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Guía de Temario CientíficoEditar

QuímicaEditar

Profesor: Gerardo CáceresEditar

A EL ÀTOMO

A.1 Electrones, Protones, Neutrones, nùmero de masa, nùmero atòmico, isòtopos


Electrones

Partículas subatómicas que tienen una masa muy pequeña y una carga eléctrica unitaria negativa.

Gráfica 1, El átomo.

Atomo 0

Protones

Partículas subatómicas que tienen una carga eléctrica positiva unitaria. La masa de un protón es aproximadamente 1,840 veces la de un electrón.

La unidad estándar para medir la masa de los átomos es el Dalton, también llamado Unidad de Masa Atómica (UMA). Un Neutrón tiene una masa de 1.008 Daltons y un protón una masa de 1.007 Daltons.


Neutrones

Partículas subatómicas que no tienen carga eléctrica neta. Su masa es ligeramente mayor que la de un protón.


Número de masa (A)

Número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo.


Numero atómico (Z)

Número de protones en el núcleo de un átomo.


Isótopos

Átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes números de masa.

Ejemplo

Dos isótopos comunes del uranio, con números de masa 235 y 238, respectivamente:

235U - 238U


El primer isótopo se emplea en reactores nucleares y en bombas atómicas.


Bibliografía:

http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/elementos_Quimicos.htm

Quimica Raymond Chang. Editorial Mc Graw Hill. Novena Edición. Páginas 43, 46, 47, 48, 49 y 50


A.2 Configuraciones electrónicas

La configuración electrónica de un elemento es la ubicación de los electrones en los orbitales de diferentes niveles de energía. La forma de mostrar de que manera se distribuyen los electrones en un átomo, es por medio de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario seguir los siguientes pasos:

• Saber el numero de electrones que el átomo tiene; es suficiente con conocer el numero atómico del átomo en la tabla periódica.

• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo.

• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel.

Capacidad Los orbitales se llenan de forma creciente de energía, usando únicamente dos electrones por cada orbital, esto es según el principio de construcción de Aufbau. Existen 7 niveles de energía numerados del 1 que es el más cercano al núcleo al 7 el mas lejano al núcleo. Cada nivel tiene sus electrones repartidos en diferentes subniveles que son: s,p,d,f, en cada subnivel hay un numero determinado de orbitales que se pueden contener, como máximo 2 electrones cada uno. Hay un orbital tipo s, tres orbitales tipo p, cinco orbitales tipo d y siete orbitales de tipo f. Con esto tenemos la cantidad máxima de electrones en cada subnivel que serian: 2 en el s, 6 en el p ( 2 electrones por 3 orbitales), 10 en el d (2x5) y 14 en el f (2x7). Es importante saber cuantos electrones tiene el nivel mas externo de un átomo porque son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar los compuestos.

Bibliografia: Cuaderno Quimica, www.google.com,Libro "Quimica de Chang"


B TABLA PERIODICA

B.1 Antecedentes, esfuerzos por ordenar de manera sistemática los elementos conocidos

A principios del siglo XIX, ya eran conocidos un buen número de elementos, a los químicos de la época les inquietaba encontrar criterios que permitieran ya no tan sólo ordenar los elementos conocidos sino poder predecir futuros descubrimientos. El problema no era fácil se trataba de llegar a los cimientos de la Tabla Periódica tal y como la conocemos en nuestros días.

Para ello tuvieron que esperar a que en enunciara la ley periódica de los elementos químicos y publicara "Fundamentos de Química" en el cual por primera vez, toda la química inorgánica fue expuesta desde el punto de vista de la ley periódica.

Döbereiner En 1829 Döbereiner intentó agrupar los elementos en función de la variación de sus propiedades en grupos de 3: sus famosas "triadas". Observó que el bromo parecía tener propiedades: reactividad y peso atómico, que estaban a medio camino entre las del cloro y las del yodo. Igualmente con Ca/Sr/Ba y S/Se/Te. A pesar de que el camino para hallar una ordenación de los elementos estaba iniciado, el hecho de que Döbereiner no pudiera encontrar más "triadas" y de que el peso atómico, por aquel entonces, no era considerado una característica relevante de los elementos dió lugar a la indiferencia general y que su descubrimiento fuera considerado una mera coincidencia.

Newlands En 1865 lo intentó con grupos de 8: sus "octavas" y de acuerdo a un criterio parecido al de Döbereiner, esto es según pesos atómicos crecientes. Pero su mérito consistió en ir un poco más allá al disponerlos en forma de una matriz de 7 filas.

-H Li Be B C N O

-F Na Mg Al Si P S

-Cl K Ca Cr Ti Mn Fe

Observó que en una misma columna vertical tendían a quedar elementos de características parecidas: el octavo F se parecía al primero H, el segundo Li al noveno Na. Esta observación de que cada octavo elemento tenía propiedades semejantes, le condujo a comparar sus "octavas químicas" con las octavas musicales sugiriéndole una armonía química fundamental como en la música. Efectivamente Newlands se "enamoró" de su planteamiento de periodos iguales y absolutos, obviando carencias graves del mismo: en su tabla no había lugar para los elementos nuevos y, por otra parte, algunos elementos no encajaban en el lugar que tenían asignado en la tabla de acuerdo al criterio de similitudes.

Mendeleiev Algunos años más tarde, Mendeleiev presentó su esquema basado ya no tan sólo en el orden creciente de los pesos atómicos sino también en las valencias de los elementos. Introdujo periodos largos después de los dos periodos de 8 elementos y sobre todo, dejó huecos por rellenar en aquellos casos en donde no se conocía el elemento si bien fue capaz de anticipar sus propiedades de acuerdo a conclusiones extrapoladas de su tabla. Este químico inglés encontró que, si ordenaba los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos y los numeraba empezando por el hidrógeno, las propiedades de elementos semejantes se repetían periódicamente.

MoseleyBasándose en los trabajos de W. H. Bragg y M. von Laue acerca de la refracción de los rayos X por parte de las estructuras cristalinas, inició el estudio de la radiación característica de los rayos X de los diversos elementos, a fin de determinar sus longitudes de onda y compararlas entre sí. De este modo logró demostrar la disminución de la longitud de onda característica de dichos rayos con el aumento del peso atómico del elemento estudiado. De dicha manera fue posible completar la tabla periódica de los elementos, para lo cual Moseley formuló también el concepto de número atómico en 1914, además de reordenarlos de forma correcta.

Bibliografia http://es.wikibooks.org/wiki/Electricidad/Ap%C3%A9ndice_2:_Tabla_Peri%C3%B3dica

Libro Quimica de Chang Novena edicion capitulo 2.4

B.2 Organización actual de la tabla periódica, grupos, períodos, metales, no metales, metaloides, periodicidad, información contenida en la tabla

Se invento la tabla debido a la necesidad de organizar los elementos y también a causa al reconocimiento de las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos. Dicha tabla es una tabla en el que se muestran todos los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. En las tablas periódicas modernas se encuentran los elementos organizados respecto a su número atómico en filas horizontales llamadas períodos, y en columnas verticales llamadas familias o grupos.

Los elementos no solo tienen su período y su familia, cada uno de ellos pertenece a uno de las tres categorías divididas por la tabla periódica. Estas tres categorías son:

• Metales: Los elementos pertenecientes a los metales son conductores de calor, así como también de electricidad. Estos llegan a formar iones positivos en los compuestos iónicos. Existen dos filas que normalmente se encuentran debajo de la tabla, estas simplemente están allí para que la tabla no sea demasiado grande y que sea convencional.

• No metales: Los no metales son malos para conducir el calor y la electricidad. Con excepción del Hidrogeno (H), los no metales están a la derecha de la tabla periódica.

• Metaloides: Son aquellos elementos que se encuentran entre los metales y los no metales, por consecuencia, tiene las propiedades intermedias entre ambos.

