UNIDAD I: FUNDAMENOS. NOMENCLATURA. ESTEQUIOMETRIA.

Definición química: ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de los sistemas

materiales así como las interacciones entre las sustancias y los efectos provocados sobre ellas

cuando se les suministra o se les quita energía en cualquiera de sus formas.

Materia: todo lo que es percibido por nuestros sentidos es de origen material. Materia es todo lo

susceptible a adquirir distintas formas.

Propiedades químicas: las propiedades químicas de los cuerpos se ponen de manifiesto cuando se

transforman en otros distintos.

Propiedades físicas: las distintas

formas de la materia se diferencias

mediante ciertas cualidades que

afectan directa o indirectamente a

nuestros sentidos, las cuales se

denominan propiedades físicas y no

afectan la naturaleza interna de la

materia.

Transformaciones físicas y químicas:

los cambios que experimentan las

sustancias pueden ser químicos o

físicos. Un cambio físico modifica

algunas propiedades de la

substancia pero no hay motivos para

suponer que se ha formado una nueva. En cambio, en los cambios químicos conocidos como

reacciones se produce una modificación profunda de todas las propiedades del cuerpo, hecho

que nos obliga a suponer que se ha formado una nueva substancia.

Diferencias entre cambios físicos y químicos:

1. Los cambios químicos van acompañados de una modificación profunda de las propiedades

del cuerpo o cuerpos reaccionantes; los cambios físicos dan lugar a una alteración muy

pequeña y muchas veces parcial de las propiedades del cuerpo.

2. Los cambios químicos son casi siempre de carácter permanente mientras que, por lo general,

los cambios físicos persisten mientras actúa la causa que los origina.

3. Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de energía mientras

que los cambios físicos van unidos a una variación de energía relativamente pequeña.

Estados de agregación de la materia:

o Líquido: fuerzas de cohesión predominan levemente

respecto de las de repulsión.

Volumen propio y forma indefinida.

Poca compresibilidad.

Media densidad.

Fluyen formando capas.

o Solido: fuerza de cohesión superior a la de repulsión.

Forma y volumen definidos.

Incompresibles.

Alta densidad.

o Gaseoso: fuerza de repulsión mayor que la de

cohesión. Partículas en desorden.

Forma y volumen indefinidos.

Compresibilidad.

Expansión.

Propiedades físicas

Específicas : color, olor, dureza, punto de fusión.

Extensivas . dependen de la cantidad de la materia. Peso,

volumen, capacidad calorifíca.

Intensivas : no dependen de la cantidad de la materia. Densidad,

calor específico, temperatura.

Se pueden medir y observar, sin que cambie la composición de la

sustancia

Baja densidad.

Se mezclan en forma homogénea. Difunden rápidamente.

Sistema material: la materia varía en función de su composición. Como desde el punto de vista

químico, interesa la constitución de la materia para estudiar la composición o cualquier propiedad

de la materia es necesario tomar y aislar una porción limitada de la misma. Esa porción de materia

se denomina sistema material. Las propiedades que caracterizan a los sistemas materiales son

extensión e inercia.

Los sistemas materiales poseen una determinada cantidad de materia denominada masa. Una

manera de medir la cantidad de masa de un sistema material es midiendo su peso.

El peso es la fuerza con la que un cuerpo es atraído por el centro de gravedad de la tierra.

De esto deducimos que:

Masa es una magnitud constante mientras que el peso es una magnitud variable.

Clasificación de los sistemas materiales:

o De acuerdo al intercambio de materia y energía con el medio que los rodea.

Abierto: permite el intercambio de materia y energía con el medio circundante.

Cerrado: sólo permite el intercambio de energía con el medio.

Aislado: no hay intercambio de energía ni de materia con el medio. o De acuerdo a

las propiedades intensivas.

Homogéneos: son todos aquellos que poseen las mismas propiedades intensivas en

toda su masa. Ejemplo: azúcar común, sal de mesa disuelto en agua, bicarbonato de

sodio.

Heterogéneos: aquellos que presentan variaciones de por lo menos una propiedad

intensiva en algún punto de su masa. Ejemplo: la sangre; aceite y agua; benceno y

agua. Las porciones homogéneas que constituyen un sistema heterogéneo se

denomina fase. Los sistemas heterogéneos presentan dos o más fases mientras que

los homogéneos son monofásicos.

Sustancias simples: son aquellas formadas por una sola clase de átomos.

Sustancias compuestas: son aquellas en cuya composición encontramos varios tipos de sustancias

en proporciones constantes.

Energía: es una propiedad que almacenan los cuerpos y que se puede aprovechar para producir

trabajo. Todos los cuerpos tienen distintos tipos de energía que puede pasar de un cuerpo a otro sin

que nunca desaparezca.

Clases de energía: a pesar de que todos los cuerpos tienen energía, no toda es igual. Existen distintos

tipos.

o Energía potencial.

o Energía cinética.

o Energía radiante.

o Energía térmica: asociada al movimiento aleatorio de átomos y moléculas.

o Energía química: se almacena dentro de las unidades estructurales de las sustancias.

Todas las formas de energía se pueden interconvertir: cuando desaparece una, debe aparecer otra.

Éste principio enuncia la ley de conservación de la energía, “la energía total del universo,

permanece constante”.

Leyes gravimétricas o ponderales:

o Ley de conservación de la masa o de Lavoisier: “la masa de un sistema permanece invariable

cualquiera que sea la transformación que ocurra en él, es decir, la masa de los cuerpos

reaccionantes es igual a la de los productos”.

o Ley de proporciones

indefinidas o de

Proust: “cuando dos o

más elementos se

combinan para

formar un compuesto

lo hacen en una

relación en peso

constante independientemente del proceso seguido para formarlo”. Encarado desde otro

punto de vista sería: “para cualquier muestra pura de determinado compuesto los elementos

que lo forman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal

constante”.

o Ley de proporciones recíprocas o de Ritcher: “los pesos de diferentes elementos que se

combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos

elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos y submúltiplos de estos pesos”. En

criollo: si para formar 18 gramos de agua

necesito 2 gramos de hidrogeno y 16

gramos de oxígeno entonce s tengo una

relación de 1:8 (1 gramo de H y 8 gramos

de O). Y si a su vez tengo 71 gramos de

cloro y 16 gramos de oxígeno para

formar 87 gramos de una sustancia

tengo una relación de 8:35,5. Luego, si

quiero formar 71 gramos de una

sustancia con 2 gramos de H y 71 gramos de Cl tengo una relación de 1:35,5. Nótese que en

cada relación el número correspondiente a cada elemento en las relaciones no varía.

o Ley de proporciones múltiples o de Dalton: “las cantidades de un mismo elemento que se

unen con una cantidad fija de otro para formar en cada caso un compuesto distinto están

en la relación de números enteros sencillos”.

Estados de oxidación: el estado de oxidación de un elemento se considera a la carga aparente con

la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. El átomo tiende a cumplir la regla del

octeto para obtener así una configuración eléctrica similar a la de los gases nobles, los cuales son

eléctricamente estables. Esta regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel

de energía externo. EJEMPLO: cuando un átomo -A- necesita, por ejemplo, 3 electrones para

obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de 3−. Por otro

lado, cuando un átomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A

cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo

podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto

depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas

compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).

Fórmula química: se usa para expresar la composición de las sustancias. Hay dos tipos, fórmulas

moleculares y fórmulas empíricas.

• Fórmula molecular: se usa para expresar la unión de sustancias covalentes, es decir, aquellas

sustancias en que todos los átomos se encuentran unidos mediante sustancias covalentes

(sustancias simples y compuestos covalentes) y siempre expresa el número real de átomos

que forman la molécula.

• Fórmula empírica: es una expresión que representa la porción más simple en la que están

presentes los átomos que forman un compuesto. Por ende, es la representación más sencilla

de un compuesto por eso, a veces,

también se la llama fórmula mínima.

Reacción química: es el proceso en que,

mediante una redistribución de átomos de una o

más sustancias en un sistema material, llamadas

reactivos o reactantes, se producen una o más

sustancias con propiedades físicas y químicas

diferentes llamadas productos.

Ecuación química: es la representación de una

reacción química en la que se indican la clase y cantidad de cada una de las sustancias que

participan en ella y el sentido de la reacción. De ser necesario también se coloca el estado de

agregación de cada una de las sustancias participantes.

Nomenclatura química inorgánica:

• Nomenclatura sistemática: se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos

que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La

forma de nombrar los elementos es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico.

• Nomenclatura stock: se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final con números

romanos la valencia atómica con la que actúa el elemento con nombre específico. Se

nombra: nombre genérico + nombre específico + N° de valencia.

• Nomenclatura tradicional: en este sistema se indica la valencia del elemento específico

usando prefijos y sufijos.

Las reglas generales son:

o Si el elemento posee una sola valencia se utilizará el sufijo –ico o simple mente el

nombre del elemento.

o Si el elemento posee dos valencias se utilizarán los sufijos –oso e –ico para la menos

y mayor valencia respectivamente.

o Si tiene tres se nombra al elemento como hipo-nombre del elemento-oso, nombre

del elemento-oso y nombre del elemento-ico para la menor valencia, la

intermedia y la mayor respectivamente.

o Si el elemento cuenta con cuatro o más valencias se nombrará al elemento

como:

Hipo-nombre-oso para la valencia 1 y 2.

