2) NaCl(s) Corriente Na(s)+ Cl2(g) Eléctrica 3)
3. H2O2(?) Corriente H2O(?) + O2(g) Eléctrica
Reacción de Simple Desplazamiento o sustitución Simple Es la reacción de un elemento con un compuesto, donde el elemento desplaza a otro que se encuentra formando parte del compuesto.
Esto se fundamenta en la mayor actividad química. * Los metales más activos desplaza: H, excepto: Cu, Ag, Au, Hg, Pt. Ejemplo: 1) Zn(s)+H2SO4(?)? ZnSO4(ac)+H2(g) Desplaza
2) Na(s)+ H2O(?) ? NaOH(ac) + H2(g)
Desplaza
3) F2(g) + NaCl(ac) ? NaF(ac) + Cl2(g)
Desplaza 4. Reacción de Doble Desplazamiento (Metatesis o No Redox)
Reacción donde existe un intercambio de elementos entre dos compuestos, formándose dos nuevos compuestos. Ejemplo: 1) Reacciones de Neutralización:
HCl(ac)+NaOH(ac) ? NaCl(ac)+H2O(?) (Acido) (Base) (Sal) (Agua) 2) Reacciones de Precipitación
Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) ?
PbCrO4(s) + KNO3(ac)
Precipitado AgNO3(ac)+NaCl(s)?AgCl(s)+NaNO3(ac)
Precipitado II. DE POR EL INTERCAMBIO ENERGÍA CALORÍFICA: Cuando se produce una reacción química, ésta se realiza liberando o absorbiendo calor neto al medio que lo rodea, esto permite clasificar a las reacciones como: Endotérmicas y Exotérmicas. 1) Reacciones Endotérmicas (?D>0) Reacción donde hay una ganancia neta de calor, por lo tanto la entalpía del producto es mayor respecto a la del reactante. Ejemplo:
CO2+H2O+890 KJ/mol?CH4+O2
CO2 + H2O ? CH4 + O2
?H = + 890 KJ/mol ?H = Entalpía Donde:
?H = ?H (Productos) – ?H (Reactantes) NO METAL MAS ACTIVO METAL MAS ACTIVO
Entalpía de Reacción (?H) Es el cambio de calor de reacción a una presión y temperatura *
* CONCEPTOS Y VALORES:
Energía de Activación (EA)
Es la energía (calor) necesaria que debe absorber los reactantes para iniciar la reacción. Donde el gráfico: EA = (950 – 10) = 940 KJ/mol
Complejo Activado (C.A.) Es un estado de máximo estado calorífico que alcanza los reactantes. A esta condición ocurre la ruptura y formación de enlace. C.A. = 950 KJ/mol Donde el gráfico:
+ 890 KJ/mol ?H = (900 – 10) =
Significa que ganó calor 2) Reacción Exotérmica (?H>0)
Reacción en donde hay una III. AVANCE DE LA REACCIÓN
VALORES ENERGÉTICOS:
EA = 100 – 0 = 100 KJ/mol
C.A. = 100 KJ/mol
?H = -(390 – 0) = – 390 KJ/mol
Significa que Perdió calor
REACCIONES DE COMBUSTION
Son aquellas que se producen por desprendimiento de calor y luz que dan origen a los siguientes tipos: constante.
?Hº = Entalpía estándar de la reacción a condiciones estándar (25º C y 1 Atm).
Analizando: la variación de la entalpía (?H) a medida que avanza la reacción.
?H = (KJ/mol) C.A.
950
900 10 EA CO2+ H2O
AVANCE DE LA REACCIÓN ? H pérdida neta de calor, por lo tanto la entalpía del producto es menor respecto a la del reactante.
Ejemplo:
C + O2 ? CO2 + 390 KJ/mol
C + O2 ? CO2
?H = – 390 KJ/mol
Graficando:
?H = (KJ/mol) C.A. 100 0
-390 EA ? H
Zn – 2e ? Zn (se oxida) O2 – 2e ? O (se reduce) a) Combustión Completa:
Se produce en presencia de suficiente cantidad de oxígeno obteniéndose Dióxido de Carbono (CO2) y agua (H2O)
Ejemplo:
1C3H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O b) Combustión Incompleta: Se produce por deficiencia de Oxígeno, obteniéndose como producto, Monóxido de Carbono (CO), Carbono (C) y Agua (H2O)
Ejemplo: 2CH4 + 5 2 O2 ? 1CO + C + 4H2O IV. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Es una reacción entre un ácido y una base. Las reacciones acuosas Acido – Base, por lo general, tienen la siguiente forma:
Acido + Base ? Sal + H2O V. Ejemplo: 1HCl + 1NaOH ? 1NaCl + 1H2O 1H2SO4+1Ca(OH)2?1CaSO4+ 2H2O
REACCIONES CATALÍTICAS
Son aquellas que se producen en presencia de un catalizador que influye en la velocidad de reacción. Ejemplo: KClO3(s) MnO2 + KCl(s) + O2(g) H2O2(ac) MnO2 H2O(?) + O2(g) VI. REACCIONES REDOX:
Son aquellas en donde existen transferencias de electrones de una especie a otra. Los átomos o iones experimentan cambios en sus estructuras electrónicas debido a la ganancia o pérdida de electrones.
Ejemplo: o o +2 -2 Zn + O2 ? Zn O
Donde:
o +2 – o -2 – Significado de Redox
REDOX Nota: se debe conocer la regla del E.O. de los principales elementos. Por ejemplo:
REDUCCION
OXIDACION o +1–1 o +1 – 1 F + K I ? I2 + KF Agente Agente Forma Forma Oxidante Reductor Oxidada Reducida
VII. REACCIONES DE DESPROPORCIÓN O DE DISMUTACIÓN
Un tipo especial de reacción REDOX, se llama reacción de desproporción en donde un mismo elemento se oxida y se reduce a la vez.
Ejemplo: Reducción
Oxidación o +1–2+1 +1 -1 +1 +5-2 + 1-2 Cl2 + NaOH ? NaCl + NaClO + H2O
IGUALACIÓN O BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS de los los de de En toda Reacción Química el número átomos para cada elemento en reactantes debe ser igual a productos, para ello se hace uso diferentes métodos de Balanceo acuerdo al tipo de reacción. I. MÉTODO DE TANTEO O SIMPLE INSPECCIÓN:
Este método se utiliza para reacciones simples y se recomienda haciendo de acuerdo al siguiente orden: 1. 2. 3. Metal(es) No Metal(es) Hidrógeno y Oxígeno Ejemplo: H2SO4+Ni? Ni2 (SO4)3+H2 Relación Molar 3 2 2 3 3 II. MÉTODO DE COEFICIENTES INDETERMINADOS (ALGEBRAICO) 1.
