Curso de nivelacion de quimica para tecnicos
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CURSO DE NIVELACION DE QUIMICA PARA TECNICOS. TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR. Trata de explicar satisfactoriamente la estructura de la materia.

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CURSO DE NIVELACION DE QUIMICA PARA TECNICOS

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Curso de nivelacion de quimica para tecnicos

CURSO DE NIVELACION DE QUIMICA PARA TECNICOS


Teor a at mica molecular

TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR

Trata de explicar satisfactoriamente la estructura de la materia.

Haciendo una revisión histórica, las primeras especulaciones sobre la estructura de la materia fueron hechas por diferentes filósofos de la antigua Grecia, los cuales suponían que la materia no es continua, sino formada por pequeñas partículas, sus conjeturas llegaron hasta la época moderna, con ligeras modificaciones y en consecuencia son:

1.-La materia no es continua

2.-Todas las sustancias están formadas por partículas, separadas por espacios vacíos.

3.-Estas partículas se hallan en continuo movimiento, estas partículas reciben el nombre de “átomos” que significa indivisible.

Este conjunto constituye la teoría atómica antigua (500 a.C. - 1900).


Curso de nivelacion de quimica para tecnicos

TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR

Con Dalton (autor de la Hipótesis que lleva su nombre) se inicia el firme establecimiento de la teoría atómica clásica.

Los puntos de la hipótesis atómica de Dalton son:

1.- Los átomos son partículas materiales, indivisibles e indestructibles por los medios químicos comunes.

2.- Los átomos de un mismo elemento son idénticos y de mismo peso.

3.- Los átomos de elementos diferentes, tienen peso y propiedades diferentes

4.- Los átomos se combinan para formar compuestos en proporciones diferentes (ej. 1:1, 1:2, 1:3)

Esta teoría interpreta las leyes estequiometrias de aquel entonces pero como no queda aclarado el concepto actual de la “molécula” no puede explicar satisfactoriamente el problema de las relaciones volumétricas, en las reacciones entre gases.


Teor a at mica molecular1

TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR

Desde fines del siglo XIX y hasta nuestros días rige la teoría atómica moderna:

Átomo constituido por diversas partículas.

Existencia de la molécula, explicando a su vez las reacciones espontaneas y artificiales, que cambian las naturaleza de la materia (reacciones nucleares).


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HIPOTESIS DE AVOGADRO

  • Esta hipótesis supone que un gas se compone de agregaciones de un numero definido de átomos, llamando a estos agregados “moléculas”.

  • “Los volúmenes iguales de todos los gases, en las mismas condiciones de P y T, contienen siempre el mismo numero de moléculas”

  • A raíz de las comprobaciones posteriores esta hipótesis se transformo en principio.

  • Los puntos mas importantes de la hipótesis de Avogadro son:

  • Considera al átomo como la unidad de intercambio químico que toma parte de una reacción química.

  • Al introducir el concepto de “molécula” como la partícula mas pequeña de un elemento o de un compuesto, que existe libre en un gas.


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DEFINICIONES

ATOMO: Es la partícula mas pequeña de una molécula que esta libre en la molécula.

MOLECULA: Es la partícula mas pequeña de un elemento o de un compuesto, que existe en estado libre y posee todas las propiedades del mismo. Este concepto tiene una validez absoluta solamente en el estado gaseoso (en los líquidos y sólidos, las moléculas están sometidas a fuerzas de atracción, existen aglomeración de moléculas).

PESO ATOMICO: De un elemento es la relación entre la masa de un elemento y la doceava parte (1/12) de la masa del átomo de carbono, tomada arbitrariamente como patrón (se trata del isótopo 12C). El peso atómico es un valor relativo, no tiene unidades.

Peso Atómico= masa de un átomo de elemento/masa de una tomo de C/12

N° DE AVOGADRO: Representa el numero de átomos contenidos en 1 átomo-gramo. Su valor es: N=6,023x1023.

Entonces para calcular el peso absoluto de un átomo es necesario dividir el PA por el N° de Avogadro.


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DEFINICIONES

PESO MOLECULAR: el concepto de peso molecular (PM) puede ser aplicado tanto a elementos como a compuestos. Se define como: “ El peso de una molécula de una sustancia dada, en unidades de peso atómico”. O sea que es la relación entre la masa de una molécula de una sustancia (elemento o compuesto) y la doceava parte de la masa de la molécula de carbono:

PM= masa de una molécula de la sustancia /masa de una molécula de carbono/12

Por ejemplo, si el PM de SO3 es de 80 significa que una molécula del SO3 pesa 80 (1/12) veces mas que la molécula de carbono.

Conociendo la formula del compuesto, es posible calcular su peso molecular sumando los pesos atómicos de los átomos que los constituyen, a pesar de llamarse peso molecular es un numero sin unidades análogo a PA.

MASA ATOMICA RELATIVA: Las masas absolutas de los átomos, no figuran en la tabla periódica. En la tabla periódica figuran las masas atómicas relativas; esto quiere decir que sus valores fueron determinados en relación a la masa absoluta de otro átomo que se toma como referencia.


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DEFINICIONES

UNIDAD DE MASA ATOMICA: es una unidad de referencia, la que se calcula en base a la masa del 12C.

MASA MOLECULAR RELATIVA: de una sustancia es el cociente entre la masa media de una molécula y la uma. Indica cuantas veces mas pesada es la molécula de la sustancia que la uma. Las masas moleculares relativas se calculan sumando las masas atómicas relativas de los átomos que componen una formula química.