A pesar de que los elementos se conocen por su número de grupo o de columna, también algunas columnas se hacen conocer por nombre. Es por conveniencia que algunos grupos de elementos tienen nombres específicos. Son los siguientes:

• Metales alcalinos: Del grupo 1A (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr)

• Metales alcalinotérreos: Del grupo 2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra)

• Halógenos: Del grupo 7A (F, Cl, Br, I y At)

• Gases Nobles: Del grupo 8A (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) Por conclusión la tabla periódica de los elementos fue construida y organizada para ser una herramienta útil para el proceso químico y sus comportamientos. En ella se correlacionan las propiedades de los elementos en forma sistemática.

Bibliografía:

• Novena edición; Química, de Raymond Chang; Mc Graw Hill.

• Apuntes tomados en clase del año 2008


C NOMENCLATURA

C.1 Nomenclatura de compuestos iónicos binarios, sistemas Tradicional, Stock y Funcional

Nomenclatura Stock

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con nombre especifico, anteponiendo a este número, encerrado entre paréntesis, se escribe el no metal y despues el metal de esta forma: no metal + de + metal + el No. de valencia. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo.

Ejemplo: Fe2+3S3->2. Sulfuro de hierro (III)


Nomenclatura tradicional o clásica o funcional

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre especifico con una serie de prefijos y sufijos.

Cuando el elemento sólo tiene una valencia, se usa el sufijo –ico o simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la silaba “de”.

Cuando tiene más de tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos

hipo - … - oso        (para números de valencia 1 y 2)
      … - oso         (para números de valencia 3 y 4)
      … - ico         (para números de valencia 5 y 6)
per  - … - ico        (para el número de valencia 7)
   

Ejemplo: Mn2O7 Óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de dos números de valencia y con el que trabaja en este compuesto es el 7).

C.2 Nomenclatura de compuestos iónicos ternarios, sistemas Tradicional, Stock y Funcional.

Nomenclatura de compuestos iónicos ternarios, sistemas Tradicional, Stock y Funcional.Actualmente existen tres tipos de nomenclatura: la Stock en honor al químico Alemán Alfred Stock, la nomenclatura tradicional y la establecida por la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), llamada también funcional o sistemática, con el tiempo se espera que esta última sustituya el uso de los otros sistemas de nomenclatura. Cuando un elemento presenta un número de oxidación variante como por ejemplo el cobre pueden aplicarse diferentes normas como se observa en el siguiente cuadro donde se aplican los 3 sistemas de nomenclatura:

Compuesto Nomenclatura Stock Nomenclatura Funcional Nomenclatura tradicional Cu2O Óxido de cobre (I) Monóxido de dicobre Óxido cuproso CuO Óxido de cobre (II) Monóxido de cobre Óxido cúprico

En el sistema Stock se escribe el nombre genérico, en este caso óxido, seguido por la preposición de y el nombre del elemento. Adicionalmente, entre paréntesis se escribe en número romanos el número de oxidación del elemento unido al oxígeno. Si el elemento tiene un solo número de oxidación, se omite el número romano dentro de un paréntesis.

Cu2O Oxido de cobre(I)

Cu2O Monóxido de di cobre

La nomenclatura tradicional, utiliza los sufijos ico y oso y los prefijos hipo y per de la siguiente manera: si el elemento presenta dos números de oxidación, se utiliza ico para el mayor número de oxidación del elemento que acompaña el oxígeno y oso para el menor.

Fe2+ O2- : Oxido ferroso. Fe3+ O2- : Oxido ferrico. http://www.salonhogar.net/Quimica/Nomenclatura_quimica/indice.htm


C.3 Nomenclatura de compuesto iónicos cuaternarios, sistemas Tradicional, Stock

COMPUESTOS CUATERNARIOS:

constituidos por más de tres elementos diferentes. (NH4)2CO3 Carbonato de Amonio KNaLiPO4 Fosfato de Litio Sodio y Potasio

En este caso, la escritura de las formulas sigue los mismos criterios que en los anteriores, pero existen algunos en que es necesario modificarlos para que la fórmula sea más representativa de la forma en que los átomos se encuentran unidos en la molécula.

Son ejemplos de fórmulas de compuestos diferentes aunque formados por los mismos elementos. HOCN ácido isociánico HNCO ácido ciánico HONC ácido fulmínico


C.4 Nomenclatura de compuestos moleculares
Los compuestos moleculares están formados por unidades moleculares discretas, por lo general no metálicos. En su mayoría son compuestos binarios y estas son similares a las de los compuestos iónicos binarios.

Forma de nombrarlos:

a. Se nombra primero el segundo elemento acompañado por el sufijo “uro”.

b. Se coloca de ultimo el primer elemento.

Es muy común que un par de elementos formen diferentes compuestos, en esos casos se utiliza los prefijos griegos para la notación del número de átomos. Los elementos con prefijo griego que no poseen ningún numeral se utilizan con el sufijo “mono”. Sufijo

Ejemplos sin prefijo griego:

a. HCl: Cloruro de Hidrogeno.

b. SiC: Carburo de Silicio.

Ejemplos con prefijo griego:

a. CO: Monóxido de carbono.

b. N2O4: Tetróxido de di nitrógeno.

La excepción a los prefijos griegos son los compuestos que contienen hidrogeno, los cuales tienen frecuentemente nombres propios. Los compuestos con nombres propios son los siguientes:

a. B2H6: diborano

b. CH4: metano

c. SiH4: silano

d. NH3: amoniaco

e. PH3: fosfina

f. H2O: agua


D REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

D.1 Fuerzas intermoleculares: el enlace iónico y el enlace covalente, tipos de enlace covalente

El Enlace Iónico

En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro.

El metal dona uno o más electrones formando aniones que son iones con carga negativa o cationes con una carga positiva y configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un enlace.

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.


El Enlace Covalente

En química, las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar y se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten un electrón, es decir se unen por uno de sus electrones del último orbital, el cual depende del número atómico del átomo en cuestión.


Tipos de Enlace Covalente

Existen dos tipos de sustancias covalentes:

Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas. Tienen las siguientes propiedades:

Temperaturas de fusión y ebullición bajas. En condiciones ordinales (25 ºC aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos Son blandos en estado sólido. Aislantes de corriente eléctrica y calor. Solubilidad. Las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante). Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos. Tienen estas propiedades:

Elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Sólidos en condiciones ordinales. Son sustancias muy duras (excepto el grafito). Aislantes (excepto el grafito). Insolubles.

Bibliografía:

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente

D.2 Fuerzas intramoleculares: fuerzas de Van der Waals, Puente de Hidrógeno, electronegatividad, carga formal, resonancia, excepciones a la regla del octeto

Juan Pablo Maldonado 26-06-2009



Química (Fuerzas intermoleculares): Fuerzas de Van der Waals, puente de hidrógeno, electronegatividad, resonancia, y excepciones a la regla del octeto.


• Fuerzas intermoleculares: Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Estas fuerzas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Esta transmisión de la fase gaseosa a la fase líquida, se conoce como condensación. Las fuerzas intermoleculares mantienen juntos a los átomos de una molécula. Estas fuerzas estabilizan a las moléculas individuales, en tanto que las fuerzas intermoleculares son las principales responsables de las propiedades microscópicas de la materia.

Para comprender las propiedades de la materia condensada, es necesario entender los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares. Las fuerzas dipolo-dipolo inducido, y las fuerzas de dispersión integran lo que los químicos denominan fuerzas de Van der Waals. La resonancia es el uso de dos o más estructuras de Lewis para representar una molécula específica.

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia el en un enlace químico. La electronegatividad puede expresarse en una escala dimensional que va de 0 a 4.0, o puede expresarse en una escala porcentual. La diferencia de electronegatividad entre dos elementos nos da una idea bastante exacta de la naturaleza del enlace que se formará entre dos elementos. Aunque existe una gran cantidad de ejemplos de enlaces covalentes puros, no existe un enlace iónico puro, debido a que no puede haber una diferencia de electronegatividad igual a 4.0.