2.
3.
4. Se le asigna coeficientes (a,b,….) a todas las sustancias que participan en la reacción. Se efectúa un Balance de Atomo para cada elemento obteniéndose un sistema de ecuaciones algebraicas. Se asume un número conveniente para la letra que más se repite generalmente la unidad. Se resuelve el sistema de ecuaciones y los valores 5. obtenidos se reemplazan en la ecuación original. Si el coeficiente resulta fraccionario se multiplica por el m.c.m. del denominador. Ejemplo:
aK2Cr2O7+bHCl ? cKCl+dCrCl3+eCl2+fH2O
Se forman ecuaciones algebraicas K : 2a = C ……………. (1) Cr : 2a = d …………… (2) O : 7a = f …………….. (3) H : b = 2f …………….. (4) Cl: b = c + 3d + 2e…. (5)
Y se determinan los valores de los coeficientes literales: a = 1 (repetida). a=1 d=2 b = 14
c=2 e=3
f=7
E ? -3e ? Fe+3 Fe III. MÉTODO REDOX Se aplica a ecuaciones donde existe Reducción y Oxidación. Reglas (Procedimiento): 1.
2. Se asignan los valores de E.O. a los elementos en la ecuación. Se identifican las especies que se oxidan y las que se reducen. Balancear átomos y de electrones en cada semireacción, teniendo en cuenta el número de electrones ganados y perdidos, son iguales. Se reemplazan los coeficientes en la ecuación original. Se analiza la ecuación y si no se encuentra balanceada se produce por tanteo. 3.
4.
5.
Ejemplo: a)
1) – 2) Cl-1 – 4e- ? Cl+3 Ag. Reductor b) En la Reducción: 1) C + 4e- ? C-4 Ag. Oxidante 2) N2 + 6e- 2N-3 Ag. Oxidante
Ejemplo: Ecuación Completa:
Balancear por Redox
NH3 + O2 ? NO + H2O
Calcular:
Coef . (Re ductor ) Nº e transferidos IV. MÉTODO IÓN – ELECTRÓN En un caso de Balance Redox donde participan iones y moléculas ?
? y depende del medio.
Forma Práctica:
En primer lugar escogemos el par de iones que se oxida y reduce, para formar las dos semireacciones. Luego analizamos el Balance de Masa, pero en éste Balance no ? considere el átomo de H y O. El H y O se balancean de acuerdo al medio donde se realizan. a) Medio Acido o Neutro: 1) 2) 3) Balance de cargas iónicas Balance los Iones H+ Balance con el H2O, por exceso de “H” 0 +1 +2 +3 …..E.O. -1 -2 -3 ….. REDUCCIÓN
En la oxidación: Balancear:
Ag. Reductor OXIDACIÓN
Cu + NO3 ? Cu Cuº -2e Cu 1 Cuº + 2 NO3 ? 1 Cu +2NO2 I + NO2 ? I2 + NO b) Medio Básico: 1) 2) 3) Balance de cargas iónicas. Balance con los Iones OH- Balance con el H2O por exceso de “H” Ejemplo: Balancear en medio ácido. – 2+ NO2 Aplicamos Redox: en el par iónico. 1x – 2+ 2x N+5 +1e- N +4 Donde: – 2+ – Balance de cargas iónicas: (M. Acido) -2 = + 2 – Balance con H+ : 4H+ ? -2 + 4H+ = +2 +2 = +2 – Balance con H2O – = 2H2O Finalmente:
1Cuº+2NO3-+4H+?1Cu2++2NO2+2H2O PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS 1. Balancear la reacción y determinar la suma de todos los coeficientes: Cu + HNO3 ? Cu (NO3)2 + NO + H2O a) 26 b) 9 c) 14 d) 15 e) 20 Resolución:
Se oxida (pierde –2e-) º +5 +2 +2 Cu + HNO3 ? Cu (NO3)2 + NO + H2O Se reduce (gana 3e-) 3x
2x Cuº – 2e- ? Cu+2
N+5 + 3e- ? N+2 al final del H2O (por Donde: tanteo) 3Cu + 8HNO3 ?3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O ? coef. = 3 + 8 + 3 + 2 + 4 = 20 Rpta. e 2. Balancear en medio básico:
– –
– Hallar el coeficiente NO2 a)1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
– 2e ? Iº2 1x 2I 2 I + 2 NO2 ? I2 + 2NO Balance con OH- : – 4 = 4OH 2 I +2 NO2 + 2H2O ? 1I2 + 2NO + 4OH- Resolución:
– – 2x N+3 + 1e- ? N+2 Donde: – – Balance de cargas iónicas:
-4=0 1º
2º – 3º – – -4 = -4
Balance con H2O : 2H2O = –
Finalmente:
Rpta. b. 3.
I.
II.
III.
IV.
V.
4. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones presenta la mayor de coeficiente?
H2 + Br2 ? HBr
Al + O2 ? Al2O3
NH4NO3 ? N2O + H2O
H3BO3 + HF ? HBF4 + H2O
S8 + O2 ? SO3
Rpta. …….
Completar e indicar a que proceso corresponde:
Mn-2 …….. ? Mn+3 …….. S8 …….. ? S-2 …….. Cl – …….. ? Cl2 …….. P4 …….. ? P-1 Ca+2 …….. ? Ca C+2 …….. ? C+4 …….. …….. …….. 5. Al balancear la ecuación: NaOH + Cl2 ? NaCl + Na Cl O + H2O
Indicar, cuántas proposiciones no son correctas: ( ( ( ( ( ) ) ) ) ) El Cl2 se oxida y reduce a la vez. El agente oxidante es el Cl2 El coeficiente del NaOH es 2 Cl – 1e- ? 2 Cl- La suma de coeficiente es 6. 6. Rpta…………..
Balancear en medio ácido:
Zn + NO3- ? Zn2+ + NO
Hallar la suma de los coeficientes de los productos: 7.
8. Rpta. ……………………….
Balancear en medio básico
Co(OH)3 + NO2- ? Co2+ + NO3-
Hallar el coeficiente de los iones OH-:
Rpta. ………………..