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CONCEPTO DE MOL

Como hemos visto, de acuerdo con la hipótesis de Avogadro, un dado numero de moléculas de cualquier gas ocupa un determinado volumen en determinadas condiciones de presión y temperatura.

Si MrO2= 32; MrN2= 28; MrCO2= 44 podemos afirmar que 32gr de O2, 28gr de N2 y 44 gr de CO2 (que contienen el mismo numero e moléculas) ocupan, en estado gaseoso, en iguales condiciones de P y T, un mismo volumen.

Este volumen se denomina volumen molar por se el volumen ocupado por la masa de cualquiera de estos gases y que puede ser experimentado así:

A 1 atm y 0°C (273°K) que son las llamadas condiciones normales de P y T (CNPT)

32gr de O2 ocupan 22,4 dm3

28gr de N2 ocupan 22.4 dm3

44gr de CO2 ocupan 22,4 dm3

Este volumen de 22,4dm3 de un gas medido a CNPT se denomina volumen molar normal.


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CONCEPTO DE MOL

El mol es la cantidad de materia que contiene tantos entes elementales como átomos de carbono hay exactamente 12 g del isótopo 12C. Los entes elementales pueden ser átomos, moléculas, iones, grupos de átomos, electrones u otras partículas.

1 mol de moléculas = 6,023x1023

La masa de un mol de átomos, moléculas u otra entidad especificada de una sustancia se denomina masa molar y se designa con la letra M. Si la masa molar se expresa en gramos, su valor numérico coincide con la masa atómica relativa (Ar) del elemento o la masa molecular relativa (Mr) de la sustancia.

Ej: si queremos expresar la masa molar de agua, como su masa molecular relativa es 18.0 escribiremos MH2O= 18gr/mol

Para determinar la cantidad de sustancia en un sistema de masa m, se usa la masa molar Mm como factor de conversión:

n = m / Mm

Así, la cantidad de agua que hay en 500 gr de este liquido será:

n = m / Mm = 500gr / 18gr/mol = 27.8moles


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ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Número de masa

Símbolo del elemento

Número atómico

El núcleo, que concentra casi toda la masa del átomo, esta formado fundamentalmente por dos clases de partículas: protones (con carga positiva) y neutrones.

La parte extra nuclear del núcleo esta formada por los electrones (con carga negativa).

Se llama numero atómico y se simboliza con la letra “Z” a la cantidad de protones de un átomo, y el numero de masa, simbolizado por la letra “A”, a la suma de los protones y neutrones en el núcleo de un átomo.

Normalmente se indica estos números de la siguiente manera:


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ISOTOPOS

Los isótopos pertenecen al mismo elemento, pero tienen distinta masa; la diferencia de masa se debe a la diferente cantidad de neutrones en sus núcleos, por lo tanto, isótopos son átomos que tienen el mismo numero atómico, pero diferente numero de masa. Generalmente los isótopos no tienen nombres especiales, sino que se denotan dando el elemento y su numero de masa correspondiente.

Ejemplo:

Solamente en el caso del hidrogeno, los isotopos reciben nombre especiales:

Los isotopos presentan (generalmente) iguales propiedades químicas y se diferencian en las propiedades físicas.


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ISOTOPOS

Para determinar las masas atómicas relativas de los elementos se hace un promedio ponderado de las masas atómicas relativas de cada isotopo perteneciente a dicho elemento.

Ejemplo: El cloro se presenta en la naturaleza como

35Cl: 75,4% y 37Cl: 24,6%

Considerando la masa atómica relativa de cada uno de los isotopos como 35 y 37 respectivamente; pero la masa atómica relativa del elemento cloro en la naturaleza se calcula así:

Ar = (35x75,4 + 34x24,6) / 100 = 35,45

Evidentemente, conociendo Z y A de un átomo dado, podemos saber las partículas subatómicas que lo constituyen:

Z = numero de protones = numero de electrones

A-Z = numero de neutrones


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TABLA PERIODICA

En la tabla periódica los elementos se disponen en orden creciente de sus números Z, de tal manera que los elementos que tienen propiedades semejantes queden acomodados en la misma columna vertical.

Cada elemento químico esta representado mediante un símbolo químico, que es la notación que se utiliza para representarlo; generalmente es la letra inicial del nombre del elemento en mayúscula imprenta; o bien la 1º y 2º letra, esta ultima ya en minúscula. (C, Ca, Cr)

La tabla periódica tiene dieciocho columnas verticales llamadas grupos o familias y siete filas horizontales llamadas periodos, que empiezan en un metal alcalino y termina en un gas noble. La IUPAC aconseja numerar los grupos del uno al dieciocho pero las tablas de uso corriente distinguen dos tipos de grupos, los A y los B. Hay ocho grupos A y ocho grupos B.

La forma de la tabla periódica, tiene estrecha relación con la estructura electrónica de los átomos de los diferentes elementos. El número de periodo al que pertenece un elemento es igual al número de nivel de energía en donde el átomo aloja sus electrones externos, llamados de valencia porque son los que intervienen en la formación de los enlaces químicos.


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TABLA PERIODICA

En los elementos de los Grupa A, el número de grupo es igual al número de electrones de valencia que tienen sus átomos.

Los elementos se clasifican en representativos (grupo A) y los de transición (Grupo B):

IA: Li – Fr: metales alcalinos.

IIA: Be – Ra: metales alcalinosterreos.

IIIA: B – Tl: terreos – familia del boro.

IVA: C – Pb: carbonoides – familia del carbono.

VA: N – Bi: nitrogenoides o pnicturos – familia del nitrogeno.

VIA: O – Po: anfigenos o calcogenos – familia del oxigeno.