Las excepciones en la regla del octeto se dan cuando los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes. En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir, cuando dos átomos comparten dos o mas pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un puente de hidrógeno es Un enlace de hidrógeno es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor.


Bibliografía: Libro: Química de Chang, novena edición. Resumen hecho en clase el 17-07-2009.


D.3 Fórmula empírica, fórmula molecular

La fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos.

Se escriben de manera en que los subíndices de las fórmulas moleculares se reduzcan a los números enteros más pequeños que sea posible.

Ejemplo

Escriba la fórmula empírica de las siguientes moléculas: a) acetileno (C2H2), que se utiliza en los sopletes para la soldadura; b) glucosa (C6H12O6), sustancia conocida como azúcar sanguíneo; c) óxido nitroso (N20), compuesto gaseoso utilizado como anestésico (gas hilarante) y como propelente para cremas en aerosol.

  • Para establecer la fórmula empírica, los subíndices de la fórmula molecular se deben escribir como los números enteros más pequeños que sea posible.

a) En el acetileno hay dos átomos de carbono y dos átomos de hidrógeno. Dividiendo los subíndices entre 2, se obtiene la fórmula empírica CH.

b) En la glucosa hay seis átomos de carbono, 13 átomos de hidrógeno y seis átomos de oxígeno. Al dividir los subíndices entre seis se obtiene la fórmula empírica CH20. Obsérvese que al dividir los subíndices entre tres, se obtendría la fórmula C2H402. Aunque la relación de átomos de carbono a hidrógeno y a oxígeno en C2H4O2 es la misma que en C6H1206 (1:2:1), C2H402 no es la fórmula más sencilla porque los subíndices no mantienen la proporción más pequeña en números enteros.

c) Debido a que los subíndices en N20 son los números enteros más pequeños posibles, la fórmula empírica del óxido nitroso es la misma que su fórmula molecular.

La fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.

El subíndice numérico indica el número de átomos de cada elemento que están presentes.

Ejemplo

Hidrógeno (H2); Agua (H2O); Amoniaco (NH3); Metano (CH4).

Bibliografía: pendiente...


D.4 Reacciones químicas

Reacciones químicas. Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), Combustión, solubilización, oxidoreduccion y Precipitación. La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, etc. El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:

798456

Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante. Y el rendimiento depende del calor que expone la reacción.


D.5 Ecuaciones químicas, Reactivos y productos, balanceo de ecuaciones químicas por el método de ensayo y error, balanceo de ecuaciones químicas por el método algebraico.

Ecuaciones químicas, reactivos y productos, balanceo de ecuaciones químicas por el método de ensayo y error, balanceo de ecuaciones químicas por el método algebraico.

Ecuaciones químicas: Una ecuación química describe mediante símbolos una reacción química. Muestra las reacciones de las sustancias, ya sean reactivos o reactantes, y las sustancias o productos que se obtienen. Las ecuaciones químicas nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Con una ecuación química podemos visualizar el reactivo

La ecuación química nos ayuda a visualizar el reactivo que son los que tendran una reacción química y el producto que es lo que se obtiene de este proceso.


D.6 Relaciones de masa, reactivo limitante, reactivo en exceso, determinación experimental de fórmulas empíricas, masa molar, masa molecular, composición porcentual de masa, rendimiento de reacciones

• Reacciones de masa, reactivo limitante, reactivo en exceso, determinación experimental de formulas empíricas, masa molar, masa molecular, composición porcentual de masa, rendimiento de reacciones.

En este ensayo me enfocare en las reacciones y ecuaciones químicas, para esto es necesario tener una idea plasmada sobre que es y que trata la química.

Química es el estudio de la materia y de sus cambios orgánicos. Existe la química orgánica que es la rama de la química que estudia los compuestos del carbono y la inorgánica que es el estudio de la formación, estructura y reacciones de los elementos y compuestos orgánicos. Las reacciones químicas es el proceso en el cual una sustancia cambia para formar una o mas sustancias nuevas, para esto la ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar lo que ocurre durante dicha reacción química. En las reacciones de masa se encuentra el reactivo limitante es aquel reactivo que en una reacción se consume de primero. En una reacción uno o más reactivos presentes en cantidades superiores a las necesarias para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante le podes llamar como un reactivo en exceso.

En una formula empírica se indican cuales elementos están presentes y la proporción mínima, en números enteros, entre los átomos, pero no necesariamente indican el numero real de átomos en una molécula dicha molécula determinada. Se le llama masa molara a aquella masa de un mol de átomos, moléculas o otras partículas, las unidades de la masa molar son: gramos o kilogramos. La masa molecular es la suma de todas las masas atómicas que están presentes en una molécula, se da en: uma, que es masa exactamente igual a 1/12 parte de la masa de un átomo de carbono 12.

La composición porcentual de masa (cpm) es una conocida formula de un compuesto químico, el cual es posible encontrar el porcentaje de masa con el que cada ejemplo que forma dicho compuesto esta presente en el mismo. El rendimiento de reacción se determina por medio de dos rendimientos, esto son:

  • Rendimiento teórico de una reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante.
  • Rendimiento real, el cual es la cantidad de producto que se obtiene en una reacción, normalmente este rendimiento es menor al teórico.

En conclusión, sabemos que la química es el estudio de la materia y sus cambios, esa materia se puede encontrar realizando varios procesos como he explicado antes.

Ejemplo:


• La urea se prepara con: Amoniaco y Dioxido de carbono, en base a:

2NH3 + CO2  (NH2)2CO + H2O

En un proceso se ha hecho reaccionar 637.2g de amonio con 1142 g de Dioxido de Carbono: 637.2g NH3-1142g CO2

A. Cual es el reactivo limitante?

B. Cual es la masa de urea que se forma?

C. Cuanto reactivo en exceso se recupera al finalizar la reacción?

A. NH3 637.2g*1mol/17.04g= 37.4mol

CO2        1142g*1mol/44.01g= 25.95 mol


37.4mol  NH3*1molCO2/2mol NH3= 18.7mol CO2
25.95mol CO2* 2mol NH3/1mol CO2 = 59.9mol NH3


B. 37.4molNH3*1mol(NH2)2CO/2molNH3 =18.7mol(NH2)2CO

18.7mol Urea* 60.07gUrea/1mol Urea= 1123.31 g Urea


C. 25.95mol CO2 – 18.7mol CO2 =7.25mol


Bibliografía:

http://www.minademas.com/wp-content/uploads/2008/03/trazabilidad.jpg

http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica_/_Composici%C3%B3n_porcentual

http://es.geocities.com/jjportero2004/formulasempiricas/determinacionformulas2.htm


D.7 Velocidad de reacción, equilibrio químico

Velocidad de Reacción “La velocidad de reacción es el cambio en la concentrqción de un reactivo o de un producto con respecto del tiempo” (Química de Chang, Novena Edición). La ciencia que estudia las velocidades de reacción de las reacciones químicas es la cinética química. Para determinar la velocidad de reacción de una reacción química se divide la disminución de la concentración de los reactivos y se divide entre el tiempo; También se puede calñcular la velocidad de reacción midiendo el aumento de la concentración de los productos dividida el tiempo. Para una reacciónVelocidad se utilizan la fórmulaDe reacción donde ( − ΔcA) es la disminución de la concentración del reactivo y vR es la velocidad de reacción. La velocidad en la que disminuyen los reactivos es igual a la velocidad a la que aumentan los productos. Las velocidades que se obtienen de esta manera son llamadas velocidad promedio ya que la mayoría de velocidades de reacción son una curva. Para medir velocidades de reacción se mide la concentración del reactivo respecto al tiempo. Para medir velocidades de reacciónes en disolucion se utilizan diferentes métodos. Las concentraciones se pueden medir por métodos espectroscópicos para especies coloras y si participan Iones también se puede medir por conductividad eléctrica; por último en las reacciónes con gases se puede medir con los cambios en la presión. Cuando la velocidad de reacción es una curva cada punto en la curva tiene una pendiente diferente que es una velocidad de reacción, a esta velocidad se le llama velocidad instantánea. La velocidad instantánes de una reacción siempre disminuye con el tiempo. En una reacción la velocidad instantánea de un momento específico dividida la concentración molar de una especie en ese momento debe dar siempre el mismo reesultado para cualquier momento de la reacción utilizando esa misma especie. A esta constante se le llama constante de velocidad.