Nombre-oso para la valencia 3 y 4.

Nombre-ico para la valencia 5 y 6.

Per-nombre-ico para la valencia 7.

Clasificación de compuestos:

• Anhídridos: son compuestos binarios con bajo punto de fusión que se forman como

consecuencia de la reacción de un no metal con oxígeno. También se denominan

anhídridos. Ejemplo:

Carbono + Oxígeno Dióxido de carbono

• Óxidos básicos: son compuestos binarios con alto punto de fusión que se forman como

consecuencia de la reacción de un mental con oxígeno. Ejemplo:

Hierro + Oxígeno Óxido férrico

• Hidruros metálicos: son compuestos binarios formados cuando reaccionan un metal y el

hidrogeno. El hidrogeno toma el electrón que cede el metal. Ejemplo:

Hierro + Hidrogeno Hidruro férrico

• Hidruros no metálicos: compuestos binarios que resultan de la reacción de un no metal y el

hidrogeno. El no metal siempre actúa con su menor valencia por lo cual cada hidruro es

único. Por lo general se encuentran en estado gaseoso a temperatura ambiente y muchos

de ellos registran propiedades ácidas. Se forma escribiendo el símbolo químico del hidrógeno

seguido del símbolo del no metal y se intercambian valencias. Se nombran añadiendo la

terminación –uro a la raíz del nombre del elemento y colocando después “... hidrógeno”.

Ejemplo: Yodo + Hidrógeno Yoduro de hidrógeno

• Hidrácidos: son hidruros no metálicos que cuando se disuelven en agua adquieren

propiedades ácidas.

• Oxácidos (o ácido): son compuestos ternarios que se obtienen por reacción de un óxido

ácido con agua. Fórmula general:

HxNOy donde N es un no metal.

La cantidad de H y O depende del estado de oxidación del no metal por cuanto la suma

debe ser 0. Ejemplo: Dióxido sulfúrico + Agua Ácido sulfúrico

• Bases o hidróxidos: son compuestos ternarios que se obtienen por reacción de un óxido

básico con agua. Fórmula general:

M(OH)x donde M es un metal y x es la valencia de éste.

Por ejemplo:

• Sales neutras: si reaccionamos una base y un ácido obtenemos como productos una sal

neutra más agua. Por ejemplo:

Teoría atómica de Dalton: en el siglo v a.C., el filósofo griego Demócrito planteó la idea de que toda

la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos. En 1808,

el inglés, Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada

la materia y que llamamos átomos. Las leyes ponderales de las combinaciones químicas

encontraron una explicación satisfactoria en la teoría formulada por Dalton. El químico reinterpretó

las leyes ponderales basándose en el concepto del átomo y establece las siguientes hipótesis

partiendo del supuesto de que la materia es discontinua.

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.

2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y

propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los

demás elementos.

3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier

compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presente es

siempre un número entero o una fracción sencilla.

4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los

átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

Ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac: “en cualquier reacción química los

volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas

condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos”. Esta

relación coincide con el número de moléculas que intervienen, a su vez éstas son iguales al

coeficiente de cada elemento. Ejemplo: 2H2 + O 2H2O. Dos moléculas de hidrogeno reaccionan

con una de oxígeno para formar dos moléculas de agua, es decir que dos volúmenes de hidrogeno

más uno de oxígeno da lugar a dos volúmenes de agua.

Hipótesis de Avogadro y el volumen molar: se ha encontrado experimentalmente que en las

reacciones entre gases a la misma temperatura y presión, los volúmenes de los diferentes gases

reaccionantes están siempre en una relación de números enteros sencillos. Esta generalización se

conoce como Ley de Gay-Lussac, de los volúmenes de combinación. Avogadro propuso una

explicación para esta, que se conoce como Principio de Avogadro, el cual establece que

volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones de temperatura y presión tienen el

mismo número de moléculas. De este modo, la relación que existe entre los volúmenes de los gases

debe ser la misma que hay entre las moléculas. Así un litro de oxígeno contiene el mismo número de

moléculas que un litro de nitrógeno o de cualquier otro gas.

Por medio de la experimentación se ha encontrado que a condiciones normales (0 °C y 1 atm), un

mol de cualquier gas ocupa aproximadamente 22,4 litros. Este valor, 22,4 litros, por mol, se denomina

volumen molar de un gas ideal a condiciones normales. Obsérvese que este valor se cumple

únicamente para un gas medido en condiciones normales. Un mol de cualquier gas contiene un

número de Avogadro de moléculas. A condiciones normales el volumen ocupado por estas

moléculas es igual a 22, 4 litros, sin importar su tipo, siempre que su comportamiento sea ideal.

Estructura de la materia: la materia está formada por partículas microscópicas como los átomos,

moléculas e inoes; y subatómicas como el electrón, protón y neutrón.

o Átomo: es la menor porción de materia eléctricamente neutra que puede reaccionar

químicamente y que es la unidad básica de los elementos químicos.

o Protón: es una partícula subatómica que tiene una unidad de masa atómica y una unidad

de carga eléctrica positiva. Se simboliza con +1p1.

o Electrón: es una partícula subatómica que tiene una masa aproximadamente 1840 veces

menor a la del protón, por eso su aporte a la masa del átomo es despreciable, y posee una

unidad de carga eléctrica negativa. Se denota con -1e1.

o Neutrón: partícula subatómica que tiene una UMA y una unidad de carga neutra. Se

simboliza con 0n1.

Elemento químico: se define así al material formado por átomos o iones que tienen el mismo número

atómico, es decir, la misma cantidad de protones en su núcleo. Cada elemento tiene un número

atómico Z único que permite identificarlo inequívocamente. Los isótopos son elementos de un mismo

elemento que tienen el mismo número de protones pero distinta cantidad de neutrones. Cada

isótopo se caracteriza por el símbolo del elemento químico al que pertenece al que se le agrega un

superíndice numérico (A) que indica su número másico (suma de protones y neutrones) y un

subíndice numérico que indica su número atómico (Z).

Molécula: se define molécula como la menor porción de una sustancia química que mantiene todas

las propiedades de la misma y que es eléctricamente neutra. Cada clase de molécula se identifica

por el nombre que se le da a la sustancia y por su fórmula química.

Ion: es una especie cargada eléctricamente que proviene de un átomo, conjunto de átomos o

molécula, que ha perdido electrones. La carga eléctrica puede ser positiva, por perdida de

electrones, o negativa, por ganancia de electrones. Si es positiva se trata de cationes, de lo contrario

son aniones.

Mol: una cantidad de muestra macroscópica equivalente ampliamente usada por los químicos es

el mol al cual se lo define como la cantidad de materia o masa, expresada en gramos, que contiene

el número de Avogadro en partículas.

Número de Avogadro: equivale a partículas y surge de determinar experimentalmente

el número de átomos contenidos en 12g del isótopo de . Dentro de estas partículas, además de

moléculas, átomos e iones, también se encuentran las partículas subatómicas. Por este motivo es

ambiguo decir un mol sin especificar si se trata de un mol de moléculas, mol de átomos, etcétera.

Masa molar: es el peso atómico relativo al que se le asigna la unidad gramo. Esta masa corresponde

a un mol de átomos por lo que debe ser expresada en g/mol.

Atomicidad: es el número de átomos que tiene una molécula, es decir, la forma en la que existe

cada elemento en la naturaleza.

Masa atómica relativa o peso relativo: expresa cuántas veces mayor es la masa real del átomo

respecto a la UMA, unidad tomada como referencia. La masa atómica relativa de un elemento es

el promedio de las masas relativas de los isótopos naturales que forman un elemento teniendo en

cuenta su abundancia relativa.

Unidad de masa atómica: UMA es la sigla de la unidad de masa atómica y se define como la

doceava parte de la masa real del isótopo . Se toma éste por ser un isótopo natural estable y

abundante en la naturaleza.

Masa molecular real o peso molecular real: es la masa de una molécula expresada en gramos. La

masa molecular real es la suma de las masas reales de los átomos que forman la molécula.

Masa molecular relativa o peso molecular relativo: es un número adimensional que expresa cuántas

veces mayor es la masa de la molécula respete de la UMA y es igual a la suma de todas las masas

atómicas relativas de los elementos que la componen.

Mol de átomo: un mol de átomos de determinado elemento es la masa, en gramos, es

átomos de un elemento. Está masa corresponde al peso atómico gramo de dicho elemento.

Peso atómico gramo: es la masa de un mol de átomos de un elemento y contiene el número de

Avogadro de átomos de ese elemento.

Mol de moléculas: es la masa de una sustancia, expresada en gramos, de moléculas

de esa sustancia. Corresponde al peso molecular gramo de esas sustancia.

Peso molecular gramo: es la masa de un mol de moléculas de un elemento y contiene el número de

Avogadro de moléculas de una sustancia.