VIIA: F – At: halógenos.

VIIIA: He – Rn: gases nobles.

El bloque representativo incluye elementos metálicos y no metálicos. Hay una línea quebrada que comienza en el B y termina en el At. A la izquierda están los metales, y a la derecha en la parte superior, los no metales.


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TABLA PERIODICA


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UNIONES QUIMICAS

Conociendo la estructura de los átomos ya sabemos que habitualmente se encuentran unidos, formando infinidad de sustancias que pueden presentarse en estado sólido, liquido o gaseoso, por ejemplo la molécula de agua esta formada por un átomo de oxigeno y dos átomos de hidrogeno, que es estable en un amplio ámbito de temperaturas. Para separar los átomos que componen la molécula de agua se deberían superar los 900°C.

Podemos encontrar incontables especies poli atómicas sean sustancias simples o compuestas, es decir agregados de átomos unidos entre si de alguna manera. Estos agregados atómicos son estables y tienen propiedades determinadas, por ejemplo el oxigeno se encuentra unido consigo mismo formando la sustancia oxigeno, con el hidrogeno formando agua, con metales forman óxidos, con metales y no metales sales.

Entonces decimos que existe “unión química” entre los átomos que forman estas especies y definimos unión química como:

Una de las fuerzas que actúan entre dos átomos o grupos de átomos, con intensidad suficiente como para mantenerlos juntos en una especie diferente, que tiene propiedades mensurables.


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UNIONES QUIMICAS

REGLA DE OCTETO

”Un átomo diferente del hidrogeno tiende a formar enlaces, ganando, perdiendo o compartiendo electrones, hasta quedar rodeado por ocho electrones de valencia”.

Un octeto significa tener cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo. La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos tienen subniveles 2s y 2p que pueden contener un total de ocho electrones.


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UNIONES QUIMICAS

Se pueden plantear varias preguntas:

¿Porque se unen los átomos?

¿Cual es la fuerza que los mantiene unidos?

¿Hay un único tipo de fuerza?

¿Porque existen moléculas con formas diferentes?

¿Porque a la misma temperatura algunas sustancias son sólidas, liquidas o gaseosas?


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UNIONES QUIMICAS

¿Porque se unen los átomos?

Lo hacen porque siguen la tendencia de llegar a su estado de energía mas estable, y cuando dos átomos se unen para formar un enlace estable, se libera una cierta cantidad de energía (energía de enlace).

Se obtiene un sistema energéticamente favorable, con menor energía que la correspondiente a los átomos separados, y esta misma energía deberá ser suministrada al sistema si queremos separarlo en sus constituyentes, es decir, si queremos romper la unión química. En la formación de enlaces químicos solo intervienen los electrones de valencia.

Símbolos de Lewis

Los símbolos de puntos o de Lewis son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces.

El símbolo de electrón punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento, mas un punto por cada electrón de valencia.

El símbolo del elemento representa el núcleo y los electrones internos, es decir, el interior del átomo. Para un elemento representativo en general el numero de electrones de valencia es igual al numero del grupo que pertenece.


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UNIONES QUIMICAS

Enlace iónico

Un enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.

La gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxigeno.

Los metales alcalinos y alcalinotérreos (baja energía de ionización) son los elementos con más posibilidad de formar cationes y los halógenos y el oxigeno (electroafinidad alta), los más adecuados para formar aniones.

Entonces el enlace iónico ocurre entre átomos de elementos cuya diferencia de electronegatividad es notable.

Ejemplo: Mediante el empleo de símbolos de Lewis, represente la reacción entre un átomo de litio y un átomo de flúor para formar LiF


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UNIONES QUIMICAS

Si el catión y el anión no tienen la misma carga, las cargas se balancean para que el compuesto sea eléctricamente neutro.


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UNIONES QUIMICAS

Enlace metálico

Las propiedades de los metales: alta conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad, ductilidad, son consecuencia del enlace metálico que se da entre sus átomos.

Modelo del Mar de Electrones

En este modelo, el sólido metálico se representa como un conjunto de cationes metálicos en un “mar de electrones de valencia”.

Los cationes (formados por el núcleo del átomo y los electrones que no participan del enlace) se encuentran en posiciones fijas, los electrones de valencia se mueven entre ellos deslocalizadamente es decir por todo el cristal metálico, sin pertenecer a ningún átomo en particular (están distribuidos de manera uniforme en toda la estructura).


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UNIONES QUIMICAS

El conjunto de electrones deslocalizados se comporta como una verdadera nube de electrones y también se los denomina como “gas de electrones”.

La presencia de estos electrones de valencia que no pertenecen a ningún átomo en particular sino a todos los cationes del cristal, anula prácticamente las fuerzas repulsivas de los cationes e incrementa la estabilidad del sistema.

El enlace metálico puede considerarse como la acción estabilizante de los electrones de valencia deslocalizados entre los cationes.

Para describir el enlace metálico hace falta un cristal metálico, constituido por un conjunto ordenado de átomos de elementos metálicos ordenados en el espacio y no dos átomos como en el caso de los enlaces iónicos y covalentes.


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UNIONES QUIMICAS

Enlace covalente

G. Lewis propuso que los enlaces químicos en las moléculas se forman cuando los átomos comparten pares de electrones externos. Un átomo puede adquirir la configuración electrónica de gas noble, compartiendo electrones con otros átomos. Lewis supuso que los electrones no compartidos también se aparean. Sugirió que los grupos de ocho electrones (octetos) en torno a los átomos tienen gran estabilidad. Langmuir sugirió el nombre de enlace covalente para un par compartido de electrones.