Equilibrio Químico El quilibrio qímico es algo que se da en las reacciones químicas que son reversibles y se alcanza cuando “las velocidades de reacción directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes” (Química de Chang, Novena Edición). Cuando hay un equilibrio entre dos fases de la misma especie este equilibrio se denomina equilibrio físico. Durante el quilibrio la transformación de moleculas no se interrupe, sin embargo las concentraciones de las especies permanecen iguales porque sus velocidades de reacción son iguales.

Bibliografía Química de Chang, Novena Edición http://es.wikipedia.org/wiki/Cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica

E REACCIONES QUE SUCEDEN EN MEDIO ACUOSO

E.1 Reacciones ácido-base, titulaciones, neutralizaciones, escala de pH y pOH

Reacciones acido-base Una reacción acido-base, es una reacción en la cual se combina una disolución acuosa de un acido , con la de una base. Cuando esto sucede se produce una neutralización.

Titulaciones Las titulaciones, son una técnica para determinar la concentración de sustancias en una solución.

Neutralizaciones Las reacciones de neutralización son reacciones entre ácidos y bases. Generalmente, en las neutralizaciones se produce agua y sal.

Escala de pH y pOH El pH de una disolución, se denomina como el logaritmo negativo de la concentración del ion Hidronio. La escala de pH se utiliza para medir la acidez de las disoluciones. La escala de pOH, es una escala análoga de la de pH, definiéndose como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidróxido en una disolución.

Bibliografia http://www.monografias.com/trabajos71/reacciones-acido-base/reacciones-acido-base.shtml Química Chang, novena edición


E.2 Reacciones de óxido reducción

Las reacciones redox se concideran como reacciones de transferencia de electrones, su aplicación la encontramos en muchas de las cosas que nos rodean como por ejemplo el uso de combustibles fósiles y el uso de detergentes. Una reacción de oxidación reduccion se divide en dos etapas: la primera es la reaccion de oxidación, que nos muestra la perdida de electrones (posee un elemento cualsea en el lado de los reactivos con un numero de oxidación mayor (o estado de oxidación que representa el numero de electrones que una partícula tendría si los electrones se transfirieran completamente en los compuestos ìonicos o en los moleculares). que el de los productos y aparece la suma de electrones del lado de los productos.esto al balancear la excuación por el método del íon electrón.) la reacción de reducción nos muestra una ganancia de electrones (disminunucion en el numero de oxidación y aparece la suma de electrones del lado de los reactivos.esto al balancear la ecuación por el método del ion electrón). el agente reductor es el que dona electrones al agente oxidante y lo reduce mientras que el se oxida, el agente oxidante que se reduce aparece en la reacción de reducción mientras que el agente reductor, que se oxida, aparece en la oxidación

Reacción de combinación Son aquellas en las que dos o mas sustancias se combinan para formar un solo producto, se puede representar como:

A+B=C

Si A o B son un elemento la reacción es redox por naturaleza

Reaccion de descomposición Es la ruptura de un compuesto en dos o mas sustancias, son lo opuesto a una raccion de combinación. Se pueden representar como:

C=A+B

Reacciones de desplazamiento En este tipo de reacciones un ìon de un compuesto es remplazado por un ion de un elemento. Se representa como

A+BC= AC+B

Estas reacciones se suelen agrupar en tres grupos principales:

Desplazamiento de hidrogeno: todos los elementos alcalinos y algunos alcalínoterreos (Ca, Sr, Ba) desplazaran al hidrogeno del agua fría.

Desplazamiento de Metal: un metal en estado libre puede desplazar a uno en un compuesto. Se puede predecir si un metal desplazara a otro o a un hidrogeno refiriendose a una serie de actividad que resume los posibles resultados de reacciones de desplazamiento, tambien es conocida como serie electroquimica.

Reactividad

Extraido de: http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://html.rincondelvago.com/000284360.png&imgrefurl=http://html.rincondelvago.com/metales_reactividad.html&usg=__r_lf-JecWH39E9so84P-lfYA_jI=&h=576&w=350&sz=165&hl=es&start=4&um=1&tbnid=PEgCAy5Pqtq73M:&tbnh=134&tbnw=81&prev=/images%3Fq%3Dserie%2Bde%2Bactividad%26hl%3Des%26sa%3DN%26um%3D1

Desplazamiento de Halógenos: tambien este se puede resumir en otra serie de actividad: F_2 >Cl_2>Br_2>I_2 Ya que la fuerza como agentes oxidantes de estos elementos disminuye conforme se avanza del fluor la yodo en el grupo 7A


Reacción de desproporción En esta reaccion un elemento en estado de oxidación se oxida y reduce al mismo tiempo Se podría representar asi 2A+BC= BA+AC notece que A es mas electronegativo que B pero menos que C.


Bibliografía: Quimica, Septima edición, Raymond Cang, McGraw Hill


F GASES

F.1 Sustancias que existen como gases, gases monoatómicos, gases diatómicos, gases inertes, presión atmosférica, presión de un gas en un sistema cerrado.

Gas: Es el estado de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas que no están unidas y tienen poca fuerza de atracción. Esto provoca que se expanda.

Algunas sustancias que existen como gases son: Gas Natural que se encuentra en yacimientos aislados y algunas veces cerca del petróleo y es muy volátil. La composicion de el gas natural es Metano CH4, Etano C2H6, Dióxido de Carbono CO2, Propano C3H8, Nitrógeno N.

El butano es otra sustancia que existe como gas y también es extremadamente inflamable ya que es un gas inodoro e incoloro en el proceso de su elaboración se le añade un olor desagradable. Helio otra sustancia que existe en estado de gas que es inodoro, incoloro e insípido es el elemento menos reactivo y no forma compuestos químicos. Gas Refrigerante las propiedades de este gas hacen posibles los cambios de temperatura, refrigeración o calefacción.

Gases Monoatómicos: Es un gas en donde sus átomos no están unidos entre si. En condiciones normales de temperatura y presión todos los gases nobles se vuelven monoatómicos, para encontrar un gas monoatómico la valencia debe ser cero o ser un gas Diatómico en condiciones extremadamente bajas en presión.

Gases Diatomicos: Son gases que tienen dos átomos del mismo elemento. En un gas diatomico la energía puede encontrarse en forma de energía cinética, esto hace que los gases puedan almacenar una mayor cantidad de energía a cierta temperatura.

Gases Inertes: Son gases que reaccionan difícilmente o no reaccionan en lo absoluto con otros elementos, la razón por la que los gases inertes sean inertes es que el conjunto de electrones de cada uno de sus átomos se distribuye en capas estables. Añadiendo o extrayendo electrones rompe esta distribución estable, no se pueden producir cambios electrónicos. Esto significa que tampoco se pueden producir reacciones químicas y que esos elementos son inertes. Algunos gases inertes son: helio, neon, argon, criptón y xenón.

Presión Atmosférica: Es la presión que se ejerce por el aire en cualquier punto de la atmósfera. La atmósfera en la tierra tiene una presión de 1013.25 hectopascales al nivel del mar. La medida de presión atmosférica en el Sistema Internacional es el Newton por metro cuadrado (N/m²) o Pascal (Pa) la presión atmosférica a nivel del mar en unidades internacionales es 101325 N/m² ó Pa.

Bibliografía: Cuaderno Quimica, www.google.com, Libro “Quimica de Chang”

F.2 Relación presión-volumen: Ley de Boyle

Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.

Estas son las formulas de relación Presión-Volumen:

Quimica


Bibliografía

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/ley_boyle.html


F.3 Ley de Charles y Gay Lussac

Jacques Alexandre Cesar Charles due un fisico frances, fue un conferencista privado, inventor de aparatos cientificos y el primero en utilizar hidrogeno para inflar globos.