Estequiometria: es el cálculo entre las relaciones cuantitativas entre los reactantes y los productos en

una reacción química. Relaciones:

• Masa-masa

• Masa-volumen

• Volumen-volumen

Reactivo limitante: es el reactivo que limita la reacción (que se usa completamente) de acuerdo a

la ley de proporciones indefinidas o de Proust.

Rendimiento de una reacción: el rendimiento teórico es cuánto se espera que se forme, y el

rendimiento real es cuántos gramos se formaron realmente. Con una regla de tres podemos calcular

cuál es el porcentaje de rendimiento de una reacción.

UNIDAD II: ESTRUCTURA ATÓMICA

Tubos de rayos catódicos: los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos

magnéticos y eléctricos dieron pie al descubrimiento del electrón e hizo posible medir la relación

entre su carga y masa. Una vez considerado el electrón como una parte fundamental de la

materia existente en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo

estaban incorporadas estas partículas en el átomo. Más tarde Millikan llevo a cabo una serie de

experimentos para medir la carga del electrón. Su trabajo demostró que la carga de cada

electrón era exactamente la misma. Aplicando sus conocimientos sobre la electrostática,

encontró que la carga de un electrón es de −1,6022𝑥10−19𝐶. A partir de estos datos calculo la

masa de un electrón.

Modelos atómicos de Thomson: en 1903 J.J. Thomson propuso un modelo subatómico del átomo.

Pensó que a la carga positiva era necesario contrarrestarla con una carga negativa. En su

modelo los electrones estaban en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en

una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban contenidos los electrones en número

suficiente para contrarrestar la carga positiva. Thomson visualizó a los electrones en el modelo en

esferas homogéneas igual que las pasas de un budín.

Experiencia y modelo atómico de Rutherford: para Rutherford el átomo era un sistema planetario

de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga

positiva. El átomo posee un núcleo central pequeño que contiene casi toda

la masa del átomo. Los átomos giran a su alrededor en orbitas circulares.

La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser

igual a la suma de las positivas del núcleo ya que el átomo es una

partícula eléctricamente neutra. Además de esto Rutherford calculó el

tamaño del átomo y de su núcleo y descubrió que el núcleo tenía un

tamaño de aproximadamente diez mil veces menor que el átomo lo que

suponía una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de

la materia.

Sustancias radioactivas: algunas sustancias químicas están formadas por elementos cuyos

núcleos atómicos son inestables, como consecuencia de esa inestabilidad los átomos de esas

sustancias emiten partículas de forma intermitente y de manera aleatoria.

Tipos de radiación: en su estudio sobre la radioactividad, Rutherford descubrió dos tipos de

radiación a los que denominó “rayo alfa” y “rayo beta”. A su vez también descubrió un tercer

tipo que no era afectado por los campos magnéticos al cual llamó “rayo gamma”.

Radiación electromagnética: es una combinación de campos eléctricos y magnéticos oscilantes

que se propagan por el espacio transportando energía de un lugar a otro.

Espectros atómicos:

• Espectro de absorción: indica la fracción de radiación electromagnética incidente que

un material absorbe dentro de un rango de frecuencias.

• Espectro de emisión: es un conjunto de ondas electromagnéticas emitidas por un

elemento en estado gaseoso cuando se le comunica energía. El espectro de emisión de

cada elemento es único y puede ser usado para determinar si ese elemento es parte de

un compuesto desconocido.

Teoría cuántica: cuando los sólidos se someten a calentamiento emiten radiación

electromagnética que abarca una amplia gama de longitudes de onda.

Las mediciones hechas en la última parte del siglo XIX mostraron que la cantidad de energía

radiante que emitía un objeto a cierta temperatura dependía de su longitud de onda. Sin

embargo, la explicación de esta dependencia con la teoría ondulatoria establecida y con las

leyes de la termodinámica no era del todo satisfactoria.

Planck resolvió el problema con una suposición que se apartaba en forma radical de los

conceptos establecidos en la época. La física clásica asumía que los átomos y las moléculas

emitían o absorbían cualquier cantidad arbitraria de energía radiante. En cambio, Planck

proponía que los átomos y las moléculas emitían o absorbía energía sólo en cantidades discretas,

como si fuesen pequeños paquetes o cúmulos. A la mínima cantidad de energía que se podía

emitir o absorber en forma de radiación electromagnética, Planck la llamó cuanto. La energía 𝐸

de sólo un cuanto de energía está dada por

𝐸 = ℎ𝑣

donde ℎ es la constante de Planck y 𝑣 es la frecuencia de radiación. El valor de la constante de

Planck es 6,63 × 10−34𝐽 ∙ 𝑠. Debido a que 𝑣 = 𝑐 𝜆⁄ , la ecuación anterior también se puede expresar

como

𝐸 = ℎ𝑐

𝜆

De acuerdo con la teoría cuántica, la energía siempre se emite en múltiplos de ℎ𝑣. Cuando

Planck presentó su teoría, no podía explicar por qué las energías debían estar cuantizadas. Sin

embargo, con esta hipótesis no tuvo problemas para correlacionar los datos experimentales de

las emisiones de los sólidos en toda la gama de longitudes de onda; todas se explicaban con la

teoría cuántica.

Efecto fotoeléctrico: Einstein utilizó la teoría cuántica para resolver otro misterio en la física: el

efecto fotoeléctrico, un fenómeno en el que los electrones son expulsados desde la superficie de

ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima, y que

se conoce como frecuencia umbral. El número de electrones liberados, no su energía, era

proporcional a la brillantez de la luz. No importaba qué tan intensa fuera la luz, los electrones no

se liberaban cuando la frecuencia no llegaba al umbral.

La teoría de la onda de luz no podía explicar el efecto fotoeléctrico, pero Einstein partió de la

hipótesis de que un rayo de luz es un torrente de partículas. Tomando como punto de partida la

teoría cuántica, Einstein dedujo que cada una de estas partículas de luz, que luego se conocerían como fotones, debe poseer una energía 𝐸, de acuerdo con la ecuación

𝐸 = ℎ𝑣

donde 𝑣 es la frecuencia de la luz.

El átomo de hidrogeno de Bohr: en 1913 dio a conocer una explicación teórica del espectro de

emisión del átomo de hidrogeno. Cuando Bohr abordó por primera vez este problema, los físicos

ya sabían que los átomos estaban formados por electrones y protones. Consideraban al átomo

como una unidad donde los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares a gran

velocidad. Este modelo resultaba atractivo porque semejaba al movimiento de los planetas

alrededor del Sol. Se suponía que en el átomo de hidrogeno, la atracción electrostática entre el

protón positivo “solar” y electrón negativo “planetario” empujaba al electrón hacia el interior, y

que esta fuerza contrarrestaba por la aceleración externa debida al movimiento circular del

electrón. A pesar de esto, de acuerdo con las leyes de la física clásica, un electrón que se mueve

en la órbita del átomo de hidrogeno experimentaría una aceleración hacia el núcleo al emitir

energía en forma de ondas electromagnéticas. Por lo tanto, tal electrón rápidamente se movería

en espiral hacia el núcleo y se destruiría junto al protón. Para explicar por qué esto no sucede,

Bohr postuló que el electrón sólo puede ocupar ciertas órbitas de energías específicas. En otras

palabras, las energías del electrón están cuantizadas. Un electrón en cualquiera de las órbitas

permitidas no se moverá en espiral hacia el núcleo y, por lo tanto, no radiará energía. Bohr

atribuyó la emisión de radiación de un átomo de hidrogeno energizado, a la caída del electrón

de una órbita de energía superior a una inferior y a la emisión de un cuanto de energía en forma

de luz.

En su hipótesis sobre la estructura atómica estableció los siguientes postulados:

1. El electrón no puede girar en cualquier orbita sino en un cierto número de orbitas estables.

En el modelo de Rutherford se aceptaba que girase en un número infinito de orbitas.

2. Cuando el electrón gira en estas orbitas estables no emite energía.

3. Cuando un átomo estable sufre una interacción uno de sus electrones puede pasar a

otra orbita estable o ser arrancado del átomo.

Somerfield corrigió el modelo de Bohr, admitiendo la existencia de orbitas circulares. Incluso con

dichas correcciones el modelo no explicaba todas las observaciones experimentales. El cambio

llegó de la mano de la mecánica cuántica.

Onda: perturbación vibracional por medio de la cual se transmite energía. Las ondas se

transmiten a través de un medio, desde un punto de origen a puntos más distantes. Un aspecto

importante de las ondas es la velocidad de propagación. Ésta depende del tipo de onda y del

medio en el cual se propaga.

Características de la onda:

• Longitud: distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas.

• Frecuencia: cantidad de ondas que pasan por un determinado punto en un segundo.

• Amplitud: es la distancia de la línea media de la onda hasta la cresta o valle.

Dualidad onda-partícula: en 1837 Maxwell propuso que la luz visible estaba compuesta por ondas

electromagnéticas. Estas ondas tienen la misma longitud y frecuencia, por ende la misma

velocidad. Pero viajan en espacios perpendiculares. La velocidad de las ondas

electromagnéticas en el vacío es de 3,00 × 108 𝑚

𝑠.