El enlace químico que se forma compartiendo un par de electrones se llama enlace covalente.

Los símbolos de Lewis se combinan en estructuras de Lewis, o estructuras de puntos por electrones.

El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de H dos electrones adquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble helio.

H─H


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UNIONES QUIMICAS

En el enlace covalente cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.


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UNIONES QUIMICAS

  • Fuerzas intermoleculares

  • Las moléculas se mantienen unidas entre si gracias a las fuerzas (atracciones) intermoleculares. A veces estas fuerzas se denominan fuerzas de Van derWaals (Johanes Van derWaals estudió este efecto en gases reales).

  • Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes.

  • La intensidad de las atracciones intermoleculares disminuye al aumentar la distancia entre las moléculas, por lo que no son importantes en los gases pero cobran importancia en los líquidos y sólidos.

  • Hay tres tipos principales de fuerzas intermoleculares:

  • Fuerzas de London.

  • b) Interacción dipolo- dipolo.

  • c) Enlace de hidrogeno.


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UNIONES QUIMICAS

Fuerzas de London (fuerzas de dispersión de London)

Las fuerzas de London son atracciones entre moléculas debidas a dipolos temporales causados por el movimiento de los electrones. Actúan entre cualquier tipo de moléculas, polares o apolares. En el caso de las moléculas no polares, es la única fuerza que actúa entre ellas.

Cuando los electrones se mueven de un lado para otro, generan un momento dipolar instantáneo, pasajero. Los electrones pueden acumularse a un lado de una molécula, dejando el núcleo parcialmente al descubierto al otro lado. Un extremo de la molécula tendrá carga negativa parcial pasajera y el otro extremo carga positiva parcial también pasajera.

Las cargas parciales instantáneas de las moléculas se atraen entre si y así pueden unirse unas con otras.

La magnitud de la fuerza de London aumenta con el peso molecular. Esto explica porque el F2 y Cl2 son gases, el Br2 es liquido y el I2 un sólido a temperatura ambiente.

Esta interacción es efectiva entre moléculas muy cercanas.


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UNIONES QUIMICAS

Enlace de hidrogeno

El enlace de hidrogeno es un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrogeno de un enlace polar (por ejemplo: H-F; H-O ó H-N) y un par de electrones no compartido en un ión o átomo electronegativo cercano (generalmente un átomo de flúor, oxigeno, nitrógeno de otra molécula).

Esta fuerza intermolecular es la que da al H2O sus propiedades características. Su punto de ebullición es mucho más alto que el esperado de acuerdo a su peso molecular, tiene punto de fusión, calor especifico y calor de vaporización altos. Estas propiedades indican que las fuerzas entre las moléculas de agua son anormalmente intensas.

En el NH3, y el HF ocurre lo mismo.

Un enlace de hidrogeno se representa con puntos (-------) para diferenciarlo de un verdadero enlace covalente que se representa mediante una línea continua (  ).

- +  - + - + - +

Ejemplos: F  H----- F  H----- F  H----- F  H


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TEORIA CINETICA DE LOS GASES

Leyes volumétricas del estado gaseoso

Las leyes volumétricas más sencillas relacionan dos de las cuatro magnitudes del estado gaseoso. Las dos restantes se mantienen constantes.


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TEORIA CINETICA DE LOS GASES

Ley de Boyle

Vincula : volumen y presión

De: una masa constante de gas a temperatura constante.

El volumen de una masa definida de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión.


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TEORIA CINETICA DE LOS GASES

Ley de Charles

Vincula : volumen y temperatura absoluta

De: una masa constante de gas a presión constante.

El volumen de una masa definida de gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

Cuando se vierte nitrógeno líquido (-196°C) sobre un globo, el gas atrapado en

éste se enfría y el volumen disminuye, mientras que la presión permanece constante.


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TEORIA CINETICA DE LOS GASES

Ley de Gay Lussac

Vincula : presión y temperatura absoluta.

De: una masa constante de gas a volumen constante.

La presión de una masa definida de gas, a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

Ley del Gas Ideal

Las leyes de Boyle-Mariotte , de Charles y de Gay-Lussac sobre el comportamiento de los gases, aunque son aplicables dentro de una buena aproximación a los gases existentes en la naturaleza, son tanto más imprecisas cuanto mayor es la densidad, la presión o la temperatura del gas. Por ello los gases que cumplen con exactitud dichas leyes físicas se denominan gases perfectos o ideales.


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TEORIA CINETICA DE LOS GASES

Es posible combinar las leyes de los gases en una sola ecuación sencilla si la temperatura se expresa en la escala absoluta o Kelvin. Así la ley de Charles y la de Gay- Lussac expresan, respectivamente:

Por otra parte la ley de Boyle establece la proporcionalidad inversa entre V y P, es decir:

Combinando las ecuaciones (1) y (3): donde

Remplazando en (4) en (2):


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TEORIA CINETICA DE LOS GASES

Que indica que el producto del volumen de un gas por su presión dividido por su temperatura absoluta es una cantidad constante.

Ello significa que una muestra gaseosa dada puede evolucionar de un estado inicial a otro final cambiando en el proceso su presión, su volumen o su temperatura, pero siempre que la cantidad PV/T no varíe.