Balancear en medio neutro: MnO41- + Cl1- ? MnO2 + Cl2
¿Cuántas moles de H2O se forma?
Rpta. ……………..
A1a%?A2b%?…….. Ann%? M.A.(E) ? UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
Definición: Son las que se utilizan para expresar la cantidad de masa y volumen de las sustancias. 1. Masa Atómica o Peso Atómico El peso atómico es el peso promedio relativo y ponderado asignado a los átomos de un elemento y comparado con la doceava parte de la masa del isótopo carbono 12 a quien se le denomina unidad de masa atómica. 1 12 masaC ?12 1uma ? La suma tiene un equivalente expresado en gramos:
1uma = 1,66 x 10-24g Nota:
Debemos diferenciar entre el peso atómico y el número de masa; éste último es como la suma de protones y neutrones.
2. Determinación de la masa atómica promedio de una elemento (M.A.) Es un promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos de un elemento. La ponderación se hace con las abundancias naturales de los isótopos. Isótopos Abundancia A1E A2E ——————– ——————– a% b% A3E ——————– n%
Luego: 100 3. Masa atómica (M.A.) o peso atómico (P.A.) Es la masa relativa de un elemento, se determina comparando su masa atómica absoluta con respecto a la unidad de masa atómica (U.M.A.) de acuerdo a esta definición la masa atómica no tiene unidades. He aquí una relación de masas Elem. P.A. atómicas.
Pesos Atómicos Notables
Elem. H C N O Na Mg Al P S P.A. 1 12 14 16 23 24 27 31 32
Cl K Ca Cr Mg Fe Cu Zn Br 35,5 39 40 52 55 56 63,5 63,4 81 4. Masa molecular relativa o peso molecular (M)
Representa la masa relativa promedio de una molécula de una sustancia covalente. Se determina sumando los pesos atómicos de los
6,023.10 (llamado número de 1.
2. elementos teniendo en cuenta el número de átomos de cada uno en la molécula.
Ejemplos:
H2O ? M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A.(O)
= 2 x 1 + 1 x 16 = 18 U.M.A.
H2SO4 ? M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A. (S) + 4 x P.A. (O) = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16
= 98 U.M.A.
Ahora calcularemos la masa molecular de las siguientes sustancias: oxígeno, cloruro de sodio, sulfito de aluminio y glucosa.
5. Concepto de MOL
Es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales (átomos; moléculas, iones, electrones, etc.) como átomos hay exactamente en 12 g (0,012 kg) de carbono –12. La cantidad de átomos en 12 g de C-12 es 23 Avogrado NA)
1 mol = 6,023.1023 unidades = NA unidades Así, tendríamos entonces: 1 mol (átomos) = 6,023.1023 átomos 1 mol (moléculas) = 6,023.1023 moléculas
1 mol (electrones) = 6,023.1023 electrones 6. Atomogramo (at-g)
En el peso en gramos de un mol de átomos (6.023.1023 átomos) de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos.
1 at-g = M.A. (g)
Ejemplo: En el magnesio, M.A. (g) = 24 U.M.A.
1at-g (mg) = 24 g ? 3,023.1023 átomos de mg
7. Mol-gramo o molécula gramo (mol-g)
Es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,023.1023 moléculas) de una sustancia química. Se determina expresando el peso molecular en gramos.
1 mol-g = M (g)
Ejemplo: En el agua
MH2O ? 18 U.M.A.
1 mol-g (H2O) = 18 g = 18g representa
el peso de 6,023.1023 moléculas de agua 8. Número de moles en una cierta muestra (n)
En los ejercicios aplicativos, haciendo uso de la regla de tres simple, se pueden deducir fórmulas para hallar el número de átomos gramos y número de mol-gramos.
n ? Generalizando las fórmulas tenemos: ?at-g <> n(átomos) = N º átomos NA m M.A. ? ?mol-g <> n(molécula) = N º moléc . NA m M ? Donde:
m ? es la masa de la muestra en g. M.A. y M se expresan en g/mol
9. Volumen molar (Vm)
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas a determinadas condiciones de presión y temperatura. En condiciones de presión y temperatura. En condiciones normales (CN). Es decir, si la presión es 1 atm (103,3 kPa) y la temperatura es 0 ºC (273 k), el volumen molar es 22,4? independiente de la naturaleza del gas. C.N. 1 mol-g de gas 22,4 ? Ejemplo: Considerando C.N. 1 mol-g (H2) = 22,4 ? = 2g de H2
= 6,023.1023 moléculas recordar la Es importante siguiente relación:
V Vm Donde: V ? Es el volumen que ocupa el gas (l ) Vm ? 22,4 ? /mol Nota: La expresión anterior se puede igualar con las del ÍTEM número 8. COMPOSICIÓN CENTESIMAL (C.C.) DE UN COMPUESTO Es el porcentaje en peso o masa de cada uno de los elementos que constituyen el compuesto. Se halla en la práctica mediante técnicas de análisis cuantitativo y en forma teórica a partir de la fórmula del compuesto.
Determinación de c.c. a partir de la fórmula de un compuesto
Ilustremos el método con dos ejercicios.
Ejercicio 1
Hallar la composición centesimal del H2O. P.A.: O = 16 u.m.a., H = 1 u.m.a.
Resolución:
MH2O = 2 x 1 + 1 x 6 = 2 u.m.a. + 16 u.m.a. = 18 u.m.a. 2 u.m.a. 18u.m.a. WT WH2O H2O
x100? 11,11% O
x100? H
%WO ? 16 u.m.a. 18u.m.a. WT WH2O x100?? 88,89% x100? %WO ? ?C.C. del H2O es: H = 11,11% y O = 88,89%
FÓRMULAS QUÍMICAS
En el análisis de un compuesto, lo primero que establece el químico experimentador es la fórmula empírica, y posteriormente establece la fórmula molecular (sólo si el compuesto es covalente, por lo tanto existe molécula), luego de hallar previamente el peso molecular del compuesto mediante métodos adecuados. ¿Qué es fórmula empírica o fórmula mínima? ¿qué es fórmula molecular? ¿qué relación hay entre dichas fórmulas? Veamos: Fórmula Empírica (F.E.)