Las ondas de luz visibles se producen por el movimiento de electrones dentro del átomo o las

moléculas. Las ondas más cortas se producen por cambios en el núcleo del átomo.

Mecánica Ondulatoria: la teoría del átomo de hidrógeno de Bohr arrojaba el siguiente

interrogante.

¿Por qué el electrón debía estar restringido a girar ciertas distancias fijas? Para explicar el fenómeno fotoeléctrico, Einstein sugirió que la luz es un flujo de partículas aunque

como sabemos al descomponer la luz usando un prisma ésta presenta propiedades ondulatorias

de donde se deduce que la luz tiene una naturaleza dual.

En 1924, y para explicar el interrogante De Broglie propuso que quizás las partículas, además de

los electrones, podían tener propiedades ondulatorias. De Broglie dedujo que las propiedades

de las ondas y partículas se relacionan mediante la siguiente ecuación:

h= constante de Planck

m= masa 𝜆 =ℎ

𝑚𝜈

𝜈= frecuencia de onda

𝜆= longitud de onda

De Broglie también argumentó que los electrones se comportan como una onda estacionaria en

el átomo de hidrógeno. Por lo tanto la longitud de la onda debe caber exactamente en la

circunferencia de la onda.

Principio de incertidumbre de Heisenber: la teoría de Bohr no pudo explicar los espectros de

emisión de más de un átomo (He, Li). El principio establece que es imposible determinar

simultáneamente y con precisión arbitraria, el momento y la posición de una partícula con

certidumbre. Aunque la mecánica cuántica dice que no podemos precisar la posición de un

electrón en un átomo si define la región en la que puede encontrarse en un momento dado

mediante el concepto de densidad electrónica.

Números cuánticos: para describir la distribución de los electrones en el hidrogeno y otros átomos,

la mecánica cuántica precisa de tres números cuánticos. Estos números se derivan de la solución

matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrogeno y son: el número

cuántico principal, el número cuántico del momento angular y el número cuántico magnético.

Estos números se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que

están dentro. El número cuántico del espín es un cuarto número cuántico que describe el

comportamiento de determinado electrón y completa la descripción de los electrones en los

átomos.

• Número cuántico principal (𝑛): puede adoptar valores enteros. En el átomo de hidrogeno,

el valor de 𝑛 define la energía de un orbital. Sin embargo, esto no se aplica para átomos

polielectrónicos. El número cuántico principal también se relaciona con la longitud

promedio del electrón al núcleo en determinado orbital. Cuanto más grande es el valor

de 𝑛 , mayor es la longitud entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y, en

consecuencia, el orbital más grande.

• Número cuántico del momento angular (𝑙): indica la forma de los orbitales. Los valores de

𝑙 dependen del número cuántico principal. Para un valor dado de 𝑛, 𝑙 tiene todos los

valores enteros posibles de 0 a 𝑛 − 1. El valor de l se designa con letras de la siguiente

forma:

𝑙 0 1 2 3 4 5

Nombre del orbital s p d f g h

El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de 𝑛 se conoce comúnmente como

nivel o capa. Los orbitales que tienen los mismos valores de 𝑛 y 𝑙 se conocen como

subnivel o subcapa.

• Número cuántico magnético (𝑚𝑙 ): describe la orientación del orbital en el espacio.

Dentro de un subnivel, el valor de 𝑚𝑙 depende del número cuántico del momento

angular 𝑙.

• Número cuántico del espín electrónico (𝑚𝑠): que tiene de valores ½ o –½.

Estructura electrónica del átomo de hidrógeno, representación de los cuatro números cuánticos:

el electrón de un átomo de hidrógeno en estado fundamental se encuentra en el nivel de

energía más bajo. Eso corresponde al número cuántico principal n=1, y puesto que la primera

capa principal sólo contiene un orbital s, el número cuántico del momento angular es l=0. El único

valor para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de espín es

posible para el electrón.

Reglas para la distribución de los electrones en los orbitales:

1. Los electrones ocupan energía de forma que se minimice la energía del átomo: el orden

exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente mediante estudios

espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las

configuraciones electrónicas a los elementos. Excepto para unas pocas excepciones el

orden de llenado es:

1s ,2s ,2p ,3s ,3p ,4s ,3d ,4p ,5s,4d ,5p ,6s ,4f ,5d ,6p ,7s ,5f ,6 d

2. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Los tres primeros números cuánticos 𝑛, 𝑙 y 𝑚𝑙, determinan un

orbital específico. Dos electrones pueden tener esos números cuánticos iguales pero si es

así deben tener un ms distinto. Otra forma de establecer este resultado es que solamente

dos electrones pueden ocupar un orbital y deben tener el número de espín opuesto.

3. Regla de Hünd: cuando hay orbitales degenerados1 los electrones ocupan generalmente

estos orbitales de forma desapareada. Como consecuencia de esta regla, un átomo

tiende a tener tantos electrones desapareados2 como sea posible. Es decir que los

electrones intentan separarse de los que tienen su misma carga. Esto se consigue

situándose en orbitales vacíos de energía similar en lugar de emparejarse con otros

electrones que están en orbitales semi-llenos.

1 Orbitales degenerados: orbitales con energía idéntica.

2 Electrón desapareado: es aquel que no tiene su espín compensado por el espín de otro

electrón, de signo opuesto claro está.

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y UNIONES QUÍMICAS

Tabla periódica: Newlands ordenó los elementos de acuerdo a su masa atómica en orden creciente

y constató que el octavo a partir de cualquiera de ellos repetía sus propiedades. Pero la ley de las

octavas de Newlands no es aplicable a los elementos que siguen porque, por ejemplo el bromo,

que es un elemento de propiedades similares al cloro, no se encontraba en el lugar esperado.

Más tarde, Mendeleiev publicó una tabla similar con la diferencia de que los grupos estaban

dispuestos horizontalmente y que los elementos no estaban ordenados en forma creciente de

masas. Mendeleiev dejó espacios en su tabla y predijo que esos diez elementos serían descubiertos

más adelante y predijo sus propiedades físicas y químicas con bastante acierto. Actualmente los

elementos están ordenados por orden creciente de sus números atómicos.

Grupos de elementos: columnas verticales de la tabla. Todos los elementos que pertenecen a un

grupo tienen la misma valencia atómica entendida como el mismo número de electrones en su

última capa. Por ello tienen propiedades similares entre sí. Los elementos del grupo de más a la

derecha son llamados gases nobles y tienen su último nivel de energía lleno (regla del octeto) y por

esto son altamente no reactivos.

Períodos de elementos: filas de la tabla. Contrariamente de lo que ocurre con los grupos, los

elementos de un mismo período tienen propiedades distintas pero masas similares. Todos los

elementos de un período tienen misma cantidad de orbitales. Siguiendo esa norma cada elemento

se coloca según su configuración electrónica.

Gases nobles: son elementos químicos con propiedades muy similares. Bajo condiciones normales

son gases monoatómicos, incoloros, inoloros y presentan reactividad química muy baja. Son inertes,

es decir, es muy difícil que reaccionen con otro elemento.

Elementos representativos: son los elementos químicos ubicados los grupos más largos de la tabla.

Elementos de transición: son aquellos elementos ubicados en la parte central de la tabla, en el

bloque d. Su principal característica es la inclusión en su configuración del orbital d, parcialmente

lleno de electrones.

Elementos de transición interna: son aquellos ubicados en el bloque f por tener sus electrones de

valencia en el orbital f. Propiedades periódicas: son aquellas propiedades que poseen los elementos

y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica.

• Radio atómico: el tamaño de un átomo depende del entorno inmediato en el que se

encuentre y de su interacción con los átomos vecinos. En general, los radios atómicos

aumentan hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un período.

• Radio iónico: los radios iónicos aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo

de un período. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones

mayores.

• Potencial de ionización: energía necesaria para arrancar un electrón.

• Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.

• Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.

Concepto de unión o enlace químico: es el proceso químico responsable entre las interacciones

atractivas entre átomos y moléculas y que confiere estabilidad a los compuestos diatómicos y

poliatómicos.

Número de oxidación: es un número entero que representa la cantidad de electrones que un

elemento pone en juego durante una reacción.

Regla del octeto: enunciada por Lewis, esta regla dice que los átomos tienen tendencia a tener

ocho electrones en su último nivel de energía adquiriendo así una configuración más estable similar

a la de los gases nobles.

Unión iónica: unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones

de distinto signo, es decir uno fuertemente electropositivo (bajo potencial de ionización) y otro

fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Esto se da cuando en el enlace, uno de los

átomos capta electrones del otro. Gracias a esto se forma un compuesto simple. Unión entre un

metal y un no metal.

Unión covalente: se produce cuando, dos átomos para alcanzar el octeto estable comparten

electrones en su último nivel puesto que la diferencia de electronegatividades no es suficientes.

Unión entre no metales.

Unión metálica: enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Los átomos

se agrupan de manera muy cercana entre sí lo que produce estructuras muy compactas. Unión

entre metales.

Unión de coordinación: es una unión covalente donde cada par de electrones compartidos por dos

átomos es aportado por uno de ellos. El átomo que aporta los electrones se denomina dador y el

que recibe receptor.