Para dos estados cualesquiera inicial y final (1 y 2, respectivamente) las magnitudes P, V y T están relacionadas en la forma:

La constante de proporcionalidad depende de la cantidad de sustancia gaseosa considerada. Cuando esta circunstancia se introduce en la ecuación (3), es decir se trabaja con un número de moles (cantidad de sustancia gaseosa) distinto de uno resulta la expresión de la Ecuación del gas ideal:


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TEORIA CINETICA DE LOS GASES

donde n es el número de moles de la muestra gaseosa considerada y R es la llamada constante de los gases perfectos igual a: 0,082 l * atm * K-1 * mol-1


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ECUACUIONES QUIMICAS

En toda reacción química podemos diferenciar las sustancias que se modifican, llamadas reactivos, de las que se originan, llamadas productos.

Una ecuación química es la representación grafica, simbólica y convencional de una reacción química. Ella consta de dos miembros separados por una flecha que indica el sentido de la reacción, tanto los reactivos como los productos se representan mediante sus formulas respectivas. A + B  C + D

Ejemplos: H2 + Cl2  HCl

El numero de átomos de los reactivos no es igual a los de la derecha para cada elemento, y ya que durante una reacción química los átomos no pueden ser creados ni destruidos la reacción será:

H2 + Cl2  2 HCl

Un mol de moléculas de Hidrogeno se combinan con un mol de moléculas de Cloro para formar dos moles de moléculas de cloruro de hidrogeno.

La ecuación química debe ser igualada siempre

Coeficiente estequiometrico


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ECUACUIONES QUIMICAS

Significado de las ecuaciones químicas:

Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos.

Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos.

Características de las Ecuaciones Químicas:

Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos. Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.

El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.


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SOLUBILIDAD Y TEMPERATURA

Las soluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de complemento. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características.

Las soluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en solución hace del estudio de las soluciones un apartado importante de la química-física.

“La solubilidad es la medida o magnitud que indica la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de solvente y a una temperatura dada”.

Las unidades de expresión para la solubilidad son variadas, en general se expresa en g/l (gramos/litros).


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SOLUBILIDAD Y TEMPERATURA

Ejemplo: La solubilidad de la sal común (cloruro de sodio) es de 360 g/l en agua a 20ºC.

Este valor indica que en un litro de agua (1000 cc) a 20ºC, la cantidad máxima de cloruro de sodio que se puede disolver es 360 gramos.

Pueden presentarse dos situaciones en particular para la solubilidad:

Si dos solutos son solubles en un mismo solvente, dependiendo de las cantidades (pequeñas) pueden disolverse ambos sin ninguna dificultad, pero en general la sustancia de mayor solubilidad desplaza de la solución a la de menor solubilidad, ejemplo: al agregar azúcar o sal a una bebida, inmediatamente se produce el escape del gas disuelto en ella.

Si un soluto es soluble en dos solventes inmiscibles (no se mezclan) entre sí, el soluto se disuelve en ambos solventes distribuyéndose proporcionalmente de acuerdo a sus solubilidades en ambos solventes.


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SOLUBILIDAD Y TEMPERATURA

  • Tipos de soluciones con respecto a la solubilidad:

  • Solución Insaturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es inferior a la que indica su solubilidad” esta solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y esta se disolverá.

  • Solución Saturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es igual a la que indica su solubilidad”. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y no se disolverá.

  • Solución Sobresaturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es mayor a la que indica su solubilidad”. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente por su gran “inestabilidad” ya que al agitarla o al agregar un pequeño cristal de soluto se provoca la cristalización del exceso de soluto disuelto.


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SOLUBILIDAD Y TEMPERATURA

La Temperatura:

Este factor solo modifica la solubilidad de solutos sólidos y gaseosos, los líquidos no sufren ninguna alteración en su solubilidad, solo hasta que sean miscibles entre sí (que se mezclen).

En el caso de los sólidos: en general un aumento de la temperatura provocará un aumento de la solubilidad aunque existen casos donde la solubilidad sufre una pequeña variación e incluso casos donde al aumentar la temperatura la solubilidad disminuye.

En el caso de los gases: un aumento de la temperatura produce siempre una disminución de la solubilidad y vise-versa. Si se coloca en un recipiente una pequeña cantidad de bebida gaseosa, al ser calentada, se observa inmediatamente una efervescencia derivada del escape de gas (dióxido de carbono) de la solución. Si se calienta agua, esta pierde el aire disuelto en ella.


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REACCIONES QUIMICAS

  • Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes.

  • También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas a las que les dan origen.

  • Características o Evidencias de una Reacción Química:

  • Formación de precipitados.

  • Formación de gases acompañados de cambios de temperatura.

  • Desprendimiento de luz y de energía.

  • Reglas:

  • En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones).

  • No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente.

  • No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos obtenidos.


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REACCIONES QUIMICAS

  • Reacciones Reversibles:

  • Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iníciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.

  • Ejemplos :


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    REACCIONES QUIMICAS

    • Reacciones Irreversibles:

  • Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iníciales.

  • Ejemplos:

  • Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.


  • Curso de nivelacion de quimica para tecnicos

    EQUILIBRIO QUIMICO

    Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La mayoría son reversibles, y al inicio del proceso reversible, la reacción transcurre hacia la formación de productos; pero tan pronto se forman algunas moléculas de producto, se comienza a restablecer el proceso, es decir, se forman moléculas de reactivos a partir de las moléculas de productos.

    El equilibrio químico se alcanza, cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

    El equilibrio químico es un proceso dinámico, porque ocurren simultáneamente dos procesos opuestos con la misma velocidad: la velocidad con la que se forman los productos a partir de los reactivos, es igual a la velocidad con la que los reactivos se forman a partir de los productos.

    Para indicar que la reacción procede tanto en sentido directo como en sentido inverso, usamos la flecha doble.