Llamada también fórmula mínima, es aquella que indica la relación entera más simple (relación aparente) entre los átomos de los elementos en una unidad fórmula de un compuesto. Se puede establecer conociendo su composición centésima (C.C.) o conociendo experimentalmente el peso de cada uno de los elementos en el compuesto. Los compuestos iónicos se representan únicamente mediante la fórmula mínima o empírica. Ejemplos:
CaCl2, NaCl, Na2SO4, Al(NO3), Al2O3, Ca CO3, CuSO4, 5H2O, etc. Fórmula molecular (F.M.) Es aquella fórmula que indica la relación entera real o verdadera entre los átomos de los elementos que forman la molécula. Se emplea para representar a los compuestos covalentes. Se establece conociendo primero la fórmula empírica y luego el peso molecular del compuesto. Veamos algunos ejemplos comparativos entre dichas fórmulas para establecer una relación. ¿Qué relación observamos? La F.M. es un múltiplo entero (K) de la F.E.:
F.M. = K F.E.
Por lo tanto, el peso molecular real también debe ser múltiplo entero del peso molecular de la fórmula empírica.
? MF. M . MF.E. ?K? MF.M. ?KMF.E. Donde: K = 1, 2, 3, 4,…….
Si K = 1 ? F.M. = F.E. Ejemplos: H2O, NH3, H2SO4, C12H22O11, H3PO4, etc. Cada una de estas fórmulas representan al mismo tiempo F.E. y F.M.; es F.E. porque muestra la mínima relación entera de átomos y es F.M. porque representa la fórmula verdadera del compuesto covalente. Regla práctica para establecer la fórmula empírica a partir de la composición centesimal de un compuesto Ilustremos el procedimiento con un ejemplo: Un cierto óxido de manganeso contiene 28% en masa de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica de dicho óxido?
P.A.(u.m.a.): Mn = 55, O = 16 Resolución: El % en masa de Mn = 100 – 28 = 72% 28% 72%
Sea la F.E. = Mnx Oy muestra 100 g de Paso 1: Se toma como compuesto. Paso 2: Con el % en masa o peso dados, se halla el peso de cada elemento: 72 100 x100g ? 72g WMn ? 28 100 x100g ? 28g WO ? Paso 3: Se hallan los subíndices (x, y) que representan el número de moles de cada elemento en la fórmula. 72 55 WMn P.A.(Mn) ?1,309 ? nMn ? x ? 28 16 WO P.A.(O) ?1,75 ? nO ? y ? Paso 4: Si los números de átomos gramos (x e y) resultan fraccionarios, se dividen entre el menor de ellos, así: 1,75 1,309 ; 1,309 1,309 ? 1,336 y ? ? 1 x? Si persiste el número fraccionario y no es posible redondear a números enteros (con error máximo de ? 0,1), se procede al siguiente paso.
? ? ? 7,15/7,15 ? 1 WC 85,8 K? ? ? 9,033 ? 9 Paso 5: Se debe multiplicar por un mínimo entero (2, 3, 4, …) a todos ellos y luego se redondea a enteros con error máximo indicado anteriormente. x=1 ? 3 = 3 y = 1,336 ? 3 = 4,008 = 4 (error 0,008 << 0,1) ? F.E. = Mn3O4
Ilustremos con otro ejemplo, el procedimiento para establecer la fórmula molecular.
Un cierto hidrocarburo (compuesto formado sólo por carbono e hidrógeno) tiene como composición en masa:
C = 85,8 % y H = 14,2 % Además se sabe que una molécula de este compuesto pesa 2,1 ? 10-22g. Se pide establecer la fórmula molecular del hidrocarburo. P.A.(u.m.a.): C =12, H = 1 Resolución:
85,8 % 14,2 % a) Sea la F.E. = Cx Hy
x P.A.(C) 12 14, 2 1 WH P.A.(H) ? 14,2/7,15 ? 1,98 ? y ? = 2 (el error 0,02 < 0,1)
?F.E. ? CH2 ?MF.E. ? 14? Observación: Como usted puede apreciar en el solucionario de este ejemplo, se puede simplificar los pasos para establecer la F.E., en este caso he omitido los pasos 1 y 2, puesto que % en peso coincide numéricamente con el peso del elemento.
b) Establezcamos ahora el peso molecular del compuesto con el dato adicional que tenemos: Mg NA W1molécul ? M ? 2,1 ? 10-22 ? 6,022 ? 1023 = 126,46
c) Calculemos el número “K” MF. M . 126, 46 MF.E. 14
d) F.M. = K ? F.E. ? F.M. = 9 ? CH2 ? F.M. = C9H18
nH20 ? ? I. II. 1mol(H2O) ??? ?NA moléculas III. 1molécula deH2O ??? ?3átomos PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA 1. El peso atómico del hierro es 55,6 u.m.a. y posee dos isótopos: Fe-54 y Fe-56. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia del isótopo más pesado?
Resolución: Como se proporcionan datos referentes a las isotópicas, utilizaremos: a1 y a2.
El más pesado, es el de mayor número de masa. Sea: a1 = x
M.A.Fe ? a1 = 100 – x
A1 ?a1 ?A2 ?a 2 100 ? 54 ? 56 ? (100?x ) 100 55,85 ? 55,85 = 54x + 5600 – 56x
x = 7,5 %
Por lo tanto:a2 = 92,5 % 1.
I. II. III. Se tiene en un vaso, 360 ml de agua pura. Calcular en dicha muestra:
Moles de H2O Número de moléculas de H2O Número de átomos totales Resolución:
Para el volumen de 360 ml de agua, su masa es 360 g.
Luego: Su MH2O = 18 u.m.a.
m 360g M.A. 18g/ mol ? 20moles contiene ?? ? 20moles (H2O) ?contiene?X ? X = 20 NA moléculas ?? ? contiene
20NA molécula deH2O ?contiene?Y Y = 60 NA átomos
2. ¿Cuántos litros de O2 en C.N. se podrán obtener a partir de 250 g de ácido orto sulfuroso?
P.A.: S = 32, O = 16, H = 1
Rpta. ……………………… 3.
4.
5. Hallar la fórmula empírica de un oxisal que contiene 26,53 % de K, 35,37 % de Cr.
P.A.: K = 39, Cr = 52, O = 16
Rpta. ………………………
La fórmula más simple de una sustancia es CH2. ¿Cuál es su F.M., si una molécula de dicha sustancia pesa 6,973.1023g?
