fprop5s temas selectos quimica1

7/16/2019 FPROP5S Temas Selectos Quimica1

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2 PRELIMINARES

Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de junio de 2012.Diseñada en Dirección Académica del Colegio de Bachilleres del Estado de SonoraBlvd. Agustín de Vildósola; Sector Sur. Hermosillo, Sonora, MéxicoLa edición consta de 2,160 ejemplares.

COLEGIO DE BACHILLERESDEL ESTADO DE SONORA

Director GeneralMtro. Julio Alfonso Martínez Romero

Director AcadémicoDr. Manuel Valenzuela Valenzuela

Director de Administración y FinanzasC.P. Jesús Urbano Limón Tapia

Director de PlaneaciónIng. Raúl Leonel Durazo Amaya

Temas Selectos de Química 1Módulo de Aprendizaje.Copyright ©, 2011 por Colegio de Bachilleresdel Estado de Sonoratodos los derechos reservados.Segunda edición 2012. Impreso en México.

DIRECCIÓN ACADÉMICADepartamento de Desarrollo CurricularBlvd. Agustín de Vildósola, Sector SurHermosillo, Sonora. México. C.P. 83280

COMISIÓN ELABORADORA:

Elaborador:Lyrva Yolanda Almada Ruíz

Revisión Disciplinaria:Nydia Gabriela Estrella

Corrección de Estilo:Lucía Ordoñez Bravo

Supervisión Académica:Mtra. Luz María Grijalva Díaz

Diseño:Joaquín Alfredo Rivas Samaniego

Edición:Francisco Peralta Varela

Coordinación Técnica:Claudia Yolanda Lugo PeñúñuriDiana Irene Valenzuela López

Coordinación General:Dr. Manuel Valenzuela Valenzuela


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Ubicación Curricular

HORAS SEMANALES:03

CRÉDITOS:06

DATOS DEL ALUMNO Nombre: _______________________________________________________________

Plantel: __________________________________________________________________

Grupo: _________________ Turno: _____________ Teléfono:___________________

E-mail: _________________________________________________________________

Domicilio: ______________________________________________________________

_______________________________________________________________________

COMPONENTE:FORMACIÓN PROPEDÉUTICA

GRUPO:QUÍMICO BIÓLOGO



4 PRELIMINARES



Presentación .........................................................................................................................................................7Mapa de asignatura ..............................................................................................................................................8

BLOQUE 1: APLICA EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR PARA COMPRENDER LOS DIFERENTESESTADOS DE LA MATERIA Y LAS LEYES DE LOS GASES .................. ................. .................. ................ 9

Secuencia Didáctica 1: Estados de agregación de la materia y cinética química ...........................................10• Estados de la materia .................................................................................................................................11• Teoría cinética - molecular ..........................................................................................................................12• Propiedades de los gases ..........................................................................................................................14• Propiedades de los líquidos .......................................................................................................................16• Propiedades de los sólidos ........................................................................................................................16Secuencia Didáctica 2: Leyes de los gases ......................................................................................................18• Variable de los gases .................................................................................................................................19• Ley de Boyle................................................................................................................................................21• Ley de Charles ............................................................................................................................................24• Ley de Gay-Lussac .....................................................................................................................................37• Ley general o combinada de los gases .....................................................................................................30• Ley de las presiones parciales de Dalton ..................................................................................................33• Ley general de los gases ideales ...............................................................................................................33

BLOQUE 2: EXPLICA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO ................... ................. 39Secuencia Didáctica 1: Velocidad de reacción y teoría de las colisiones ........................................................40• Reacciones Químicas .................................................................................................................................42• Teoría de las colisiones ..............................................................................................................................43• Velocidad de reacción ................................................................................................................................47• Factores que afectan la velocidad de reacción .........................................................................................47Secuencia Didáctica 2: Equilibrio químico y Constante de equilibrio ...............................................................54• Reacciones reversibles e irreversibles .......................................................................................................55• Ley de acción de masas .............................................................................................................................56• Equilibrio químico .......................................................................................................................................58• Constante de equilibrio ...............................................................................................................................59• Principio de Le Châtelier .............................................................................................................................63• Factores que modifican el equilibrio químico ............................................................................................63

BLOQUE 3: CUANTIFICA LOS CAMBIOS ENERGÉTICOS DEL ENTORNO ......... .................. ................. ..... 69Secuencia Didáctica 1: Sistemas termodinámicos ............................................................................................70• Sistemas termodinámicos ..........................................................................................................................71• Estado del sistema .....................................................................................................................................72• Proceso termodinámico..............................................................................................................................74Secuencia Didáctica 2: Aplica las leyes de la termodinámica a procesos industriales, biológicos y

Ambientales ........................................................................................................................................................78• Primera ley de la termodinámica ................................................................................................................79• Energía interna ............................................................................................................................................79• Reacciones exotérmicas y endotérmicas ..................................................................................................81• Entalpía .......................................................................................................................................................83• Entalpía de reacción ...................................................................................................................................83• Entalpía de formación .................................................................................................................................86• Ley de Hess ................................................................................................................................................89• Segunda ley de la termodinámica ..............................................................................................................92• Entropía .......................................................................................................................................................92• Energía libre de Gibbs ................................................................................................................................98

Bibliografía ........................................................................................................................................................104

Índice



6 PRELIMINARES



“Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto específico”.