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    EQUILIBRIO QUIMICO

    El hecho de que en el equilibrio, las concentraciones molares [A] y [B] no cambien, no

    significa que A y B dejan de reaccionar. A sigue convirtiéndose en B y B en A; pero ambos procesos ocurren a la misma velocidad.

    Si una reacción sencilla AB y su inversa B  A son procesos elementales (porque ocurren en una sola etapa), las velocidades de estas reacciones son:

    Reacción directa A  B; velocidad directa Vd = kd [A]

    Reacción inversa B  A; velocidad inversa Vi= ki [B]

    kd y ki son las constantes de velocidades para las reacciones directas e inversa

    respectivamente. En el equilibrio se cumple:


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    EQUILIBRIO QUIMICO

    Factores que modifican el equilibrio:

    • Presión: A mayor presión el desplazamiento es hacia donde hay menor volumen (menor numero de moles).

    • Volumen: Se desplaza hacia donde haya mayor numero de moles.

    • Temperatura: Aumento de la temperatura hacia la reacción endotérmica.

    • Concentración: Aumento de la concentración hacia el lado opuesto.

      Los catalizadores no alteran el equilibrio porque modifican las dos velocidades por igual


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    EQUILIBRIO QUIMICO

    En el equilibrio, la relación entre las concentraciones de A y B es igual a una constante.

    En 1864, los noruegos M. Guldberg y R. Waage postularon su “Ley de acción de masas”, que expresa la relación entre las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio, para cualquier reacción.

    Esta relación describe el equilibrio químico de forma cuantitativa y establece que “Para una reacción reversible en equilibrio, y a una temperatura constante, una relación determinada de concentración de reactivos y productos tiene un valor constante K. (la constante de equilibrio)”. Esta es la conocida Ley de Acción de Masas de Guldberg y Waage. La constante de equilibrio expresada en función de las concentraciones se simboliza Kc.

    Aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K, para una reacción determinada permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.


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    EQUILIBRIO QUIMICO

    Supongamos la siguiente reacción reversible:

    A, B, P, Q: especies químicas que participan.

    a, b, p, q: coeficientes de la ecuación química balanceada.

    De acuerdo a la Ley de Acción de Masas la condición de equilibrio se expresa mediante la siguiente relación:

    Una vez que conocemos la ecuación química balanceada que comprende a un equilibrio, podemos escribir la expresión de equilibrio, aunque no conozcamos el mecanismo de la reacción.

    La expresión de equilibrio solo depende de la estequiometria de la reacción.

    El valor de Kc correspondiente a una reacción solo puede cambiar cuando se modifica la temperatura. Para hallar el valor numérico de Kc hay que medir las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio y reemplazar en la expresión de Kc.


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    EQUILIBRIO QUIMICO

    Cuando todos los reactivos y productos esta en la misma fase, se dice que el equilibrio es homogéneo. Cuando las sustancias en equilibrio están en dos o más fases distintas, dan origen a un equilibrio heterogéneo.

    Ejemplo: CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)

    Un gas está en equilibrio con dos sólidos. Cuando un sólido puro o un líquido puro participan en un equilibrio heterogéneo, su concentración no se incluye en la expresión de equilibrio para la reacción porque los valores de sus concentraciones permanecen constantes y se incluyen en el valor de K.

    En cambio, las concentraciones de gases y sustancias en solución si se incluyen en la expresión de equilibrio porque estas concentraciones pueden variar.

    Para el equilibrio de la ecuación planteada, la constante de equilibrio es simplemente:

    KC= [CO2]

    A pesar de que no aparecen en la expresión de equilibrio, los sólidos y líquidos puros que participan en la reacción deben estar presentes para que se establezca el equilibrio.


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    EQUILIBRIO IONICO

    Electrolitos: son sustancias que disueltas en agua o fundidas son capaces de conducir la corriente eléctrica. En solución se disocian en iones. Los iones son átomos o grupos con carga eléctrica.

    Los electrolitos se dividen en fuertes y débiles.

    Grado de disociación (α ): es igual al número de moles disociados (n) sobre el número de moles que habría de no haber disociación (N).

    α = n / N

    Electrolitos fuertes son aquellos que se disocian totalmente o casi totalmente en iones; en este caso α tiende a uno.

    Electrolitos débiles son los que se disocian muy poco en iones. En este caso α tiende a

    cero.


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    EQUILIBRIO IONICO

    Disociación del agua (pH)

    El agua es un electrolito “extremadamente débil” y está muy poco disociada en sus iones de acuerdo a la siguiente reacción:

    La constante de equilibrio:

    Donde [H2O] es la concentración molar del agua y para soluciones diluidas podemos considerarla constante. Luego podemos escribir:

    KW se denomina producto iónico del agua, su valor aumenta rápidamente con la temperatura y a 25°C KW = 1.10-14; a 100°C KW = 1.10-12.


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    EQUILIBRIO IONICO

    Vemos que la concentración de iones hidrógeno en el agua pura es 1.10-7M y una solución que tenga dicha concentración de iones hidrógeno se define como neutra.

    Una solución es neutra a cualquier temperatura cuando:

    [ H+ ] / [OH- ] = 1

    En cualquier solución acuosa si la [ H+ ] > 1.10-7 para que KW se mantenga constante

    disminuirá la [OH- ] y la solución será ácida:

    [ H+ ] = KW / [OH- ]

    Si la [OH- ] > 1.10-7, disminuirá la [ H+ ] y la solución será básica:

    [OH- ] = KW / [ H+ ]


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    EQUILIBRIO IONICO

    En 1909 Sorensen propuso expresar la concentración del ión hidrógeno como sus

    logaritmos decimales con signo cambiado (o como el logaritmo decimal de su inversa) y llamó a esta expresión “exponente de hidrógeno, designándolo con el símbolo pH.

    pH = -log [ H+ ] = log 1 / [ H+ ] y [ H+ ] = 10-pH

    De manera análoga se define:

    pOH = - log [OH- ] = log 1/ [OH- ]

    A temperatura ambiente (25°C)

    pH + pOH = 14

    Si la solución tiene reacción neutra ,[ H+ ] = [OH- ] y pH = pOH = 7

    Si la solución tiene reacción ácida, [ H+ ] > 1.10-7, por lo tanto pH < 7 < pOH.