Joseph Louis Gay-Lussac quimica frances, al igual que Charles, Gay-Lussac fue un apasionado de los globos. una vez acendio a una altitud de 20000 pies para recolectar muestras de aire con fines de investigacion

Sus estudios demostraron que a una presion constante el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae al enfriarse. Las relaciones cuantitativas implicadas en estos cambios de temperature y volumen del gas resultan ser notablemente congruentes. por ejemplo, se observa un fenomeno interesante cuando se estudia la relacion entre temperatura y columen a varias presiones. A cualquier presion dada, la grafica de volumen en relacion con la temperatura es una linea recta. Al extender la regla al volumen 0 se encuentra que la interseccion de temperatura tiene un calor de -273.75°C. A cualquier otra presion se obtiene una recta difertente para la grafica de volumen y temperatura, pero se alcanza la misam inteseccion para la temperatura al columen cero.


F.4 Ley de Avogadro

Ley de Avogradro

El italiano Amadeo Avogadro complemento los estudios de Boyle y de Gay-Lussac. Formulo una hipotesis en donde establecio que a la misma temperatura y presión, volumenes iguales de diferentes gases contienen el mismo numero de moleculas. De ahi que el volumen de cualquier gas debe ser proporcional al numero de moles de moleculas presentes

V=K4n

En donde n representa el numero de moles y K4 es la constante de proporcionalidad

La ley de Avogadro establece que A presion y temperatura constantes, el volumen de un gas es diretamente proporcional al numero de moles del gas presente

Cuando dos gases reaccionan entre si los volumenes que reaccionan de cada uno de los gases tienen una relacion sencilla entre si. Si el producto de un gas, su volumen se relaciona con el volumen de los reactivos mediante una relacion sencilla, esto fue lo que demostro antes Gay-Lussac.

F.5 Ecuaciones universales del gas ideal

Ecuaciones universales del gas ideal. Ecuación del gas ideal, explica la relación entre las cuatro variable P, V, T y n. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal. Las moléculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre sí, y su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que lo contiene. Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal, las discrepancias en el comportamiento de los gases reales en márgenes razonables de temperatura y presión no alteran sustancialmente los cálculos. Antes de aplicar la ecuación del gas ideal a un sistema real, se debe calcular R, la constante de los gases. A 0°C (273.15K) y 1 atm de presión, muchos gases reales se comportan como un gas ideal. En los experimentos se demuestra que en esas condiciones, 1 mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22.414L, que es un poco mayor que el volumen de una pelota de baloncesto. Las condiciones de 0°C y 1atm se denomina temperatura y presión estándar, y a menudo se abrevian TPE. Con base en la ecuación se puede escribir: R=PV/nT R=(1atm)(22.414L)/(1mol)(273.15K) R=0.082057 L x atm/ K x mol Recuerdan que tanto L como atm están en el numerador, y que K y mol están en el denominador. Para la mayoría de los cálculos se redondeara el valor de R a tres cifras significativas (0.0821 L x atm/ K x mol), y se utiliza 22.41 L para el volumen molar de un gas a TPE. A continuación se presenta un resumen de las leyes de los gases que se han analizado hasta el momento: Ley de Boyle: V = 1/P (A n y T constantes) Ley de Charles: V = T (A n y P constantes) Ley de Avogadro: V= n (A P y T constantes) Es posible combinar las tres expresiones a una solo ecuación maestra para el comportamiento de los gases. V = nT/P V = R x nT/ P PV= nRT La ecuación del gas ideal es útil para resolver problemas que no implica cambios en P, V, T y n de una muestra de gas.


F.6 Densidad de sustancias gaseosas, concentración de sustancias gaseosas

Si se reacomoda la ecuacion del gas ideal, se puede calcular la densidad de un gas con la siguiente formula

1

El numero de moles del gas (n) esta dado por

2

En donde m es la masa del gas en gramos y M es su masa molar. Por lo tanto

3

Dado que la densidad,d, es la masa por la unidad de volumen, se puede escribir

4

Las moleculas gaseosas están separadas por distancias que son amplias en comparacion con su tamaño, en consecuencia, la densidad de los gasses es muy baja en dondiciones atmosféricas. Por esta razón, la densidad de los fases es muy baja en condiciones atmosfericas. La densidad de los gases se expresa en gramos por litro.

F.7 Ecuación de Van der Waals

La ecuación de Van der Waals describe como es el comportamiento de las variables P,V y T en el caso de un gas no ideal. La ecuación toma en cuenta el aumento desmedido de la presión así como la disminución del volumen colocando en cada una un término. Los términos son los siguientes: Para la presión se adiciona 〖an〗^2/V^2 . Para el volumen se resta nb Siendo a y b valores constantes con las siguientes dimensiones: (atm*〖Lt〗^2)/〖mol〗^2 y Lt/mol respectivamente, n representa el número de moles que interactúan en la ecuación. Quedando en fin la siguiente ecuación: (P+〖an〗^2/V^2 )(V-nb)=nRT Ejemplo: Dado que 3.5 moles de NH3 ocupan 5.2 lt. A 47℃, calcule la presión del gas mediante la ecuación de Van der Waals. Datos: Volumen: 5.2 litros. Temperatura: 47℃= 320 K N: 3.5 mol. R: 0.0821 (lt*atm)/(k*mol) A = 4.17 B= 0.0371 Resolución: (P+ (4.17*〖3.5〗^2)/〖5.2〗^2 )( 5.2-3.5*0.0371)= 3.5*0.0821*320 Presión= 16.2 atm.

  • Nota: es importante mencionar que sin usar la ecuación corregida la presión teórica seria de 17.7 atm.


G TERMOQUÍMICA

G.1 Calor, capacidad calórica, calor específico

Calor

El calor es un tipo de energía que puede ser generado por reacciones químicas (como en la combustión), reacciones nucleares (como en la fusión nuclear de los átomos de hidrógeno que tienen lugar en el interior del Sol), disipación electromagnética (como en los hornos de microondas) o por disipación mecánica (fricción). Su concepto está ligado al Principio Cero de la Termodinámica, según el cual dos cuerpos en contacto intercambian energía hasta que su temperatura se equilibre. El calor puede ser transferido entre objetos por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación, la conducción y la convección, aunque en la mayoría de los procesos reales todos los mecanismos anteriores se encuentran presentes en mayor o menor grado.

El calor que puede intercambiar un cuerpo con su entorno depende del tipo de transformación que se efectúe sobre ese cuerpo y por tanto depende del camino. Los cuerpos no tienen calor, sino energía interna. El calor es la transferencia de parte de dicha energía interna (energía térmica) de un sistema a otro, con la condición de que estén a diferente temperatura.

Bibliografía:

http://es.wikipedia.org/wiki/Calor

Capacidad Calórica

Es la cantidad de calor que permite variar, en un grado, la temperatura de un cuerpo. La capacidad calórica de una sustancia es una magnitud que indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor.

Como regla general, y salvo algunas excepciones puntuales, la temperatura de un cuerpo aumenta cuando se le aporta energía en forma de calor. El cociente entre la energía calorífica Q de un cuerpo y el incremento de temperatura T obtenido recibe el nombre de capacidad calorífica del cuerpo.

Bibliografía:

http://www.hiru.com/es/fisika/fisika_01800.html

Calor Específico

El calor específico de una sustancia es una magnitud física que indica la capacidad de un material para almacenar energía interna en forma de calor. De manera formal es la energía necesaria para incrementar en una unidad de temperatura una cantidad de sustancia; usando el SI es la cantidad de julios de energía necesaria para elevar en un 1 K la temperatura de 1 kg de masa. Se la representa por lo general con la letra c. Se necesita más energía calorífica para incrementar la temperatura de una sustancia con un alto valor del calor específico que otra con un valor pequeño. Por ejemplo, se requiere ocho veces más energía para incrementar la temperatura de un lingote de magnesio que para un lingote de plomo de la misma masa. El calor específico es pues una propiedad intensiva, por lo que es representativa de cada sustancia, mientras que la capacidad calorífica, de la cual depende, es una propiedad extensiva y es representativa de cada cuerpo particular. Matemáticamente el calor específico es la razón entre la capacidad calorífica de un objeto y su masa. El término se originó por el trabajo del físico Joseph Black quien condujo varias medidas del calor y usó la frase “capacidad para el calor”, en ese entonces la mecánica y la termodinámica se consideraban ciencias independientes, por lo que el término podría parecer inapropiado, tal vez un mejor nombre podría ser transferencia de calor específica, pero el término está demasiado arraigado para ser reemplazado.