Fuerza intermolecular: conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las

moléculas como consecuencia de la polaridad que poseen las moléculas. Son consideradas más

débiles que las covalentes, iónicas y metálicas. Las fuerzas intermoleculares principales son:

Fuerzas de Van der Waals:

o Interacciones dipolo-dipolo: consiste en una atracción electrostática entre el

extremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra. El enlace de

hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo.

Unión puente hidrógeno: es la fuerza atractiva entre un átomo

electronegativo y un hidrógeno unido covalentemente a otro átomo

electronegativo. Teoría de bandas: la teoría se basa en el hecho de que en una molécula los orbitales de un átomo

se solapan produciendo un número discreto de orbitales moleculares.

Geometría molecular y forma de las moléculas: se refiere a la composición tridimensional que

constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de la materia.

UNIDAD IV: ESTADO GASEOSO

Estado gaseoso: se le considera como el estado disperso de la materia porque las moléculas del gas

están separadas unas de otras por distancias mucho mayores. El volumen del gas va a depender de

la presión, la temperatura, el número de moles y del recipiente dónde se encuentre.

Propiedades de la materia en estado gaseoso:

• No tienen forma definida: toman la del recipiente que los contiene.

• No tienen volumen definido: ocupan todo el espacio disponible.

• Son compresibles.

• Son expandibles.

• Son elásticos: cuando cesa la causa que los expande o comprime recuperan sus dimensiones

originales.

• Densidad baja: un gas ocupa mayor volumen por lo que su densidad será bajá.

• Se difunden: atraviesan materiales porosos y se mezclan con otros.

• Son incoloros: la mayoría lo son, otros como el flúor, cloro, dióxido de nitrógeno tienen color.

Factores que afectan el comportamiento de los gases:

• Presión: es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma

uniforme sobre todas las partes del recipiente. Algunas unidades utilizadas son:

La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmosfera sobre los cuerpos que están en

la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un

cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión ejercida sobre éste será

menor.

• Temperatura: mide la intensidad del calor, siendo este una forma de energía que podemos

medir en unidades de calorías. Si un cuerpo caliente está en contacto con uno frío, el calor

fluye del caliente al frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética

media de las moléculas del gas: a mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.

La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.

.

• Cantidad: se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con

el sistema de unidades SI, la cantidad se expresa, también, mediante el número de moles de

sustancia, ésta puede calculares dividiendo la masa del gas por su masa molecular.

• Volumen: espacio ocupado por un cuerpo. Unidades de volumen:

(metros cúbicos = mil litros)

(un litro = mil centímetros cúbicos)

(un centímetro cúbico = un mililitro)

• Densidad: es la relación entre la masa molecular en gramos de un gas y su volumen molar

en litros. Se expresa en

.

Ley de Boyle-Mariotte: formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases

que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura

constante. La ley dice que: “la presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional

al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante”

(proceso isotérmico1).

Cuando la presión aumenta, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye, el volumen

aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante para poder hacer uso de la

ley. Manteniendo constante la cantidad de gas y temperatura, se cumple la siguiente relación:

Dónde es la presión inicial, es el volumen inicial, es la presión final y es el volumen final.

Para comprobar su teoría, Boyle introdujo un gas en un cilindro con un émbolo y comprobó las

distintas presiones al bajar éste último. Estos son algunos de los resultados que obtuvo:

Presión (atm) Volumen (L) P.V

0,5 60 30

1,0 30 30

1,5 20 30

2,0 15 30

2,5 12 30

3,0 10 30

En la tabla se puede apreciar que al disminuir el volumen, la presión aumenta y que al multiplicar

estos dos valores se obtiene una constante.

Al aumentar el volumen, las partículas del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y

por lo tanto chocan menos veces contra ellas, o sea que la presión será menor ya que representa

la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando el volumen disminuye la distancia que

tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad

de tiempo.

Ley de Charles: “en todo proceso isobárico2, el volumen que ocupa una masa de gas aumenta

proporcional mente con el aumento de la temperatura absoluta”. Matemáticamente, podemos

expresar esta ley como

Si el cociente del volumen por la temperatura permanece constante, un aumento en V debería estar

acompañado de un aumento en T y viceversa. Entonces:

1 Proceso isotérmico: reacción química donde la temperatura se mantiene constante.

2 Proceso isobárico: reacción química donde la presión permanece constante.

Ley de Gay-Lussac: “en todo proceso isocórico1 la presión ejercida por la masa de un gas aumenta

de manera proporcional al aumento de la temperatura absoluta”. Un claro ejemplo de esta ley son

las advertencias por parte del fabricante de aerosoles de mantener los mismos del alcance del

fuego, esto es porque al aumentar la temperatura, a volumen constante, aumentará la presión

dentro del envase y éste explotará. Esto sucede porque al aumentar la temperatura, las partículas

del gas se mueven a mayor velocidad (energía cinética es proporcional a la temperatura)

aumentando el número de choques contra las paredes, aumentando la presión.

Gay-Lussac descubrió que en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la

temperatura tenía el mismo valor, una constante.

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión y a una temperatura al

comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor entonces la presión

cambiará hasta y se cumplirá que:

Temperatura absoluta: Gay-Lussac descubrió que una masa de gas a 0° reduce su volumen 1/273

por cada grado que se enfría. Si esto fuese una constante, el volumen del gas sería igual a [INSERTE

FÓRMULA], entonces ésta sería la mínima temperatura alcanzable. Kelvin, propuso una escala de

temperatura absoluta en unidades Kelvin (K), la cual parte de la temperatura mínima posible para

la materia o cero absoluto (0 K). La temperatura en escala Kelvin es igual a la temperatura en grados

Celsius más 273.

Ecuación de estado: describe el estado de agregación de la materia como una relación

matemática entre la temperatura, la presión, el volumen, la densidad, la energía interna y otras

funciones de estado asociadas con la materia. El uso más importante de esta ecuación es predecir

el estado de los gases, la más simple es la ecuación de estado del gas ideal, que refiere al

comportamiento de los gases a bajas presiones y temperaturas mayores a la crítica. No obstante,

esta ecuación pierde exactitud en altas presiones y bajas temperaturas, y no es capaz de predecir

la condensación de gas en líquido.

Ley combinada de los gases: en una experiencia ordinaria es poco común que se mantengan

constantes la presión y la temperatura. Por tanto, es importante tener una ley que nos indique cómo

cambia el volumen con P y T. Las leyes de Charles y Boyle pueden combinarse en una sola para

producir la ley combinada de gases:

Siguiendo el mismo procedimiento esta ley también puede enunciarse de la siguiente manera:

1 Proceso isocórico: reacción química donde el volumen permanece constante.

Ecuación general de los gases ideales: se demostró que la presión ejercida por un gas es

directamente proporcional a la temperatura absoluta del mismo e inversamente proporcional a su

volumen pero la presión también depende de otra variable, la cantidad presente del gas (n) siendo

n el número de moles del gas. Combinando estas proporcionalidades tenemos que:

Si introducimos la constante de proporcionalidad R, conocida como constante universal de los

gases, tenemos que:

Esta ecuación recibe el nombre ley de los gases ideales o ecuación de estado.

El valor de la constante universal de los gases, R, se puede encontrar partiendo del hecho

experimental de que 1 mol de un gas (n igual a 1) a condiciones normales ocupa 22,4 litros.

Resolviendo la ecuación anterior para R y sustituyendo por los valores conocidos, tenemos:

NOTA: cuando la constante vale 0,821 la presión debe estar en atmosferas, el volumen en litros y la

temperatura en grados Kelvin.

Otra forma de expresar la ley de los gases ideales es considerando que

Es decir:

Si a esto lo reemplazamos en la ley, obtenemos:

Densidad: al comienzo de este apunte la habíamos definido brevemente, pero ante la necesidad

de entender, un poco mejor, el comportamiento de los gases debemos profundizar más en este

concepto.

Habíamos dicho que la densidad está dada por la relación de su masa, usualmente en gramos, y su

volumen:

Pero el volumen de un gas depende de su temperatura y presión. Sabiendo esto y utilizando la

ecuación de los gases ideales deducimos otra expresión para el cálculo de la densidad:

Despejamos presión:

Al ser un cociente de factores podemos separar a nuestra conveniencia

Reemplazando de acuerdo a la definición de densidad tenemos que:

Pasamos el M multiplicando

Y si ahora despejamos la densidad, deducimos

que:

Con esta expresión, llegamos a la conclusión de que en condiciones normales la densidad de un

gas es directamente proporcional a su peso molecular M. Esta última fórmula nos permite obtener

pesos masas moleculares por comparación de las densidades de dos gases medidos a la misma

temperatura y presión. Si se refiere al gas 1 y al gas 2 tenemos que:

NOTA: P y T son iguales en ambos casos. Dividiendo

entre sí las dos ecuaciones:

Cancelándose P, T y R llegamos a:

NOTA: esta expresión nos va a ser útil en el siguiente tema, ley de Graham.