Rpta. ………………………
En 6,84 kg de sacarosa C12H22O11
a) ¿Cuántos at-g hay?
b) ¿Cuántos átomos hay en total?
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
Rpta. a) ………………………
b) ……………………… 6. Un compuesto orgánico ternario, formado por C, H y O, cuya masa es de 40g, se somete a una combustión completa y se obtuvo así 39,08 g de CO2 y 7,92 g de H2O. Con un Gasómetro se determinó su masa molecular de 90g/mol. Hallar la F.M. del compuesto.
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
Rpta. …………………
m.V 2 1 ? PV ? PV = . m.V TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR (T.C.M.) a) Los gases están compuestos por partículas pequeñísimas llamadas “Moléculas” de forma esférica y de diámetro despreciable en comparación con las distancias que lo separan. b) El movimiento de estas moléculas es desordenado, es decir no tienen dirección preferencial. c) En su movimiento chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contienen y estos choques serán completamente elásticos. Es decir; se conserva la cantidad de movimiento y no hay deformación. d) La energía cinética promedio de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.
ECUACIÓN DE BOLZTMANN: EC = 3 2 k.T. Donde: EC = Energía Cinética Promedio k = Constante de Bolztmann (k = R/NA) T = Temperatura Absoluta R = Constante Universal de los gases NA = Número de Avogadro
De acuerdo a ésta teoría se cumple las siguientes relaciones: PV = 2 3 EC Donde: P = Presión V = Volumen EC = Energía Cinética Promedio EC = 1 2 2 m . V Donde: m = masa V = Velocidad Promedio
Reemplazando se obtiene: 2 2 3 2 3
Para “N” moléculas: PV = N m.V 3 2 VARIABLES DE ESTADO: Según la Termodinámica un sistema gaseoso está gobernado por tres parámetros o variables: Presión, Volumen y Temperatura.
? PV = K ? 2 1. Presión (P): Está dado por un conjunto de choques moleculares contra las paredes del recipiente del gas. 1.1 Presión Absoluta (P)
P = Patm + Pman Patm = Presión atmosférica Pman = Presión manométrica 1.2 Presión Manométrica (Pman) Presión Relativa del gas.
Pman = ? . g . h
? = Densidad g = Gravedad h = altura
1.3 Presión Atmosférica (Patm): Es la fuerza que ejerce la masa del aire sobre cada unidad de área de la corteza terrestre.
Patm = 1atm = 760 mmHg al nivel del mar el 2. Volumen (V) Capacidad del gas en recipiente que lo contiene. 3. Temperatura (T) Mide la intensidad de la energía cinética promedio de una sustancia. Se mide en escala absoluta de Kelvin (K) Condiciones Normales (C.N. ó T.P.N.) Se dice “Condiciones Normales” o “Temperatura y Presión Normal” cuando: P = 1 Atm = 760 Torr = 760 mmHg y T = 0 ºC = 273 K
Volumen Molar (Vm) Es el volumen ocupado por una mol de un gas a determinadas condiciones de presión y temperatura. A condiciones normales (C.N. o T.P.N.) una mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 ?.
Vm a C.N. = 22,4 ?/mol GASES IDEALES Son aquellos gases imaginarios que cumple exactamente con los postulados de la “Teoría Cinético Molecular”.
LEYES DE LOS GASES IDEALES
1. LEY DE BOYLE – MARIOTE (Proceso Isotérmico) “A temperatura constante el volumen de una misma masa gaseosa varía en forma inversamente proporcional a la presión”. Donde: V ? Finalmente: 1 P P1.V1 = P2 . V2 Donde: P P 1 V 1 V2 P2 P1 2 1 TC TB TA ISOTERMAS V1 V 2 V Representación Gráfica: P
? 1 ? 2 ? 1 ? 1 Del gráfico: Las temperaturas TA, TB y TC son diferentes Luego: TC > TB > TA ? ?P ? V ó ? P ? V Densidades a T = constante (con relación a las presiones) P P 1 ?2 ?1 ?= Densidad P = Presión 2. LEY DE CHARLES (Proceso Isobárico) “A presión constante, el volumen de una masa de gas varía directamente con la temperatura absoluta”. Donde: V T ? K Finalmente: T T2 V 1 V2 Representación Gráfica: Del Gráfico: Las presiones PA ? PB ?PC Luego PC > PB > PA ? T ? V? ó T? V? = Densidades a P (con relación Constante a las temperaturas) T T2 ?2 ?1 3. LEY DE GAY – LUSSAC (Proceso Isócoro) “A Volumen constante, la presión de una masa de gas varía directamente con la temperatura absoluta” Donde: P T ? K Luego: T T2 P 1 P2 LEY GENERAL DE LOS GASES IDEALES “El volumen de directamente un gas con varía la 1 2 PA PB PC T1 T2 T(K) V ISÓBARAS V2
V1 1 2 VB VC T1 T2 T(K) Del gráfico: los volúmenes VA, VB y VC son diferentes ? T? P ? ó T ? P ? Representación Gráfica:
P
VA ISÓCORAS P1 P2
? 2 2 ? 3 3 ? 62,4 = 0,082 temperatura absoluta e inversamente con la presión” P V P V T2 T3 P 1V 1 T 1 Gráfico: DENSIDAD DE RELACIÓN A LOS SU GASES (CON PRESIÓN Y TEMPERATURA)
MASA = CONSTANTE P2 ?2.T2 ? P 1 ?1.T 1 ? = Densidad P = Presión T = Temperatura
UNIDADES DE PRESIÓN A C.N. O S.T.P. P =1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1033 g/cm² = 14,7 psi = 14,7 Lb/pulg²
1 atm = 101325 Pa = 101,325 kPa 1 Pa = N . m-2
T = 0ºC = 273 K = 32ºF = 492 R ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES P.V = R.T.n Donde: absoluta: Atm, P = Presión torr. V = volumen: litro (?), mL n = número de moles : mol R = constante universal de los gases Atm x ? mmHg x ? mol x K mol x K T = Temperatura absoluta: K, R
? . R . T También: P . M = M = Peso ? = Densidad Molecular Observación: La densidad de un gas a C.N. se determina: ?G = MG g / mol 22,4 ?/mol MEZCLA DE GASES “Es una solución homogénea de dos o más gases, donde cada uno conserva sus características”.
LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES O DE DALTON
La presión total es igual a la suma de las presiones parciales.