Bibliografía:

http://es.wikipedia.org/wiki/Calor_espec%C3%ADfico

G.2 Entalpía, cambios de entalpía, reacciones endotérmicas y exotérmicas

Juan Pablo Maldonado 15-06-2009



Química: Entalpía, cambios de entalpía, reacciones endotérmicas y exotérmicas.



Entalpía: Es una magnitud de termodinámica simbolizada con la letra “H”, la variación de entalpía expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o, lo que es lo mismo, la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno.

Cambios de entalpía: Es la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactivos, cuando hay presión constante.

Reacciones endotérmicas: Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe calor. Muchas veces se lleva a cabo por un proceso suministrado de energía por sus alrededores. Reacciones exotérmicas: Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprende calor, es decir con una variación negativa de entalpía. Se da principalmente en las reacciones de oxidación. Cuando ésta es intensa puede dar lugar al fuego. Cuando reaccionan entre sí dos átomos de hidrógeno para formar una molécula, en pocas palabras se puede decir que cede calor y energía a sus alrededores.

Bibliografía: Libro: Química de chang. Versión electrónica: labquimica.wordpress.com/.../libros-descargables-raymond-chang-quimica/ -


G.3 Calorimetría a presión constante

Un dispositivo de calorimetría a presión constante mide el efecto del calor de una gran cantidad de reacciones, como neutralizaciones ácido-base y calores de disolución.

Como la presión se mantiene constante, el cambio de calor para el proceso (qreacción) es igual al cambio de entalpía (ΔH).

Este calorímetro al igual al de volumen constante, es un sistema aislado.

Quimica1

El regulador de calor puede ser un agujero que posibilite que la presión se idéntica a la presión atmosférica. Para las reacciones que se realizan en agua en disoluciones diluidas, el calor específico de la disolución será casi igual a la del agua, 4.18 J/g-1*K-1. El calor aspirado por una disolución acuosa es igual al calor liberado por la reacción de los solutos.

Ejemplo

Un perdigón de plomo (Pb) con una masa de 26.47g a 89.98 °C se colocó en un calorímetro a presión constante de capacidad calorífica insignificante que contenía 100.00 mL de agua. La temperatura del agua se elevó de 22.50 a 23.17 °C. ¿Cuál es el calor específico del perdigón de plomo?

  • Se conocen las masas del agua y del perdigón de plomo así como la temperatura inicial y final. Suponiendo que no se transfiere calor a los alrededores, se puede igualar la pérdida de calor por el perdigón de plomo con el calor ganado por el agua. Una vez que se conoce el calor específico del agua, se puede calcular el calor específico del plomo.

Resultado

Si se considera al calorímetro como un sistema aislado, se escribe

qPb + qH2O = 0

qPb = - qH2O

El calor que el agua ganó está dado por

qH2O= msΔt

donde m y s son la masa y el calor específico y Δt= tfinal – tinicial. Por lo tanto

qH2O = (100g)(4184 J/g*°C)(23.17 – 22.50°C) =280.3 J


Como la pérdida de calor por parte del perdigón de plomo es igual al calor que ganó el agua, también qpb =-280.3 J. Para encontrar el valor del calor específico del Pb, se escribe

qPb = msΔt

-280.3 J = (26.47g) (s) (23.17°C- 89.98°C)

s= o.158 J/g*°C

Bibliografía

http://www.monografias.com/trabajos17/calorimetria/calorimetria.shtml#calpresion libro


G.4 Calorimetría a volumen constante

Calorimetría a volumen constante. La calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un calorímetro. La calorimetría indirecta calcula el calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de oxígeno. donde ΔU = cambio de energía interna

El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo realizado:

Di8945

Proceso a volumen constante El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción.

As


H CELDAS ELECTROLÍTICAS


CELDAS ELECTROLÍTICAS


H.1 Celdas electroquímicas

Celdas electroquímicas

“Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea.” ¹

Las celdas electroquímicas están compuestas por dos electrodos, estos electrodos son, el Ánodo y el Cátodo. El ánodo es el que efectúa la oxidación y el cátodo es el que efectúa la reducción. Los materiales de los electrodos deben de ser conductores de electricidad, como por ejemplo el metal. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un puente salino, un conductor por el que pasan los aniones y los cationes. Los aniones disueltos se van hacia ánodo y los cationes disueltos se van hacia el catado. La corriente eléctrica va a fluir del ánodo al cátodo, esto sucede por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. “la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide en forma experimental con un voltímetro, donde la lectura (en volts) es el voltaje de la celda.” ²

Ejemplo: En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Cinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se le conoce como Pila de Daniell. Sus semireacciones son estas:



La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:

La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble línea vertical representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo.3


H.2 Potenciales estándar de electrodo

Potencial estándar de electrodo:

La química es el estudio de la materia y de sus cambios, tienen a las celdas electrolíticas como una conversión de energía química en energía eléctrica, este proceso tiene a la electrolisis como la fuente de energía eléctrica donde se induce una reacción química que no es espontanea, el proceso que mencione anteriormente tiene como nombre una celda electrolítica, el cual se lleva a cabo como un dispositivo y como un conjunto de dos electrodos, cada uno de estos electrodos se encuentra en una disolución de electrolito y están unidos por un puente salino.

Un potencial estándar de electrodo es la medida de energía de los electrones negativos en un electrodo, el potencial de electrodo puede variar cambiando las concentraciones en una disolución. No es posible que un potencial estándar absoluto de un electrodo se pueda medir, siempre es necesario medirlo respectivamente con otro electrodo donde se este dando otra reacción, teniendo como resultado la medición de los incrementos potenciales.

Un potencial estándar de electrodo es el potencial cuando los reactantes y productos tienen todos una misma (igual) actividad a la unidad, y el potencial del puente salino es cero.

8.2

Bibliografía:

http://www.electronica2000.info/2008/01/04/celda-electrolitica/

• www1.us.es/pautadatos/publico/asignaturas/886/1078/INTROD~1.DOC

http://www.aqua-medic.de/freshwater/shared/20/imgs/electrodes%20cat.jpg

http://www.codelcoeduca.cl/images/proceso-productivo/electroobtencion/celdas_electroliticas.jpg


H.3 Espontaneidad de las reacciones redox

Para hacer la relación de la energía de la celda con el trabajo útil que esta puede realizar y la constante de equilibrio de una reacción redoxs se debe empezar porque la energía electrica de una celda en Joules es igual al producto de la fem de la celda (Volts), que es el voltaje máximo que puede alcanzar la celda, por la carga eéctrica total que pasa a través de la celda (Coloumbs). La carga de una celda es igual al producto de los moles de electrones que pasan por el circuito por la constante de Faraday, que es la carga eléctrica en un mol de electrones, y equivale a 96 485.3 Coloumbs.

El trabajo eléctrico que es capaz de realizar una celda es igual al trabajo máximo que puede realizar y al producto del número de moles de electrones por la constante de faraday por la energía de la celda. Además el trabajo máximo que puede realizar una celda es igual al trabajo útil que puede realizar una celda. Así se puede decir que el trabajo útil que puede realizar una celda es igual al producto negativo del número de moles de electrónes que pasa por el circuito por la constante de Faraday por la energía de la celda. En una reacción espontanea la energía, la constante de Faraday y el número de moles de Electrónes son positivos así que el trabajo útil que puede realizar la celda es negativo.