    Si la solución tiene reacción básica, [ H+ ] < 1.10-7 < [OH- ] y pH > 7 > pOH.

    Recordar: pH “menor” significa mayor concentración de iones hidrógeno.


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    REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

    Las reacciones químicas en las que el estado de oxidación de una o más sustancias cambia, se llaman REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (o simplemente REDOX).

    Una reacción de oxidación implica la pérdida de electrones. En cambio la reducción implica la ganancia de electrones. En general las reacciones de oxidación y reducción comprenden la transferencia de electrones de un átomo que se oxida a un átomo que se reduce.

    La transferencia de electrones que ocurre durante las reacciones de oxidación-reducción también se puede utilizar para producir energía en forma de ELECTRICIDAD. En otros casos utilizamos la energía eléctrica para que ocurran determinados procesos químicos que no son espontáneos.

    Ejemplo:


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    REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

    El estado de oxidación se define simplemente como la carga que resulta cuando los electrones de los enlaces covalentes se asignan al átomo mas electronegativo; es la carga que un átomo podría tener si sus enlaces fueran iónicos. Así, los estados de oxidación del son -2, -1, +1, +2, +3, respectivamente.

    El estado de oxidación de un elemento puro en cualquiera de sus formas alotrópicas es siempre cero.

    Si una sustancia se oxida entonces otra se debe necesariamente reducir. Podemos imaginar la oxidación de una sustancia como el origen de la reducción de otra.

    Por consiguiente, la sustancia que se OXIDA se llama AGENTE REDUCTOR.

    De forma similar, la reducción de una sustancia origina la oxidación de otra.

    Por consiguiente, la sustancia que sufre la REDUCCIÓN se llama AGENTE OXIDANTE.


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    REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

    Conjuntos de reglas utilizadas para asignar estados de oxidación en los elementos en moléculas poliatómicas:1. El estado de oxidación de todos los elementos puros en cualquier forma alotrópica es cero.

    2. El estado de oxidación del oxígeno es -2 en todos sus compuestos, excepto en los peróxidos como el H2O2 y el Na2O2, en que es –1.

    3. El estado de oxidación del hidrógeno es +1 en todos sus compuestos, excepto en los que forma con los metales, donde es -1 (hidruros).

    4. Los demás estados de oxidación se eligen de forma que la suma algebraica de los estados de oxidación sea igual a la carga neta de la molécula o ion.

    5. También es útil recordar que ciertos elementos muestran casi siempre el mismo estado de oxidación: +1 para los metales alcalinos, +2 para los metales alcalino-térreos y -1 para los halógenos, excepto cuando están combinados con el oxígeno u otro halógeno..


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    REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

    El término OXIDACIÓN se refiere originalmente a la combinación de una sustancia con oxígeno; esto significa que aumenta el estado de oxidación de un elemento de la sustancia.

    Originalmente, el término REDUCCIÓN se refería a la eliminación de oxígeno de un compuesto. El término oxidación y el término reducción tienen en la actualidad un sentido mas amplio.

    La oxidación se define como un aumento algebraico en el número de oxidación y corresponde a una pérdida real de electrones. La reducción se refiere a una disminución algebraica en el estado de oxidación y corresponde a una ganancia de electrones. Los electrones no pueden crearse o destruirse, por ello la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente en las reacciones químicas ordinarias, y en la misma cantidad.


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    TERMODINAMICA

    • Hemos estudiado las reacciones químicas exclusivamente desde el punto de vista de las transformaciones que ocurren entre las sustancias. Hemos visto que una ecuación química nos da transformación cualitativa (cuales son los productos que se forman a partir de los reactivos) y también cuantitativa, ya que teniendo en cuenta la estequiometria de la reacción, estamos en condición de calcular la reacción de masas de las sustancias intervinientes.

    • La Termodinámica: es el estudio de la energía y sus transformaciones.

    • Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía en forma de calor.

    • El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes

    • temperaturas.

    • La termoquímica, es la parte de la química que estudia el flujo de calor asociado a una reacción química o cambio físico.

    • La ley de la conservación de la energía afirma que la energía no se puede crear ni destruir; pero se puede transformar de una forma a otra y transferir de un lugar a otro.

    • Conviene distinguir entre sistema y entorno (o medio ambiente o alrededores).


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    TERMODINAMICA

    • Sistema: es la sustancia o la mezcla de reacción que está siendo objeto de estudio (puede ser una mezcla de reacción colocada dentro de un recipiente, o un pedazo de Cu).

    • Un sistema puede ser abierto si intercambia materia y energía con el entorno; cerrado

    • cuando tiene una cantidad fija de materia y puede intercambiar energía con el entorno; aislado cuando no puede intercambiar nada.

    • Entorno: es todo aquello que se encuentra fuera del sistema (son los alrededores del sistema, por ejemplo los recipientes). El entorno es donde hacemos las observaciones sobre la energía transferida al interior o al exterior del sistema.

    • Generalmente, solo se tiene en cuenta los alrededores inmediatos de un sistema. El entorno y el sistema juntos forman el universo.