Mezcla Gaseosa = GasA + GasB + GasC
Entonces: PT = PA + PB + PC 1 V1 V2 V P
P1
P3 2
3
total VA, VB, VC Volúmenes parciales de A, B y C respectivamente. PT = Presión PA, PB, PC = parcial de nA nt fmA ? fmA = fracción molar de A nA = moles de A nt = moles totales Propiedad de la fracción molar: ?1 mi ? f fm1 + fm2 + … + fmn = 1
Y la presión parcial:
PA = fmA . PT
LEY DE LOS VOLUMENES PARCIALES O DE AMAGAT El volumen total es igual a la suma de los volúmenes parciales de los componentes. Mezcla Gaseosa = GasA + GasB + GasC Entonces: VT = VA + VB + VC VT = Volumen total = Y el volumen parcial en función de fm:
VA = fmA . VT PESO MOLECULAR PROMEDIO M ? fmA . M A + fmB . M B + fmC . M c M ? = Peso molecular de la mezcla fm = fracción molar
DIFUSIÓN GASEOSA
Es el fenómeno que estudia la velocidad de difusión de un gas o de una mezcla gaseosa a través de un orificio.
Ley de Graham M2 M1 d2 d1 r 1 r2 ? ? r1 y r2 = velocidad de los gases 1 y 2 A + B Presión + A, BCy C respectivamente.
Fracción Molar (fm): Relación entre los moles de un gas y el total de moles de la mezcla. – A + B + C –
d1 y d2 = Densidad de los gases moleculares de M1 y M2= pesos los gases Humedad Relativa (HR) Es el porcentaje de saturación del vapor de agua en un determinado ambiente. HR = x 100 PvH2O PvH2O ºC HR = Humedad relativa PvH2O = presión de vapor de agua PvH2OºC = Presión de saturación de vapor de agua a una determinada temperatura.
GASES RECOGIDOS SOBRE AGUA:
P.G.H. = P.G.S. + PV H2O
P.G.H = Presión de gas húmedo P.G.S. = Presión de gas seco PV H2O = Presión de vapor de agua. PVAPOR DE H2O = HR 100 x PVH2OºC Donde:
HR = Humedad relativa PVH2OºC = Presión de saturación de agua. PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS 1. La Ley de Boyle – Mariotte es un proceso ………………… mientras que la ley de Gay Lussac es un proceso …………… a) b) c) d) e) Isobárico – Isocórico Isotérmico – Isocórico Isobárico – Isocórico Isocórico – Isotérmico Isotérmico – Isobárico Resolución: Según la teoría de gases ideales la Ley de Boyle – Mariotte es un “Proceso Isotérmico” y la Ley de Gay Lussac es un “Proceso Isocórico”.
Rpta. b 2. Cierto gas se encuentra a la presión de 5 atmósferas. ¿Hasta qué presión debe comprimirse, manteniendo constante la temperatura, para producir su volumen a la mitad?
a) 1 atm. b) 1,5 atm c) 5 atm d) 2 atm e) 10 atm
Resolución: Datos:
? 2 2 ? 2 ?CH4 = 6,023 x 1023 Condiciones Condiciones Iniciales Finales: P1 = 5 atm T1 = T V1 = V P2 = x T2 = T V2 = V/2 un proceso Como es isotérmico T = constante P P 1 V 1 V2 Reemplazando V V/2 P2 5atm ? P2 = 2 x 5 = 10 atm 3. Rpta. e
Un sistema gaseoso se encuentra a una temperatura de 27ºC, si su volumen aumenta un 50% y su presión disminuye en 20%. Determinar su temperatura final. a) 480 k b) 360 k c) 400 k d) 500 k e) 200 k Resolución Datos: Cond. (1): Cond. (2): T1 = 27º C T1 = 27+273=300 K V1 = V T2
V2 V2 = X
= V + 0,5 V = 1,5V P1 = P P2 P2 = = P – 0,2 P 0,8 P Aplicamos: P .V T2 P 1.V 1 T 1 Reemplazamos datos:
P2.V2.T 1 T2 = P 1.V 1 T2 = 0,8 P x 1,5V x 300 K P x V T2 = 360K Rpta. b 4. Se tiene una mezcla gaseosa conformada por 6,023 1024 moléculas de metano (CH4); 448 litros de Etano (C2H6) a C.N. y 440 g de Propano (C3H8). Si la presión de la mezcla es 12. Determinar la presión parcial del propano en atmósferas. (P.A. C = 12 H = 1) a) 3 atm b) 2 atm c) 6 atm d) 4 atm e) 8 atm Resolución: Para mezcla de gases: 6,023 x 1024 moléculas moléculas mol ?CH4 = 10 moles ?C2H6 = ? 20 moles 448? 22,41?/mol
?C3H8 = 440g 44g/mol ?10 moles MC3H8 ? 44g/mol
Luego: ?mezcla = ?CH4 + ?C2H6 + ?C3H8 ?mezcla = 10+20+10 = 40 moles Fracción molar = fm Fm = 1 4 10 40 ? ? ?C 3 H 8 ?t Finalmente:
PC3H8 = fmC3H8 fmC3H8 x PT PC3H8 = 1 4 x 12 atm = 3 atm 5. PC3H8 = 3 atm
Rpta. a
si la densidad de un gas es 4,47 g/L a condiciones normales. Hallar su peso b) 200 d) 44,8 molecular. a) 100 c) 22,4 e) 11,2 6. Qué volumen ocuparán 4 g de hidrógeno gaseoso a condiciones normales de presión y temperatura
a) 5,6 L b) 1,12 L c) 5,9 L d) 22,4 L e) 44,8 L 7. Qué presión en atmósferas ejerce una mezcla formada por 48 g de oxígeno gaseoso con8 g de helio contenidos en un recipiente de 70 L a 225 °C? a) 2,9 b) 2,0 c) 2,5 d) 3,5 e) 2,7 8. Determinar el peso molecular de una mezcla de SO2, CO2 y NH3 que están en una relación molar de 1, 3 y 4 respectivamente. b) 32,42 d) 27 a) 28,96 c) 30,15 e) 20,96 9. Qué volumen en litros ocuparán 300 g de oxígeno cuando se les recoge sobre agua a la temperatura de 20 ° c y a 735 torr de presión PvH2O = 17,5 torr a 20 °C a) 198 b) 239 c) 389 d) 347 e) 489 10. Qué tiempo se demora en difundirse 1 mL de O2, si 1 mL se demora 4 s, a las mismas condiciones de presión y temperatura? a) 4 s b) 8 s c) 12 s d) 16 s e) 10 s
SOLUCIONES Son mezclas o dispersiones homogéneas entre sólidos, líquidos y gases. Una solución está compuesta por dos componentes, las cuales son: “SOLUTO” y “SOLVENTE”. Fig. 2 NaCl: soluto (Sto) NaCl + H2O H2O:solvente(Ste) Solución de Na Cl) Solución (Sol).