El trabajo útil que una celda puede realizar es igual al producto negatibo del logaritmo natural de la constante de equilibrio de las reacciones redox por la constante de los gases por la temperatura absoluta de la reacción.

Ahora podemos decir que el producto negativo de el número de moles de electrones que pasa por el circuito por la constante de Faraday por la energía de la celda es igual al producto negativo del logaritmo natural de la constante de equilibrio redox por la constante de los gases por la temperatura absoluta de la reacción. Si despejamos esta ecuación obtenemos que la energía de la celda es igual al logaritmo natural de la constante de equilibrio redos por el resultado de la división de la constante de los gases por la temperatura absoluta de la reacción dividido el número de moles de electrones en el circuito por la constante de Faraday.

Bibliografía Química de Chang, Novena Edición

H.4 Fem de celda
                                           FEM de celdas
La fuerza electromotriz (FEM) es definido como: la causa capaz de mantener una diferencia de potencial entre dos polos de un circuito o de producir una corriente eléctrica en un circuito cerrado. 

La FEM, o fuerza electromotriz, se describe como la cantidad de trabajo que un generador eléctrico, o en este caso, una celda realiza para trasladar una unidad de carga de el polo negativo a el polo positivo por el interior de la celda. La FEM se mide en voltios, al igual que el potencial eléctrico.

Cuando una unidad de carga positiva circula por el  circuito exterior de un generador, desde el polo positivo al negativo, es necesar

io realizar un trabajo (consumo de energía) para que se pueda llevar a cabo el transporte de energía desde un punto, hacia otro con menor potencial.

Bibliografía: http://www.ciencia.net/VerArticulo/Fuerza-electromotriz?idArticulo=dsfjuf43q3qzfpabjo6am1


H.5 Baterías

Una batería es una celda electroquímica o un conjunto de celdas electroquímicas combinadas que pueden servir como fuente de corriente eléctrica directa a un voltaje constante. Comparada con una celda electroquímica común, la batería se distingue por poseer todos los componentes necesario y no precisar de aditamentos adicionales como el puente salino. Los principales tipos de baterías son:  Batería de celda seca: no tienen un compuesto fluido la mas común es la de Leclanché que se utiliza en las lámparas portátiles y en los radios de transistores. El ánodo de la celda es un contenedor de zinc que esta en contacto con monóxido de manganeso y un electrolito, que es una disolución de cloruro de zinc y cloruro de amonio en agua mezclada con almidón para que sea pastosa y no hayan fugas. El cátodo es una barra de carbón inmersa en el electrolito.

Bateria1

 Batería de mercurio: tiene muchas aplicaciones ene el área de la medicina y de la electrónica. Esta contenida en un cilindro de acero inoxidable y se compone de un ánodo de zinc amalgamado con mercurio que esta en contacto con un electrón fuertemente alcalino de oxido de Zinc y de oxido de Mercurio (II). Debido a que no participa el electrolito en la operación de la celda, la batería de mercurio provee de un voltaje mas constante. También tiene una capacidad mayor y una vida mas larga que la de Leclanché por esto la batería de mercurio es ideal para marcapasos, relojes electrónicos y demás aparatos que requieran de precisión.

Bateria2

 Acumulador de plomo: se utiliza en la batería de los automóviles, que son seis celdas ensambladas en serie, cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo de de dióxido de plomo rodeados de una capa metálica. El ánodo y el cátodo se encuentran sumergidos en ácido sulfúrico que funciona como un electrolito. Ya que se puede invertir la reacción del cátodo y el ánodo mediante la aplicación de un voltaje se dice que el acumulador de plomo es recargable. Se puede medir la carga de la batería midiendo la densidad del electrolito con un hidrómetro y no reacciona disminuyendo su voltaje violentamente ante los cambios de temperatura.

Bateria3

 Baterías de estado sólido de litio: emplea un electrolito sólido como conector de los electrones. El litio es el ánodo y el sulfuro de titanio (II) el cátodo. Este electrolito sólido permite el paso de íones pero no de electrones. El cátodo también puede estar hecho de Ti2S o de 6V130 , al igual que el acumulador de plomo es posible recargar esta batería, estas baterías no son tan confiables y tienen poca duración.

Baterias3.5

 Celdas de combustible: una celda electroquímica que requiere un aporte continuo de reactivos para su funcionamiento. La reacción es igual a la de combustión pero la oxidación y la reducción se llevan a cabo por separado en el cátodo y en el ánodo. Los electrodos tienen una función doble pues sirven como conductores electricos y proporciona la superficie necesaria para la descomposición inicial de las moléculas antes de que se transfieran los electrones, son electrocatalizadores, el carbón, el platino, el níquel y el rodio son buenos electrocatalizadores. Existe la celda de combustión de 2-H 2+O se han desarrollado otros tipos de celda de combustión como la de propano y oxigeno

Bateria4

Bibliografía http://weblogs.madrimasd.org/images/weblogs_madrimasd_org/energiasalternativas/253/o_pemfc_02.jpg

http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://html.rincondelvago.com/0007531144.png&imgrefurl=http://html.rincondelvago.com/quimica_120.html&usg=__CZ4i5kLOtDjm53GXbhn5j17rOYc=&h=516&w=565&sz=81&hl=es&start=1&um=1&tbnid=oB7ZeMbTxfZ7QM:&tbnh=122&tbnw=134&prev=/images%3Fq%3Dbateria%2Bde%2Bestado%2Bsolido%2B%2Bde%2Blitio%26hl%3Des%26sa%3DG%26um%3D1

                                                           http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://es.geocities.com/alava_3000/blogger/esqalcalina.gif&imgrefurl=http://corrientedeagua.blogspot.com/&usg=__IxRobr0CAYEOtb9VECF5guNpNhE=&h=260&w=206&sz=25&hl=es&start=6&um=1&tbnid=dw6-fj3QnpVrNM:&tbnh=112&tbnw=89&prev=/images%3Fq%3Dacumulador%2Bde%2Bplomo%26hl%3Des%26sa%3DN%26um%3D1
                                                                 http://images.google.com.gt/imgres?imgurl=http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material%2520de%2520clase/imagenes/redox/redox77.gif&imgrefurl=http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material%2520de%2520clase/tema5d.htm&usg=__dFG7aQjulDtSvhI4ME_plf7OLvo=&h=176&w=336&sz=12&hl=es&start=4&um=1&tbnid=xcrztGVtTpcchM:&tbnh=62&tbnw=119&prev=/images%3Fq%3Dbateria%2Bde%2Bcelda%2Bseca%26hl%3Des%26sa%3DG%26um%3D1

quimica de chang

H.6 Corrosión y Electrólisis

]

Corrosión

Fuentes: http://tec.nologia.com/wp-content/uploads/2009/04/usb-steampunk-oxidado.jpg; http://www.conocenuevayork.com/images/estatua-libertad-p.jpg

La corrosión se refiere al deterioro de los metales por un proceso electroquímico. Las características fundamentales de este fenómeno, es que sólo sucede en la asistencia de un electrólito, causando regiones completamente identificadas, llamadas estas anódicas y catódicas: una reacción de oxidación es una reacción anódica, en la cual los electrones son liberados dirigiéndose a otras regiones catódicas. En la región anódica se producirá la disolución del metal (corrosión) y, consecuentemente en la región catódica la inmunidad del metal.

Los enlaces metálicos tienden a convertirse en enlaces iónicos, los favorece que el material puede en cierto momento transferir y recibir electrones, creando zonas catódicas y zona anódicas en su estructura. La velocidad a que un material se corroe es morosa y prolongada todo en base del ambiente donde se encuentre, a medida que pasa el tiempo se va haciendo una fina capa de material en la superficies, que van formándose originalmente como manchas hasta que llegan a presentarse imperfecciones en la superficie del metal.

Para que un metal se oxide debe estar en contacto con oxígeno y agua.

Las reaccione implicadas son muy complejas y hasta el momento no se conocen en su totalidad.

