraz, dedicando aproximadamente el mismo tiempo a cada uno de ellos y teniendo cuidado de no verter el contenido. Una vez finalizada la sesión deja reposar los matraces en la taquilla correspondiente hasta la sesión siguiente. ¿Cuál es el objeto de cada una de estas operaciones?

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5.- TITULACIONES CONDUCTIMÉTRICAS Aunque no es estrictamente necesario, conviene conocer y saber determinar el valor de la constante de celda. Para esto, proceda a lavar la celda con una pequeña cantidad de una solución 10 mM de KCl. Llene la celda con la misma solución y mida la conductancia. Calcule la constante de celda. La conductancia específica de la solución anterior a 20 oC es 1,278 mS/cm. Prepare tres soluciones para estudiar el efecto de los interferentes: 0,500 mM de Na2SO4 0,500 mM de Na2SO4 + 2 mM Ca2+ 0,500 mM de Na2SO4 + 2 mM HCO3 Titule la primera solución en presencia de etanol en tres proporciones diferentes de agua/etanol: 1/0,5; 1/1 y 1/1,5. ¿Cuál de estas mezclas da la mejor curva de titulación? ¿Por qué? Titule las otras dos soluciones en la mezcla 1/1. La concentración del titulante debe ser de 5 a 10 veces superior a la esperada de sulfato. ¿Por qué? Tome nota de la temperatura de cada solución. Repita la titulación de 0,500 mM de Na2SO4 en un baño con algunos trozos de hielo y a una temperatura entre 30 - 35oC. Discuta cada efecto. Repita la titulación de la solución de 0,500 mM de Na2SO4 + 2 mM HCO3 pero acidificando suficientemente, eliminando el CO2 y luego neutralizando la solución previa. Tome una muestra de agua de su elección de entre las muestras a disposición. Acidifique suficientemente para eliminar los carbonatos y bicarbonatos. Elimine el CO2 resultante burbujeando con algún gas inerte. Neutralice la solución resultante y titule el sulfato posiblemente existente con la solución titulante. Tome nota de la temperatura y del volumen empleado. Tome una muestra de agua desionizada y simule el proceso de neutralización anterior. Discuta los resultados. Conductimetria

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6.- CONDUCTIMETRIA INFLUENCIA DEL AMBIENTE EN LA VELOCIDAD DE CORROSIÓN Objetivo Este experimento examina la influencia de varios ambientes en la estabilidad de materiales comunes de ingeniería. Teoría La velocidad de corrosión de los metales está fuertemente influida por el ambiente que los rodea. Dentro del término “ambiente” se incluyen las condiciones físicas y químicas del medio en que se encuentra el metal. Todos los ambientes son corrosivos en mayor o menor grado; existen muchos factores que pueden afectar la velocidad de corrosión. Algunos ejemplos son: - Ambiente acuoso vs. ambiente seco - Presencia de oxígeno o, por el contrario, condiciones anaerobias - Presencia de iones - Potencial de hidrógeno (pH) del medio - Radiaciones ionizantes (como las emitidas por desechos radiactivos) - Suciedad y contaminantes superficiales - Pureza del metal o composición de la aleación - Esfuerzos de tensión o compresión en el metal - Temperatura Los factores meteorológicos son también muy importantes en los estudios sobre corrosión. La corrosión atmosférica es la causa más frecuente de la destrucción de metales y aleaciones. Contaminantes naturales (como el cloruro de sodio suspendido en la atmósfera de las zonas costeras) y de origen humano (por ejemplo, dióxido de azufre) pueden potenciar el efecto corrosivo de los factores 122

meteorológicos.19 Las características corrosivas de los diferentes climas mundiales se pueden consultar en los mapas de corrosión que se incluyen en muchos libros relacionados con el tema. Reactivos y aparatos necesarios Lámina delgada de acero de espesor conocido Lámina delgada de cobre de espesor conocido Solución de FeCl3 0.1 M Solución de FeCl2 0.1 M Solución de H2SO4 0.1 M Solución de HNO3 0.01 M Acido nítrico concentrado (_15 M) Vasos de precipitados o tubos de ensayo Procedimiento 

Corte las láminas metálicas en rectángulos pequeños, por ejemplo de 2 cm x 1 cm.



Deberá preparar 5 muestras de acero y 2 de cobre. Límpielas cuidadosamente con algún solvente o detergente para remover la suciedad y la grasa. No las toque con los dedos, utilice pinzas de plástico.



Mida las dimensiones de la muestra con precisión de 0.2 mm, y pese cada una de ellas hasta décimas de mg. Prepare las soluciones necesarias y coloque las muestras en tubos de ensayo o vasos de precipitados pequeños como sigue:

Acero en agua destilada. Acero en solución de cloruro férrico. Acero en solución de cloruro ferroso. Acero en ácido sulfúrico 0.1 M a temperatura ambiente. Acero en ácido sulfúrico 0.1 M caliente, cercano a la ebullición. Cobre en ácido nítrico diluido.

123

Cobre en ácido nítrico concentrado, directamente de la botella, en la campana de humos. 

Exponga las muestras al ambiente correspondiente durante por lo menos 1 hora.