Sea , la densidad de un gas a T1 y P2, y la densidad de un gas a diferentes T2 y P2. Podemos

escribir dos ecuaciones:

M es igual en ambas expresiones puesto que se trata del mismo gas ideal, Dividiendo sobre sí mismo

se cancelarían M y R, y nos quedaría:

Esta ecuación nos da el cambio en la densidad de un gas con la temperatura y presión.

Ley de difusión de Graham: la efusión es el proceso por el cual las moléculas de un gas escapas a

través de un pequeño orificio. La difusión es el movimiento cinético de traslación de un grupo de

moléculas dentro de otro grupo. Aunque los mecanismos de los dos procesos difieren,

experimentalmente se ha comprobado que las velocidades de ambos procesos son inversamente

proporcionales a la raíz cuadrada de la densidad del gas. Así para dos gases A y B, enunciamos la

ley de Graham como:

En el apartado anterior concluimos que:

Entonces podemos escribir la ley de Graham de la siguiente manera:

El símbolo r representa la velocidad de difusión o efusión de las moléculas o moles por unidad de

tiempo; representa la densidad que también puede denotarse con la letra (rho).

Ley de las presiones parciales de Dalton: Dalton estableció que “en una mezcla de gases que no

reaccionan químicamente, la presión total es la suma de las presiones parciales que cada uno de

los gases ejercería si los otros no estuvieran presentes”. La presión parcial de cada componente es

independiente de las presiones parciales de los otros componentes. Esta ley se puede expresar de

la siguiente manera:

Donde es la presión ejercida por la mezcla y p es la presión parcial de los componentes 1, 2, 3,

etcétera.

La presión ejercida por un gas es proporcional al número de moléculas presentes del gas e

independiente de su naturaleza. Si por ejemplo, en una mezcla de gases la mitad de las moléculas

son del gas A y la otra mitad del gas B, entonces la mitad de la presión es ejercida por el gas A y la

otra mitad por el gas B. La presión parcial de cada componente es la mitad de la presión total. En

general la presión parcial de cualquier componente en una mezcla se encuentra multiplicando la

presión total por la fracción del número total de moles representado por ese componente.

Esta relación se expresa mediante la ecuación:

Donde el subíndice A se refiere al componente A y x es un número fraccionario llamado fracción

molar. La fracción molar se define como el número de moles de un compuesto dividido por el

número total de moles de todos los componentes.

Teoría cinética de gases ideales: Bernoulli postulo que un gas estaba compuesto por un gran número

de moléculas que se movían en distintas direcciones y que su impacto sobre la superficie que las

contenía determinaba su presión, que lo que conocemos como calor es la energía cinética de las

partículas en movimiento, y que ésta se incrementa cuando mayor es ese calor. Es decir que el

aumento de temperatura y presión sin modificación del volumen aumenta el movimiento de las

partículas de un gas. Estas ideas no fueron creídas hasta mucho tiempo después que otros científicos

basándose en esas ideas sentaron las bases de lo que hoy conocemos como la teoría cinética

molecular de los gases ideales. Los principios fundamentales de esta teoría son:

1. Un gas está compuesto por numerosas moléculas que se mueven al azar y en línea recta

chocando entre sí y con las paredes que lo contiene. Este continuo movimiento se llama

agitación térmica.

2. La presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente se debe al choque de las

moléculas entre sí y con las paredes.

3. El volumen ocupado por el gas es despreciable comparado con el del recipiente.

4. La fuerza de atracción entre las moléculas es ínfima.

5. Las colisiones de las moléculas son elásticas, es decir, la energía cinética total se mantiene.

6. La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura

absoluta del gas.

Teoría de Dalton: la teoría cinética molecular describe el comportamiento y las propiedades de los

gases de manera teórica.

Se basa en las siguientes generalizaciones:

1. Todos los gases tienen átomos o moléculas en continuo movimiento rápido, rectilíneo y

aleatorio.

2. Los átomos o moléculas de los gases están muy separados entre sí, y no ejercen fuerzas sobre

otros átomos o moléculas salvo en las colisiones.

Los gases que cumplen estas condiciones se denominan ideales aunque, en realidad, estos no

existen pero los gases reales presentan un comportamiento similar a los ideales en condiciones de

baja presión y alta temperatura.

Características de un gas ideal:

• El número de moléculas es pequeño comparado con el volumen total de un gas.

• No hay fuerza de atracción entre moléculas.

• Las colisiones son perfectamente elásticas.

Ecuación general de la teoría cinética:

Donde N es el número de partículas y la constante de Boltzmann.

Gases reales: si se quiere medir el comportamiento de un gas que escapa al comportamiento ideal,

hay que recurrir a las ecuaciones de los gases reales. Éstos, no se expanden infinitamente puesto

que si así fuese llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre

sus partículas, se establecen fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus

cargas electrostáticas, llamadas fuerzas de Van der Waals.

El comportamiento de un gas es más ideal cuando más sencilla sea su fórmula química y menor sea

su reactividad, es decir, su tendencia a formar enlaces:

• Los gases nobles.

• Los gases diatómicos.

• Los gases triatómicos.

• Dentro de los gases orgánicos, el más ideal será el metano y el menos el butano.

• Cuanto más grande es la partícula constituyente del gas, mayor es la probabilidad de

colisión entre ellas, lo que hace disminuir la idealidad.

• Se pierde la idealidad por altas presiones o bajas temperaturas.

Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante usando ecuaciones ideales, en otros casos

hará falta recurrir a ecuaciones reales.

La ecuación de Van der Waals es una ecuación de estado para gases y líquidos, la cual está basada

en una modificación de la ley de los gases ideales para que se aproxime más al comportamiento

de los gases reales al tener en cuenta su tamaño no nulo y la atracción entre sus partículas.

UNIDAD V: ESTADO LÍQUIDO Y SOLUCIONES

Estado líquido: es un estado de agregación de la materia formado por sustancias en un estado

intermedio entre sólido y gaseoso. Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de

los sólidos, ni tan separadas como las de los gases. Éstas ocupan posiciones al azar que varían con

el tiempo.

Propiedades de los líquidos:

• Difusión: al mezclar dos líquidos uno de ellos difunde sus moléculas a mayor velocidad que el

otro.

• Forma y volumen: su forma depende del recipiente que los contiene pero, a diferencia de

los gases a presión y temperatura constante, conservan su volumen.

• Son fluidos: su velocidad depende de la viscosidad.

• Densidad: en general tienen menor densidad que un sólido, salvo el agua que tiene mayor

densidad.

• Compresión: la presión no los comprime, no pueden soportar fuerzas ya que transmiten la

presión en todas direcciones, sólo se comprimen cuando se enfrían.

• Expansión: se produce cuando su temperatura aumenta.

• Capilaridad: puede ascender por un tubo delgado en contra de la gravedad.

• Tensión superficial: se comporta como si su superficie fuera una delgada película elástica.

Equilibrio líquido-vapor: FALTA

Presión de vapor y temperatura: FALTA

Viscosidad: es la resistencia de los líquidos a fluir. Eso significa que para mantener la velocidad en un

líquido es necesario aplicar una fuerza, y su esa fuerza cesa el movimiento del fluido se detiene.

• Características: o La viscosidad aumenta si así lo hace el número de moles y disminuye al

crecer la temperatura. o Está relacionada con la complejidad de las moléculas que forman

ese líquido. o Es una medida de la resistencia al desplazamiento de un fluido cuando existe

una diferencia de presión con la superficie del material a través del cual pretende fluir.

o La viscosidad de un líquido se determina por medio de un viscosímetro. El más utilizado

es el de Ostwald.

Tensión superficial: Es la fuerza que existe en la superficie libre de un líquido cuando una tensión

ejerce atracción sobre las moléculas de esa superficie.

• Una aguja de acero se sumerge en el agua. Pero si la colocamos cuidadosamente sobre la

superficie del agua, ésta puede flotar debido a la tensión superficial.

• La forma casi perfectamente esférica de una burbuja de jabón, se debe a la distribución de

la tensión sobre la delgada capa de jabón.

Soluciones: son una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina

soluto y está presente, por lo general, en pequeña cantidad en comparación con la sustancia

donde se encuentra disuelta, llamada solvente. Siempre se debe especificar la composición de una

solución, es decir, las cantidades de los diversos componentes. La concentración de una solución

expresa la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente.

• Características: o Composición química variable.

o Las propiedades químicas de los componentes no se alteran.

o Las propiedades físicas son diferentes a las del solvente puro: si se agrega soluto a un

solvente aumenta su punto de ebullición, disminuye su punto de congelación y la

presión de vapor de éste.

• Clasificación: o Según su estado de agregación:

Sólidas.

Líquidas.

Gaseosas.

o Según su concentración:

Solución no saturada: la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a

una temperatura dada, es decir que pueden admitir más soluto hasta

alcanzar su grado de saturación.

Solución saturada: hay equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante,

ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es

capaz de disolver más soluto.

Solución sobre saturada: representan un tipo de solución inestable, ya que hay

disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada.

Concentración de una solución: es la relación entre la cantidad de soluto y solvente. A menor

proporción de soluto en solvente menor es la concentración de la solución, a mayor proporción

mayor concentración.