Se cree que las etapas son las siguientes.

1. En la superficie del metal una parte funciona como ánodo, donde se lleva a cabo la oxidación:

Fe(s)Fe2+ (ac) +2e-

2. Los electrones que son donados por el hierro reducen al oxígeno atmosférico a agua en el cátodo, que a su vez es otra región de la misma superficie del metal:

02(g)+4H+(ac)+4e--2H20

3. El redox global es

2Fe(s)+02(g)+4H+(ac) 2Fe2+(ac)+2H20(l)

4. Se encuentra la fem estándar para este proceso:

E°celda=E°cátodo-E°ánodo =1.23V – (-0.44V) =1.67V

La fem estándar positiva se refiere al proceso que favorecerá la formación de herrumbre.

Herrumbre: óxido del hierro.

Está reacción ocurre en medio ácido; quiere decir que parte de los iones H+ provienen de la reacción del dióxido de carbono atmosférico con el agua, en las que se forma H2CO3.

Los iones de Fe2+ (ac) + 02 (g) + (4+2x) H20 (l)  2Fe203 *xH20 (s) + 8H+ (ac)

A la forma hidratada de óxido de hierro (III) es lo que se conoce como herrumbre. Fe203*xH20 es la cantidad de agua asociada con el óxido de hierro y es variable.

El metal no es el único que sufre de corrosión. El aluminio tiene mayor tendencia a oxidarse y un potencial estándar de reducción más negativo que el del Fe.

Otros metales que se oxidan son los metales de acuñación, el cobre y la plata, pero sucede más lentamente.

Cu (s)  Cu2+ (ac) +2e- Ag (s)  Ag+ (ac) +e-

En condiciones atmosféricas normales, el cobre forma una capa de carbonato de cobre (CuCO3) de color verde, también se conoce como pátina, esta protege al metal de una corrosión posterior.

Hay métodos para proteger a los metales de corrosión, evitar la formación de óxido.

Uno de los mejores recursos para hacer esto es la pintura, por ejemplo, los aviones.

La superficie del hierro metálico se puede inactivar mediante un proceso conocido como pasivación.

En los sistemas refrigerantes y radiadores se añade a menudo una disolución de cromato de sodio para evitar que se forme óxido.

La tendencia del hierro a oxidarse disminuye en forma considerable al alearse con otros metales. El hacer inoxidable es un buen ejemplo ya que es una aleación de hierro y cromo.

Los contendores de acero suelen ser protegidos con una c apa de otro metal como estaño o zinc. Si se comparan los potenciales estándar de reducción de estos metales, se verá que el hierro, de acuerdo con la regla de las diagonales, actúa como ánodo y el estaño como cátodo en los procesos de corrosión:

Sn2+ (ac)+2e- Sn (s) E°= -0.14 V

Fe2+ (ac)+2e- Fe (s) E°= -0.44 V

El proceso de protección es distinto en el recubrimiento del hierro con zinc o galvanizado.

El zinc se oxida con más facilidad que el hierro.

Zn2+ (ac) + 2e-  Zn (s) E°= -0.76 V

En el proceso de protección catódica, el metal que va a ser protegido de la corrosión se convierte en el cátodo de una celda electroquímica.


La electrólisis a diferencia de las reacciones redox espontáneas que convierten la energía química en energía eléctrica, la energía eléctrica se utiliza para inducir una reacción química que es no espontánea. Es un proceso que se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como celda electrolítica.

Se basa en los mismos principios en que se fundamentan los procesos que realizan en las celdas electroquímicas.

Ejemplos

I. Celda de Downs (Electrólisis del cloruro de sodio fundido). Proceso que es la fuente principal de sodio metálico puro y de gas cloro. Los cálculos teóricos muestran que el valor E° para el proceso global es de aproximadamente -4 V. este es un proceso no espontáneo.

A continuación un diagrama simplificado que muestra las reacciones en los electrodos durante la electrólisis del NaCl fundido. La batería es necesaria para activar las reacciones no espontáneas.

Elerctrólisis 1

Fuentes: webs.uvigo.es/jesusc/archivos_QICM/Tema4.pdf Consultado el domingo 16 de agosto de 2009; http://html.rincondelvago.com/000742942.png

II. Electrólisis del agua

El agua en condiciones atmosféricas ( 1 atm y 25°C), no se descompone de manera espontánea en hidrógeno y oxígeno gaseoso debido a que el cambio de energía libre estándar de la reacción es una cantidad positiva grande.

2H20 (l)  2H2 (g) + O2 (g) ΔG°= 474.4 kJ/mol

Esta celda electrolítica está formada por un par de electrodos de un metal inerte, como el platino, sumergidos en agua. En el agua pura, cuando los electrodos se conectan con la batería, no sucede nada debido a que en el agua pura no hay suficientes iones para que lleven una buena cantidad de corriente eléctrica.

Debida a esto la reacción se lleva a cabo en una disolución de H2SO4 0.1 M porque tienen suficiente cantidad de iones para conducir la electricidad.

Electrolisis 2

Fuente: http://1.bp.blogspot.com/_pO6_LWzFSx4/SeAJ14Tr1vI/AAAAAAAAB-Y/S5k1dgQ5IRY/s1600-h/electrolisis.png

La reacción global está dada por:


Ánodo (oxidación): 2H20 (l)  02 (g) + 4H+ (ac) + 4e-

Cátodo (reducción): 4[H+ (ac) + e-  1/2 H2 (g)

Rección global 2H20 (l)  2H2 (g) + 02 (g)


III. Electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio

Es más complicado debida a que una disolución acuosa de cloruro de sodio contiene varias especies que pueden oxidarse y reducirse. La reacciones de oxidación que se pueden llevar a cabo en el ánodo son:

a) 2Cl- (ac)  Cl2 (g) + 2e- b) 2H20 (l)  02 (g) + 4H+ (ac) + 4e-

Se sabe que:

Cl2 (g) +2e- 2Cl- (ac) E°=1.36 V 02 (g) + 4H+ (ac) + 4e- 2H20 (l) E°= 1.23 V

Las reacciones a) y b) no son muy distintas, pero los valores sugieren que el H20 debiera oxidarse más bien en el ánodo.

Cuando se estudian los procesos electrolíticos, de vez en cuando se encuentra que el voltaje necesario para que se lleve a cabo una reacción es mucho mayor que lo que indica el potencial de electrodo.

Sobrevoltaje: Voltaje necesario para la electrólisis.

El sobrevoltaje que se necesita para formar 02 es muy grande, en condiciones normales de operación, en lugar de 02, en realidad se forma el gas Cl2 en el ánodo.

c) 2H+ (ac) + 2e-  H2 (g) E°= 0.00 V d) 2H20 (l) + 2e-  H2 (g) + 20H- (ac) E°=-0.83 V e) Na+ (ac) + e-  Na (s) E°= -2.71 V

La reacción e) se desecha debido a que tiene un potencial estándar de reducción muy negativo. La reacción c) es más favorable que la d) en condiciones de estado estándar. Sin embargo, a un pH de 7 (pH de NaCl), las dos ecuaciones son igualmente probables. Es más común utilizar la ecuación d) para describir la reacción en el cátodo porque la concetración de iones H+ es muy baja (cerca de 1*10 -7 M) como para que la reacción c) sea una opción razonable.

Las reacciones de semicelda en la electrólisis del cloruro de sodio acuoso son:

Ánodo (oxidación): 2Cl- (ac)  Cl2 (g) + 2e- Cátodo (reducción): 2H20 (l) + 2e-  H2 (g) + 2OH- (ac) Reacción global: 2H20 (l) + 2Cl- (ac)  H2 (g) +Cl2 (g) + 2OH- (ac)

Electrólisis 3

Fuente: http://html.rincondelvago.com/000742942.png

La electrólisis es muy útil especialmente en la industria, sobre todo en la extracción y purificación de metales.

Bibliografía Química. Raymond Chang. Novena Edición. Mc Graw Hill. Páginas 844 a la 850

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