Soluto: Es el que se disuelve e interviene en menor cantidad, pudiendo ser sólido, líquido y gaseoso. Solvente: Es el que disuelve al soluto e interviene en mayor cantidad pudiendo ser sólido, líquido y gaseoso.
CLASES DE SOLUCIONES I. AL ESTADO DE ACUERDO FÍSICO Las soluciones pueden ser: Sólidas, líquidas y gaseosas, cabe señalar que el estado de la solución, no está determinado por el estado de sus componentes, sino por el solvente. Ejemplo: Sol Gaseosa Sol Líquida Sol Sólida Aire Alcohol 70 º Acero II. DE ACUERDO A LA CONCENTRACIÓN DEL SOLUTO
2.1 Físicas
a. Soluciones Diluídas Que contiene poco soluto en relación a la cantidad del solvente.
Ejemplo: 0,4 g de NaOH en 100 mL de H2O b. Soluciones Concentradas Que contiene mucho soluto con relación a la cantidad del solvente. al 98 % en Ejemplo: Acido sulfúrico peso. c. Soluciones Saturadas Es la que contiene disuelta la máxima cantidad posible de soluto a una temperatura dada.
Ejemplo: 5 g de azúcar en 100 mL de H2O
d. Soluciones sobresaturadas Es aquella que contiene disuelto un peso mayor que el indicado por su solubilidad a una temperatura dada, constituyen un sistema inestable. Ejemplo: Na Cl
H2O
Fig. 1
%Msto = Msto %Vsto ? Vsto Ejemplo: 50 g de azúcar en 250 mL de H2O (Jarabe) 2.2 Químicas a. Soluciones Acidas: Son aquellas que presentan mayor proporción de Iones “H+” que los iones “OH-” Ejemplo: Solución acuosa de HCl b. Soluciones Básicas: Son aquellas que presentan mayor proporción de iones “OH-” que los iones “H+” Ejemplo: Solución acuosa de NaOH c. Soluciones Neutras: Son aquellas que presentan las de los mismas proporciones iones “H+” y “OH-” Ejemplo: Solución acuosa de NaCl
SOLUBILIDAD (S) Es la cantidad máxima del soluto que se solubiliza en 100 g de solvente a una temperatura dada: masa (Soluto ) 100g H2O S? SOLUCIONES VALORADAS Son aquellas soluciones de concentración conocida. CONCENTRACIÓN Es la cantidad de soluto disuelto por unidad de masa o volumen de solución. La concentración de una solución valorada se puede expresar en: DE A.
A.1 UNIDADES FÍSICAS CONCENTRACIÓN Porcentaje en masa (%M) x100 Msol
Msoluto : masa del soluto Msolución: masa de la solución
%Msto = Porcentaje en masa del soluto A.2 Porcentaje en Volumen
x100 Vsol %Vsto = porcentaje en volumen del soluto Vsto = volumen del soluto Vsol = volumen de la solución. en A.3 Masa del Soluto Volumen de Solución C = Msto C = Vsol
concentración de la solución (g/ml, g/?, mg/?, etc.) Msto: masa del soluto Vsol: volumen de la solución Cuando la expresión se expresa en mg/? se denomina como “Partes por millón” (p.p.m.). 1 p.p.m. = 1 miligramo (soluto) 1litro(solución) B. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN B.1 Molaridad (M)
Es el número de moles del soluto disuelto en un litro de solución. M = nsto Vsol(L) = msto(g) MstoVsol(L) M = molaridad (mol/?) nsto = Número de moles del soluto Vsol = Volumen de la solución en litros. msto = masa del soluto en gramos M sto = masa molar del soluto B.2 Normalidad (N) Es el número de equivalentes de soluto disuelto en un litro de solución. N = N º Eq ?gsto Vsol(L) = msto P.Esto ?Vsol(L) Nº Eq-gsto = número de equivalente gramos del soluto Vsol = volumen de la solución en litros msto = masa del soluto en gramos P.E.sto = Peso equivalente del soluto Peso equivalente de algunas funciones:
P.E. = M ? M = Masa molar Ejemplos: 1. Acido Sulfúrico (H2SO4) M = 98 ? = 2 P.E. = 98 2 ? 49 2. Hidróxido de sodio (NaOH) M = 40 ? = 1 P.E. = 40 1 ? 40 +1 de sodio 3. Carbonato (Na2CO3) M = 106 ? = 2 P.E. 106 2 ?53 RELACIÓN ENTRE “N” Y “M” N = M x ? Observación Si se conoce la densidad y el % en masa % Msto, la molaridad se obtiene: M = % Msto x Dsol x 10 Msto B.3 Molalidad (m): Es el número de moles por masa de solvente en kilogramos. m = ?sto mste(kg) = msto M sto ?mste(kg)
?1 ?sto = Nº de moles del soluto mste = masa del solvente en kg msto = masa del soluto en gramos M sto = masa molar del soluto
B.4 Fracción molar (fm) Es la fracción de moles de soluto en relación a las moles totales. fmsto = ?sto ?totales manera para el de igual solvente fmste = ?ste ?totales DILUCIÓN DE UNA SOLUCIÓN
Consiste en preparar soluciones de menor concentración a partir de soluciones concentradas añadiendo agua; en la cual el número de moles permanece constante. Sean: Solución inicial Solución final
M1 = V1 M2 = ?2 V2 ?2 = M2 . V2 Luego:
?1 = M1 . V1 y
Pero se sabe que: ?1 = ?2
Por lo tanto: M1 . V1 = M2 . V2
ó también
N1 . V1 = N2 . V2
Ejemplo: ¿Qué volumen de agua en litros debe agregarse a 3 litros de HNO3 6M, para obtener una solución 4M? Solución Datos: Inicio: M1 = 6 V1 = 3 L
Dilución: M2 = 4 V2 = 3 + Vagua
En la ecuación de dilución: M1 . V1
6 . 3 = = M2 . V2
4 . (3 + Vagua) Vagua = 1.5 litros MEZCLA DE SOLUCIONES DEL MISMO SOLUTO
Son mezclas de dos o más soluciones de igual o diferente concentraciones de un mismo soluto. Sol. Nacl C2 V2 Sol. Nacl C1 V1 Sol. Nacl C3 V3
Donde: C1, C2 y C3 = molaridad o normalidad V1, V2 y V3 = volumenes (ml,?)