Existen diferentes formas para expresar la concentración y se pueden expresar en:

• Términos cualitativos: se usan expresiones como, la limonada está “muy diluida” o “muy

concentrada”, no se expresa la cantidad exacta de los componentes. De la proporción de

soluto en solvente, una solución puede estar:

o Diluida: la cantidad de soluto es pequeña en un volumen determinado.

o Concentrada: la cantidad de soluto es considerable para un volumen determinado.

• Términos cuantitativos: se expresan de una manera numérica, exacta y precisa las

proporciones entre las cantidades de soluto y solvente que se están utilizando en una

solución.

o Porcentajes:

Masa-masa (% m/m): es la masa de soluto por cada 100 unidades de masa

de la solución. Para calcular este porcentaje se utiliza una regla de tres simple

o la siguiente fórmula:

Volumen-volumen (% V/V): expresa el volumen de soluto por cada cien

unidades de volumen de la solución.

Masa-volumen (%m/V): para este porcentaje se pueden usar las mismas

unidades de densidad pero NO se debe confundir estos conceptos. La masa-

volumen es la cantidad de soluto en gramos divida en el volumen de la

solución en mL y multiplicada por cien.

o Molaridad (M): o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro

de solución.

o Normalidad (N): es el número de equivalentes (eq-g) de soluto por litro de solución.

El número de equivalentes gramo se calcula dividiendo la masa del soluto en el peso

equivalente:

El peso equivalente es igual al cociente de la masa molecular entre la valencia:

Una regla práctica para conocer la valencia de la solución es ver la cantidad de

hidrógenos presentes en el ácido, o si no tuviese un ácido y tuviese un hidróxido ver

la cantidad de oxhidrilos presentes.

o Molalidad (m): es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente (no

solución).

La principal ventaja de este método de medir la concentración respecto a la

molaridad es que como el volumen de una solución depende de la temperatura y

de la presión, cuando éstas cambian, el volumen también lo hace, en cambio, la

molalidad es independiente de la temperatura y la presión.

o Formalidad: [FALTA]

o Fracción molar: es una unidad química para expresar la concentración de soluto en

una solución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto

con respecto a los moles totales de solución. Para calcular la fracción molar de una

mezcla homogénea, se emplea la siguiente ecuación:

El subíndice sto indica que se está calculando en relación al soluto, también puede

hacerse en relación al solvente:

Se verifica que:

Solubilidad: mide la capacidad de disolverse una determinada sustancia en un determinado

medio. El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso

de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La

solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de

la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor

máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del solvente y las partículas

del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.

Factores que influyen en la velocidad de disolución: la velocidad de disolución es el tiempo en

que deja de percibirse el soluto una vez introducido en el solvente.

• Aumento de la disgregación del soluto: provoca desorden molecular, se incrementa la

superficie de contacto y aumenta la atracción atractiva del disolvente.

• Aumento de la temperatura: incrementa el desorden y las moléculas vencen la energía

que las mantiene unidas al cristal.

• Proporción entre agua y soluto: si echamos mucho cloruro sódico en agua tenemos que

remover bastante, pero si echamos la cantidad es menor con remover poco ya se

disuelve, al haber menos moléculas de NaCl el agua ataca la sal.

• La agitación, cuando agitamos el soluto hacemos que se junte más rápido con el

solvente y se disuelva antes.

• La naturaleza de la sustancia. Ejemplo: en un solvente con las mismas características

(agua a 30 °C) se disuelve antes 5g de cacao que 5g de café.

Presión de vapor de las soluciones: es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida

cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del

solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de

vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de

moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en

vapor. Ley de Raoult:

Propiedades coligativas: son aquellas propiedades de una solución que no dependen del tipo

de soluto que se disuelve en determinado solvente sino del número de partículas que se disuelven

en éste último.

• Descenso de la presión de vapor: “al agregar un soluto no volátil a un solvente, la presión

del vapor de la solución será menor que la del solvente”. El descenso de ésta se produce

por:

a) Probabilidad: menor de que existan moléculas de solvente en el límite de cambio.

b) Cohesión: las moléculas de soluto atraen al solvente por lo que cuesta más el

cambio.

• Presión osmótica: “presión requerida para evitar el paso de solvente a través de una

membrana semipermeable”.

• Aumento de la temperatura de ebullición: “al agregar moléculas a un solvente puro, la

temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto”.

• Descenso de la temperatura de congelación: “el soluto obstaculiza la formación de

cristales haciendo descender su punto de congelación”.

Introducción a los sólidos Es uno de los estados de agregación de la materia. La mayoría de los sólidos están

formados por iones que forman un modelo tridimensional llamado estructura

cristalina, por eso a algunos sólidos se les llama cristales. Los sólidos sin estructura

cristalina se llaman amorfos, como los vidrios que al calentarse se ablandan hasta

transformarse en líquidos.

Propiedades Volumen y forma definidos que oponen resistencia a los cambios en estos.

Capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente.

Generalmente son rígidos, duros y resistentes.

Sus partículas se encuentran juntas y ordenadas.

Incompresibles.

Alta densidad.

No se difunden.

Estructura de los sólidos Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos.

Sólidos amorfos Estos sólidos tienen partículas con una estructura no ordenada. Carecen de formas y

de caras bien definidas. Muchos sólidos amorfos son mezclas de moléculas que no se

pueden apilar bien como, por ejemplo, el hule y el vidrio.

Sistemas cristalinos: sólidos cristalinos A diferencia de los amorfos, estos sólidos poseen iones, átomos o moléculas

empaquetados en un arreglo ordenados en una disposición muy definida. Estos sólidos

suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos definidos entre sí. Las pilas

ordenadas de partículas que producen estas caras también hacen que los sólidos

tengan formas regulares. Ejemplo: cuarzo y diamante.

Celda unitaria Es la menor porción de cristal que al ser repetida en todas las direcciones genera un

cristal completo.

Naturaleza y tipos de energía Todas las formas de energía son capaces de efectuar un trabajo, pero no todas ellas

tienen la misma importancia para la química. Los químicos definen trabajo como el

cambio directo de energía que resulta de un proceso.

Los tipos principales de energía que le interesa a la química son:

Energía radiante: es la principal fuente de energía de la Tierra.

Energía térmica: es la que está asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las

moléculas. En general, la energía térmica se calcula a partir de mediciones de

temperatura. Cuánto más vigoroso sea el movimiento de los átomos y de las moléculas

en una muestra de materia, estará más caliente y su energía térmica será mayor. Dicho

esto, es necesario marcar la diferencia entre energía térmica y temperatura con un

ejemplo:

Una taza de café a 70°C tiene mayor temperatura que una tina llena

con agua caliente a 40°C, pero en la tina se almacena mucha más

energía térmica porque tiene un volumen y una masa mucho mayor que

la taza de café, y por tanto más moléculas de agua y mayor movimiento

molecular.

Energía química: es una forma de energía que se almacena en las unidades

estructurales de las sustancias, esta cantidad determinada por el tipo y arreglo de los

átomos que constituyen cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una

reacción química, la energía química se libera, almacena o se convierte en otras

formas de energía.

Energía potencial: es la energía disponible en función de la posición de un objeto. La

energía química se considera como un tipo de energía potencial porque se relaciona

con la posición relativa y el arreglo de los átomos en una sustancia determinada.

Todas las formas de energía se pueden convertir, en un principio, en otras. Mediante

distintas experiencias, los científicos han llegado a la conclusión de que aún cuando la

energía se presenta en diferentes formas interconvertibles entre sí, esta no se destruye

ni se crea. Cuando desaparece una forma de energía debe aparecer otra, de igual

magnitud, y viceversa. Este principio es conocido como “ley de la conservación de la

energía”.

Cambios de energía en las reacciones químicas Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía, por lo general en forma

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

diferentes temperaturas. La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las

reacciones químicas.

Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas, primero

debemos definir el sistema o la parte específica del universo que nos interesa. En estos

apuntes, definimos sistema como el compuesto por las sustancias que están implicadas

en los cambios químicos y físicos.

Existen tres tipos de sistemas:

Sistema abierto: puede intercambiar masa y energía, generalmente en forma

de calor, con sus alrededores.

Sistema cerrado: éste permite la transferencia de energía pero no de masa.

Sistema aislado: impide la transferencia de masa o energía.

Como la energía no se crea ni destruye, cualquier pérdida de energía en el sistema la

deben ganar los alrededores. Reacciones de este tipo reciben el nombre de procesos

exotérmicos, es decir cualquier proceso que cede calor, es decir, que transfiere energía

térmica hacia su entorno. Si consideramos ahora una reacción donde suceda lo

opuesto, es decir, que en lugar de liberar energía se la absorba, estamos en presencia

de un proceso endotérmico. En estos procesos el ambiente debe proveer energía al

sistema.

Introducción a la termodinámica La termoquímica es parte de un amplio campo de estudio cubierto por la

termodinámica, que es el estudio científico de la conversión del calor y otras formas de

energía.