Retírelas, enjuague con agua destilada y deje secar sobre papel absorbente. Pese de nuevo las muestras e inspecciónelas a simple vista, con una lente de aumento o al microscopio.



Si la muestra está cubierta de una película, remuévala y pésela de nuevo.

Cálculos y reporte Reporte la apariencia física de cada muestra antes y después de la exposición. Determine la pérdida de peso y las velocidades de corrosión en: a) kg/m2-año b) Densidad de corriente equivalente (A/m2) c) Ángstrom por segundo, MPY y capas atómicas por segundo. Si ocurre picado, reporte las dimensiones de la picadura lo mejor posible, el número de picaduras observadas, calcule el factor de picado, la densidad de corriente en el fondo de los orificios y el tiempo necesario para perforar completamente la muestra

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ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE ELABORAR LA CONCLUSIONES FINALES DE CADA PRÁCTICA NOMBRE DE LA PRACTICA PREPARACION DE

CONCLUSIONES

DISOLUCIONES CALORIMETRIA

CINETICA DE HIDRÓLISIS DE ACETATO

DE

METILO

EN

ACIDO MEDIO. OBTENCIÓN DE LA ISOTERMA DE ADSORCIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO POR CARBÓN VEGETAL ACTIVO. 5.- TITULACIONES CONDUCTIMÉTRICAS 6.- CONDUCTIMETRIA INFLUENCIA DEL AMBIENTE EN LA VELOCIDAD DE CORROSIÓN

ACTIVIDADES DE ENSEÑANZA

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1.- ELABBORE UN MAPA DE CONCEPTOS SOBRE TERMODINAMICA. 2.- ELABORE UN ENSAYO BREVE SOBRE LA HISTORIA DE LA TERMODINAMICA. 3.- ELABORE UNA INVESTIGACION SOBRE EL IMPACTO QUE HA TENIDO LA TERMODINAMICA EN LA FISICOQUIMICA. 4.- ELABORE UN CUADRO COMPARATIVO SOBRE

LAS ETAPAS

EMPIRICA, CIENTIFICA Y TECNOLOGICA DE LA TERMODINAMICA. 5.- INVESTIGUE LA BIOGRAFÍA DEL

PADRE DE LA FISICOQUIMICA

JOSIAH WILLARD GIBBS

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INSTRUCCIONES: Conteste las siguientes interrogantes siguiendo su antología, algunas preguntas son a criterio por lo que se recomienda contestar de manera breve pero concisa, si algunas respuestas no localizas en la presente antología, se recomienda investigar en diferentes fuentes bibliográficas sugeridas en el apartado

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1.-¿ Cuáles son los estados de agregación de la materia? 2.-¿ Mencione en que consiste el estado “sólido”? 3.-¿ Mencione 3 ejemplos sobre el estado sólido de la materia? 4.-¿ Qué características presenta el estado “líquido” de la materia? 5.-¿ Cuál es el concepto del estado gaseoso de la materia? 6.-¿ Qué tipos de gases pertenecen o son considerados estados de la materia? 7.-¿Mencione que características presentan los estados de agregación de la materia? 8.-¿ Por qué los científicos consideran al “plasma como el cuarto y nuevo estado de agregación de la materia? 9.-¿ Qué otros estados son considerados materia? 10.-¿ Qué elementos fisicoquímicos modifican los estados de la materia? 11.-¿ Mencione el concepto de termodinámica? 12.-¿ En qué cosiste la 1ª ley de la Termodinámica? 13.-¿ Mencione el postulado de la 2ª ley de la Termodinámica? 14.-¿ Qué dice el enunciado de carnot y cuál es la diferencia con el postulado de Clausisus? 15.-¿ Qué propone Walter Nernst en la 3ª ley de la Termodinámica? 16.-¿ A qué se refiere el término “energía calorífica”? 17.-¿ Cuál es la diferencia entre energía química y radiante? 18.-¿ Qué es la Entropía? 19.-¿ En química a qué se la llama Disolución? 20.-¿ Mencione tres ejemplos de disolución? 21.-¿ Cuales son las características de las disoluciones?

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22.-¿ Cuáles son las propiedades de la disolución? 23.-¿ Cómo se clasifican las disoluciones? 24.-¿ Explique la diferencia entre concentración saturada, no saturada y sobre saturada? 25.-¿ Qué es el soluto? 26.-¿ Por qué se clasifican las disoluciones en diluidas y concentradas? 27.-¿ Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada….? 28.-¿ Qué es una reacción química? 29.-¿ Mencione un ejemplo de reacción química? 30.-¿ A qué se le llama equilibrio químico? 31.-¿ Cuántos tipo de reacciones químicas hay? 32.-¿ Qué relación tiene la energía química en las reacciones químicas? 33.-¿ Cuáles son las reacciones inorgánicas? 34.-¿ Mencione los pasos para las reacciones orgánicas? 35.-¿ Qué es la adsorción? 36.-¿ Qué es la fisisorción? 37.-¿ Qué es la quimisorción? 38.-¿ A qué se les llama fenómenos de superficie? 39.-¿ Cuáles son las principales características de la adsorción? 40.-¿ Qué es la tensión superficial? 41.-¿ Qué es la capilaridad? 42.-¿ Qué son las macromoléculas? 43.-¿ Qué son los polímeros?

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