Luego: ?sol(1) + ?sol(2) = ?sol(3) ? ? ? M1.V1 + M2.V2 = M3.V3 También puede ser: ?Eq-g(1) + ?Eq-g(2) = ?Eq- g(3) ? ? ? N1.V1 + N2.V2 = N3.V3 Ejemplo: Si se añade 3 litros de HCl 6 M, a 2 litros de HCl 1,5 M. Hallar la normalidad resultante. M1 = 6; V1 = 3 L
M2 = 1,5; V2 = 2 Solución: Solución 1:
Solución 2: L Solución resultante: M3 = ?; V3 = 5 L
M1.V1 + M2.V2 = M3.V3
6 . 3 + 1,5 . 2 = M3.5 M3 = 21 / 5 = 4,2 M
NEUTRALIZACIÓN O TITULACIÓN ACIDO – BASE
Es el proceso completo de la adición de un ácido o una base a una base o un ácido y la determinación del punto final o punto de equivalencia, en la cual el ácido o la base a sido totalmente neutralizado. En una neutralización siempre debe cumplirse que:
ACIDO + BASE ? SAL + AGUA
Donde se cumple: ?Eq – g(Acido) = ?Eq-g (Base) Luego: Nacido . Vacido = Nbase . Nbase Ejemplo ¿Qué volumen de ácido sulfúrico (H2SO4) será necesario para neutralizar 30 ml de NaOH 2 N?
ESTADO LÍQUIDO
Los líquidos, como los gases, son fluidos. Esto indica que, aunque las moléculas sean mantenidas juntas por fuerzas de atracción, estas fuerzas no son lo suficientemente fuertes para mantenerlas, rígidamente en su lugar.
Entre sus moléculas las Fuerza de Repulsión, son similares en intensidad a las Fuerzas de Cohesión, por ello pueden adquirir la forma del recipiente que los contiene sin variar su volumen: son ISOTROPICOS, porque sus propiedades físicas son iguales en todas las direcciones; son relativamente incomprensibles al aumentar su temperatura, se evapora más rápidamente observándose que la superficie tiende a enfriarse.
A ?y s I. 1. PROPIEDADES Evaporación Este proceso se lleva a cabo cuando algunas moléculas de la superficie líquida pasan lentamente a vapor.
2. Viscosidad Es una cualidad inversa a la fluidez. Se define como la resistencia experimentada por una porción de un líquido cuando se desliza sobre otra, debido a las fuerzas internas de fricción.
Imaginemos que se tiene 2 gotas sobre un plano; una de agua y otra de aceite, al indicar el plano observamos que la gota de agua resbala más rápidamente que la gota de aceite; se de debe precisamente a la viscosidad. Para analizar matemática y físicamente este fenómeno, usemos un poco la imaginación.
Supongamos un líquido entre dos capas paralelas, como se muestra en la figura: Una fuerza tangencial o de corte F se aplica a la capa superior y se deja que la inferior permanezca estacionaria. Para la mayoría de los líquidos, se ha descubierto que la fuerza por unidad de área F/A necesaria para impulsar a una capa de líquido en relación a la capa siguiente, es proporcional a la relación del cambio de velocidad al cambio en la distancia perpendicular al flujo ?v/?y, que se denomina gradiente de velocidad, matemáticamente: F A ?v ?y ? n ? F ?v . n = F.?y A.?v Donde:
n = Cte de Proporcionalidad llamada coeficiente de viscosidad A = Area de la capa de líquido F = fuerza tangencial o de corte ?y = Cambio de distancia perpendicular ?v = cambio de velocidad
Los líquidos que obedecen a esta relación se conocen como líquidos newtonianos.
UNIDADES: F = cm s g.cm 2 ; y ?cm ; A ?cm2; V ? unidad que Por lo tanto la tomaría “n” será: n = g cm.s ? poise ha de Experimentalmente se determinado la viscosidad H2O igual a: nH2O = 0.01 poise = 10-2 poise = 1 centipoise (cp) A(cm2) y = distancia perpendicular al flujo entre dos placas paralelas F (dinas) V (cm/s)
Entones el centipoise se usará como unidad de viscosidad. VISCOSIDAD DE ALGUNOS LÍQUIDOS EN cp: Los factores moleculares que afectan a la viscosidad de un líquido son el tamaño molecular, la forma y las interacciones entre las moléculas.
Durante la medición de la viscosidad de un fluído, es esencial que la temperatura permanezca constante, puesto que su elevación provoca una disminución de la viscosidad de un líquido. 3. Tensión Superficial (t) Podríamos definir la tensión superficial como una medida del trabajo que se debe hacer para llevar una molécula del interior de un líquido a la UNIDADES: ? = erg cm2 Dinas cm ? Tensión superficial para algunos líquidos en Dinas/cm II. 1.
2. 3.
4. 5. CARACTERÍSTICAS Los líquidos están caracterizados por tener volumen propio Se usan como disolventes Son poco comprensibles (necesitan alta presión) Fluyen rápidamente Se difunden más lentamente que los gases ESTADO SÓLIDO
Es aquel estado físico de agregación de partículas (átomos, iones o moléculas), tal que la fuerza de cohesión entre ellas, es lo suficientemente intensa para definir un sistema condensado de gran estabilidad, este sistema es tal que en la estructura formada, las partículas no se pueden desplazar libremente y sólo están dotadas de un movimiento vibratorio.
Este estado se define para cada sustancia a condiciones precisas de presión y de temperatura. I. DIAGRAMA DE FASE: El diagrama de fase es una representación gráfica de las superficie.
Por tal razón, los líquidos con mas fuerzas intermoleculares (Dipolo- Dipolo y Puente de Hidrógeno) tendrán una mayor tensión superficial.
Gráficamente, podemos representar la atracción de las moléculas de la superficie de un líquido hacia el interior.
Moléculas en la superficie
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