En la termodinámica examinamos los cambios en el estado de un sistema, que se

define por los valores de todas sus propiedades macroscópicas importantes, tales

como la energía, temperatura, presión y volumen. Se dice además, que la energía, la

presión, el volumen y la temperatura son funciones de estado, es decir, propiedades

determinadas por el estado del sistema, sin importar cómo se haya alcanzado esa

condición. Dicho de otra manera, cuando cambia el estado de un sistema, la

magnitud del cambio de cualquier función de estado depende únicamente del

estado inicial y final del sistema y no de cómo se efectuó dicho cambio.

Primera ley de la termodinámica La primera ley de la termodinámica, que se basa en la ley de la conservación de la

energía, establece que:

La energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se

puede crear ni destruir.

El cambio de energía interna está dado por

∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖

donde 𝐸𝑓 y 𝐸𝑖 son el estado final e inicial del sistema, respectivamente.

La energía interna de un sistema tiene dos componentes: energía cinética y energía

potencial. El componente de energía cinética consiste en los diversos tipos de

movimiento molecular y en el movimiento de los electrones dentro de las moléculas. La

potencial, por otro lado, está determinada por las fuerzas de atracción entre los

electrones y los núcleos, por las fuerzas de repulsión que existen entre los electrones y

entre los núcleos de moléculas individuales así como por la interacción entre las

moléculas.

Si la liberación de calor en una reacción significa que una parte de la energía química

contenida en las moléculas se convierte en energía térmica, concluimos que la

transferencia de energía desde el sistema a los alrededores no cambia la energía total

del universo. Es decir, la suma de los cambios debe ser cero. Así, si un sistema

experimenta un cambio de energía, el resto del universo debe experimentar un cambio

de energía igual pero de signo opuesto.

Generalmente estudiamos los cambios asociados al sistema y no al contexto. Por lo

tanto, una forma más simple de expresar la ecuación anterior es

∆𝐸 = 𝑞 + 𝑤

Esta expresión establece que el cambio entre la energía interna ∆𝐸 de un sistema es la

suma del intercambio de calor 𝑞 entre el sistema y los alrededores y el trabajo 𝑤

realizado sobre o por el sistema. 𝑞 es positivo para un proceso endotérmico y negativo

para un proceso exotérmico, y 𝑤 es positivo para el trabajo realizado por el ambiente

sobre el sistema, y negativo para el trabajo ejecutado por el sistema sobre el ambiente.

Si un sistema pierde calor hacia el ambiente o realiza un trabajo sobre el ambiente, es

de esperar que su energía interna disminuya, pues ambos son procesos que consumen

energía, entonces, tanto 𝑞 como 𝑤 son negativos. El caso contrario se da cuando se

agrega calor a un sistema o se realiza un trabajo sobre él.

Equivalente mecánico del calor Antes, con el fin de comprender la naturaleza del calor, se decía que éste era un fluido

llamado calórico que impregnaba los cuerpos y era responsable del calor que estos

intercambiaba al ser puestos en contacto.

En el siglo XIX, Joule demostró que el calor era una forma más de energía y que se

podía obtener a partir de la energía mecánica. Con este experimento, Joule pudo

determinar el equivalente mecánico del calor.

Antes del experimento se pensaba que el calor y la energía eran distintos, por lo que

las unidades utilizadas eran distintas también. Se utilizaba la caloría para medir el calor.

Una caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de

agua destilada desde 14,5ºC a 15,5ºC.

Lo que encontró Joule fue que, para elevar la temperatura del kilogramo de agua

hasta 15.5ºC, es decir, para conseguir una energía de 1000 calorías, la energía

potencial de la masa debía disminuir en 4180 Julios. Por tanto, la equivalencia entre

unidades de calor y energía es:

1 𝑐𝑎𝑙 = 418 𝐽

1 𝐽 = 0,24 𝑐𝑎𝑙

El descubrimiento de Joule condujo a la teoría de la conservación de la energía, lo que

a su vez produjo el desarrollo del primer principio de la termodinámica.

La conclusión a la que llegó Joule fue que entre el calor y la energía mecánica, dos

formas de energía, existe una relación constante a la que se llamó equivalente

mecánico del calor.

Funciones de estado Una función de estado o variable de estado es una magnitud física macroscópica que

caracteriza el estado de un sistema en equilibrio. El valor de una función de estado

depende del estado termodinámico actual en que se encuentre el sistema, sin importar

cómo se llegó a él. Algunas funciones de estado de un sistema en equilibrio son: energía

interna, presión, temperatura, volumen, entalpía, entropía, densidad, polarización

etcétera. Nótese que no se encuentran el trabajo y el calor en la anterior lista. Esto se

debe a que éstos no son propiedades de un sistema, es decir, sólo se manifiestan

durante un proceso, un cambio. Sus valores dependen de la trayectoria que sigue el

proceso y varía de acuerdo a ella.

Función entalpía La entalpía es una función de estado sobre la cual no puede conocerse su valor

absoluto, sólo la diferencia entre el estado inicial y final. Entalpía es una propiedad

extensiva, su magnitud depende de la cantidad de materia presente. No se puede

determinar la entalpía de una sustancia, lo que se mide es el cambio de entalpía ∆𝐻.

La entalpía de reacción ∆𝐻, es la diferencia entre la entalpía de los productos y la

entalpía de los reactivos.

∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠

∆𝐻 representa el calor absorbido o liberado por un sistema durante una reacción,

siendo negativa cuando se trata de un proceso exotérmico y positiva al tratarse de un

proceso endotérmico.

Esta función de estado recibe distintas denominaciones según el proceso:

Entalpía de reacción: es el calor absorbido o desprendido durante una reacción

química a presión constante.

Entalpía de combustión: es el calor liberado a presión constante cuando se

quema un mol de sustancia.

Entalpía de formación: es el calor necesario para formar un mol de agua de una

sustancia a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen.

Entalpía estándar de formación: para entender su concepto debemos estar

familiarizados con los conceptos de

o Estado estándar: hace referencia a la forma de una sustancia pura a

presión atmosférica (1 atm), y la temperatura de interés, que por lo

general es 25°C.

o Entalpía estándar de una reacción: es el cambio de entalpía cuando

todos los reactivos y productos están en su estado estándar. La entalpía

estándar se puede determinar mediante un método indirecto y uno

directo.

Termoquímica ¿Qué es termoquímica?

Calores de reacción a presión y temperatura constantes El calor de reacción, 𝑄𝑟 se define como la energía absorbida por un sistema cuando

los productos de una reacción se llevan a la misma temperatura de los reactantes. Se

calcula por la diferencia entre las energías químicas de los productos 𝐸𝑝 , y los

reaccionantes 𝐸𝑟, es decir: 𝑄𝑟 = 𝐸𝑝 − 𝐸𝑟.

Ecuaciones termoquímicas En termoquímica las reacciones químicas se escriben como ecuaciones donde

además de las fórmulas de los componentes se especifica la cantidad de calor

implicada a la temperatura de la reacción, y el estado físico de los reactivos y

productos mediante símbolos “s”, “g”, “l” y “ac” para sólidos, gases, líquidos y fases

acuosas respectivamente.

Ley de Hess Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo

independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de

pasos. En otras palabras, es posible separar la reacción en una serie de reacciones para

las cuales se pueda medir el valor de ∆𝐻 y de esta manera, calcular ∆𝐻 para la

reacción total.

Guía para interpretar y escribir las ecuaciones termoquímicas

1. Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al

número de moles de una sustancia.

2. Cuando se invierte una ecuación se cambian los

papeles de reactivos y productos, por lo tanto la

magnitud ∆𝐻 para las ecuaciones se mantiene igual a

excepción del símbolo.

3. Si se multiplican ambos lados de una ecuación

termoquímica por un factor 𝑛 , entonces ∆𝐻 debe

multiplicarse también por ese factor 𝑛.

4. Cuando se escriben ecuaciones termoquímicas hay

siempre que especificar el estado físico de los reactivos

y productos porque esto ayuda al cambio real de la

entalpía.

Calorimetría Se trata de la medición de los cambios de calor, para proceder con su estudio antes

debemos tener en claro los conceptos de calor específico y capacidad calorífica.

El calor específico (s): propiedad intensida de una sustancia, se trata de la cantidad

de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de

esa sustancia. Se mide en 𝐽 𝑔⁄ × °𝐶.

La capacidad calorífica (C) de una sustancia es una propiedad extensiva que se refiere

a la cantidad de calor necesario para elevar un grado Celsius la temperatura de

determinada cantidad de la sustancia. Sus unidades son J/°C.

La relación entre ambos suele estar dada por 𝐶 = 𝑚𝑠, siendo 𝑚 la masa del sistema.

Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en

la temperatura de la muestra (∆𝑡) indicará la cantidad de calor (𝑞) que se ha absorbido

o liberado en un proceso en particular. Las ecuaciones para calcular el cambio de

calor están dadas por

𝑞 = 𝑚𝑠∆𝑡

𝑞 = 𝐶∆𝑡

Donde ∆𝑡 es el cambio de la temperatura

∆𝑡 = 𝑡𝑓 − 𝑡𝑖

El signo de 𝑞 tiene el mismo razonamiento que para la entalpía: positivo para procesos

endotérmicos y negativos para exotérmicos.