El enfoque en competencias considera que los conocimientos por sí mismos no son lo más importante, sino el uque se hace de ellos en situaciones específicas de la vida personal, social y profesional. De este modo, lcompetencias requieren una base sólida de conocimientos y ciertas habilidades, los cuales se integran para

mismo propósito en un determinado contexto.

El presente Módulo de Aprendizaje de la asignatura Temas selectos de Química 1, es una herramienta de sumimportancia, que propiciará tu desarrollo como persona visionaria, competente e innovadora, características que establecen en los objetivos de la Reforma Integral de Educación Media Superior que actualmente se esimplementando a nivel nacional.

El Módulo de aprendizaje es uno de los apoyos didácticos que el Colegio de Bachilleres te ofrece con la intención estar acorde a los nuevos tiempos, a las nuevas políticas educativas, además de lo que demandan los escenarilocal, nacional e internacional; el módulo se encuentra organizado a través de bloques de aprendizaje y secuencididácticas. Una secuencia didáctica es un conjunto de actividades, organizadas en tres momentos: Inicio, desarrollocierre. En el inicio desarrollarás actividades que te permitirán identificar y recuperar las experiencias, los saberes, lpreconcepciones y los conocimientos que ya has adquirido a través de tu formación, mismos que te ayudarán abordar con facilidad el tema que se presenta en el desarrollo, donde realizarás actividades que introducen nuev

conocimientos dándote la oportunidad de contextualizarlos en situaciones de la vida cotidiana, con la finalidad de qutu aprendizaje sea significativo.

Posteriormente se encuentra el momento de cierre de la secuencia didáctica, donde integrarás todos los saberes qurealizaste en las actividades de inicio y desarrollo.

En todas las actividades de los tres momentos se consideran los saberes conceptuales, procedimentales actitudinales. De acuerdo a las características y del propósito de las actividades, éstas se desarrollan de formindividual, binas o equipos.

Para el desarrollo del trabajo deberás utilizar diversos recursos, desde material bibliográfico, videos, investigación dcampo, etc.

La retroalimentación de tus conocimientos es de suma importancia, de ahí que se te invita a participar de forma activ

de esta forma aclararás dudas o bien fortalecerás lo aprendido; además en este momento, el docente podrá tener unvisión general del logro de los aprendizajes del grupo.

Recuerda que la evaluación en el enfoque en competencias es un proceso continuo, que permite recabar evidenciastravés de tu trabajo, donde se tomarán en cuenta los tres saberes: el conceptual, procedimental y actitudinal con propósito de que apoyado por tu maestro mejores el aprendizaje. Es necesario que realices la autoevaluación, esejercicio permite que valores tu actuación y reconozcas tus posibilidades, limitaciones y cambios necesarios pamejorar tu aprendizaje.

Así también, es recomendable la coevaluación, proceso donde de manera conjunta valoran su actuación, con finalidad de fomentar la participación, reflexión y crítica ante situaciones de sus aprendizajes, promoviendo laactitudes de responsabilidad e integración del grupo.

Nuestra sociedad necesita individuos a nivel medio superior con conocimientos, habilidades, actitudes y valores, qu

les permitan integrarse y desarrollarse de manera satisfactoria en el mundo social, profesional y laboral. Para qucontribuyas en ello, es indispensable que asumas una nueva visión y actitud en cuanto a tu rol, es decir, de sreceptor de contenidos, ahora construirás tu propio conocimiento a través de la problematización y contextualizacióde los mismos, situación que te permitirá: Aprender a conocer, aprender a hacer, aprender a ser y aprender a vijuntos.

Presentación



8 PRELIMINARES

Temas Selectos de Química 1

Bloque 1.

Aplica el modelo cinetico molecularpara comprender los diferentes

estados de la materia y las leyesde los gases.

Secuencia didactica 1.

Estados de agregación de lamateria y Cinética Química.


Leyes de los gases..

Bloque 2.

Explica la velocidad de reacción yel equilibrio químico.


Velocidad de Reacción y Teoría delas colisiones.


Equilibrio químico y constante deequilibrio.

Bloque 3.

Cuantifica los cambios energéticosdel entorno.


Sistemas Termodinámicos.


Aplica las leyes de latermodinámica a procesos

industriales, biológicos yambientales.