    • Sistema + Entorno = Universo


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    TERMODINAMICA

    • Hay dos tipos de reacciones desde el punto de vista del flujo de calor:

  • Reacciones exotérmicas: en las que una reacción libera calor al ambiente.

  • CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (ℓ) + Energía

  • Esta reacción desprende calor al ambiente, que puede ser un vaso de precipitado con agua, y se observará un aumento de la temperatura del agua. El efecto de las reacciones exotérmicas es aumentar la temperatura ambiente.

  • Reacciones endotérmicas: en las que el sistema reacciónate absorbe calor del ambiente.

  • Ejemplo la fusión del hielo: H2O (s) + Energía  H2O (ℓ)

  • El proceso absorbe calor del ambiente (vaso precipitado) y la temperatura del agua disminuye. El efecto de una reacción endotérmica es disminuir la temperatura ambiente.


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    TERMODINAMICA

    Entalpía y energía interna:

    La mayoría de los cambios físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante. El calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante se denomina entalpía y se representa por el símbolo H. Es una propiedad extensiva. La entalpía se puede imaginar como una medida de la energía que un sistema puede dar en forma de calor.

    Como es imposible determinar la entalpía de una sustancia, lo que se mide realmente es el cambio de entalpía ΔH o entalpía de reacción.

    ∆H = HProductos - HReactivos

    La entalpía de reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso.

    En los procesos endotérmicos, ΔH es (+) (ΔH > 0)

    En los procesos exotérmicos, ΔH es (-) (ΔH < 0)

    La energía interna (U) es una medida de la cantidad de energía de un sistema; es su reserva total de energía. Es la capacidad de un sistema para realizar un trabajo. Es la energía conservada en un sistema como energía cinética y potencial. No es fácil determinar la energía interna de un sistema pero si su variación que es el flujo de calor de la reacción a volumen constante.

    ∆U = Uproductos - Ureactivos


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    TERMODINAMICA

    Espontaneidad de las reacciones:

    Uno de los objetivos de la Química, es predecir si se producirá o no una reacción cuando se juntan los reactivos.

    Si se produce, se dice que la reacción es “espontánea”, cuando se produce por si misma, se produce sin alguna fuerza externa. (un trozo de Fe, expuesto al aire se oxida).

    Espontánea no significa que sea rápida. Así, si bien la oxidación del Fe ocurre espontáneamente es una reacción muy lenta.

    Siempre que una reacción, sea espontánea en determinadas condiciones, se cumplirá que la reacción inversa es no espontánea en las mismas condiciones.

    Criterio de espontaneidad:

    Hace muchos años, se creía que todas las reacciones espontáneas eran exotérmicas lo que sucede es que casi todas las reacciones químicas exotérmicas son espontáneas a 25°C y 1 atm; pero esto no se cumple en muchos cambios de fase.

    Por ejemplo la fusión del hielo, es un proceso espontáneo y endotérmico a 1 atm y por encima de 0°C.

    H2O (s)  H2O (ℓ) ΔH = +6,01 KJ


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    TERMODINAMICA

    Hay otras reacciones endotérmicas que no son espontáneas a temperatura ambiente, pero se hacen espontáneas al elevar la temperatura.

    Para decidir si una reacción dada va a ser espontánea a una temperatura y presión dada no alcanza con considerar ΔH; hay que tener en cuenta otro factor; ese factor es la variación de entropía:

    ∆S = SProductos – Sreactivos

    La entropía (S) es una medida directa del grado de desorden de un sistema. A medida que aumenta el desorden aumenta la entropía. La entropía de los sólidos es menor que la entropía de los líquidos y es mucho menor a la entropía de los gases. S sólido < S liquido << S gases

    En el ejemplo de la fusión del hielo, el aumento de la entropía es la fuerza motriz que impulsa este proceso. El aumento del desorden supera ampliamente el hecho de que el proceso sea endotérmico, por eso la reacción es espontánea.


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    TERMODINAMICA

    Actualmente se toma como criterio de espontaneidad el valor de ΔG: función de Gibbs o energía libre.

    Energía libre de Gibbs: La energía libre es la energía potencialmente disponible para realizar un trabajo útil. Si en una reacción se libera energía útil (ΔG es negativo) podemos estar seguros de que la reacción es espontánea.

    Se ha visto que las dos magnitudes termodinámicas que afectan la espontaneidad

    son: la variación de entalpía ΔH y la variación de entropía ΔS.

    Gibbs introdujo una nueva función termodinámica que vincula ΔH y ΔS, y permite determinar si una reacción es espontánea o no. Esta función se llama energía libre de Gibbs o simplemente energía libre, y se la simboliza “G”

    G = H -T . S energía libre de Gibbs de un estado

    ∆G = ∆H  -T . ∆S

    ∆G = GProductos – Greactivos

    El signo de ΔG se puede utilizar para determinar si una reacción es espontánea o no.


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    TERMODINAMICA

    Para una reacción, que se desarrolla a temperatura y presión constante:

    1) Si ΔG es negativo ; la reacción es espontánea

    GProductos< GReactivos=> ΔG es negativo

    ΔG es una verdadera medida de la tendencia que tiene una reacción a producirse.

    2) Si ΔG es positivo; la reacción no se producirá espontáneamente en el sentido que esta escrita.

    Se producirá la reacción inversa.

    3) Si ΔG =0 ; el sistema reaccionante está en equilibrio , la reacción no tiende a producirse en ningún sentido.

    ΔG es una verdadera medida de la tendencia que tiene una reacción a producirse


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