Aplica el modelo cinético molecular para

comprender los diferentes estados de lamateria y las leyes de los gases.

Competencias profesionales: 1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la

tecnología en un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.2. Aplica la metodología apropiada en la realización de proyectos interdisciplinarios atendiendo problemas relacionados con las

ciencias experimentales.3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la

información científica que contribuya a su formación académica.4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir

nuevos conocimientos.5. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora

del mismo.6. Analiza la composición, cambios e interdependencia entre la materia y la energía en los fenómenos naturales, para el uso

racional de los recursos de su entorno.

Unidad de competencia: Aplica los postulados del modelo cinético molecular, para observar el comportamiento de los estados de agregación de lamateria identificando las características de los gases, del estado líquido y sólido de la misma, mediante un análisis descriptivo, ensituaciones experimentales y/o de consulta bibliográfica o documental, destacando su importancia en el mundo natural que lorodea con una postura crítica y responsable.

Atributos a desarrollar en el bloque: 1.1 Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.1.6 Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.3.3 Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean.4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas o gráficas.4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los

objetivos que persigue.4.5 Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas.5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al

alcance de un objetivo.5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.5.5 Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas.5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos

y perspectivas al acervo con el que cuenta.7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimiento.7.3 Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana.8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos

equipos de trabajo.

Tiempo asignado: 16 horas



10 APLICA EL MODELO CIN TICO MOLECULAR PARA COMPRENDER LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA Y LAS LEYES DE LOS GASES

Secuencia didáctica 1.Estados de agregación de la materia y cinética química.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Tabla de identificación. Puntaje:Saberes

Conceptual Procedimental Actitudinal

Identifica los estados deagregación de la materia.

Diferencia los estados deagregación de la materia.

Selecciona con exactitud.

AutoevaluaciónC MC NC Calificación otorgada por el

docente

Estados de la materia

Analiza cada uno de los materiales, y coloca una X en el recuadro que corresponda alestado de agregación en el que se presenta.

Materiales Sólido Líquido Gaseoso

Aire

Humo

Leche

Papel

Piedra

Sudor

Vidrio

Vinagre

Actividad: 1



11BLOQUE 1

Desarrollo Estados de la materia.

Como se recordará el estudio principal de la Química es la materia y esta se encuentra en todos los objetos familiareen el hogar, en la escuela, en el cine, en la tiendita, entre otros.

La materia existe en tres estados de agregación ¿Cuáles son, los recuerdas?:Sólido, líquido y gaseoso, que dependen de la presión y de la temperatura a laque se encuentran sometidos.

Estado sólido

Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos sepresentan en forma sólida y los átomos se encuentran entrelazados formandogeneralmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad desoportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregadosgeneralmente duros y resistentes. En el estado sólido la fuerza de cohesión de

las moléculas hace que éstas estén muy próximas unas de otros con escasomargen de movimiento entre ellas.

Estado líquido

Un líquido es una sustancia que está formada por moléculas que están muy unidas entre sí, por lo que no puedeacercarse más; sin embargo, se desplazan constantemente unas sobre otras, haciendo que éste cambie de forma.

De esta manera decimos que los líquidos son fluidos, porque no poseen una forma única, sino que cuando la energen forma de calor aumenta, la estructura estable del estado sólido se rompe, adaptándose al envase donde escontenido. En el estado líquido la fuerza de cohesión de las moléculas es menor lo cual permite mayor libertad movimiento entre ellas.

Estado gaseoso

En el estado gaseoso la fuerza de cohesión de las moléculas es muy pequeña,prácticamente nula, lo cual permite que éstas se muevan libremente y en todasdirecciones, distribuyéndose en el espacio disponible. Como el espacio es amplio,las interacciones entre partículas son muy reducidas, interactuando poco, por lo quese considera a estas moléculas como cuerpos libres.

La forma en que están organizados los diferentes átomos o moléculas, hace que lasustancia no adopte una forma ni volumen definido, sin embargo, es posiblecomprimirlos.

En conclusión: el estado físico de la materia depende de lo cerca o lejos que estén

las moléculas que la forman.

En este bloque nos dedicaremos a estudiar este comportamiento de los sólidos,líquidos y gases para encontrar una explicación al mismo.

¿Sabías que… El Hielo seco (CO2 sólido) se utiliza en lasproducciones de cineo teatro para losefectos especiales.




Teoría cinética-molecular.

La teoría cinética-molecular trata de explicar el comportamiento y propiedades de los gases, en base a dos aspectos:La fuerza entre las partículas de la materia y, la energía que poseen esas partículas que aplicándola a la materiagaseosa se obtienen los siguientes postulados:

1. Los gases están compuestos por moléculas. La distancia entre éstas es muy grande si la comparamos con sutamaño y su volumen total sólo es una pequeña fracción de todo el espacio que ocupa el gas. Por tanto, alconsiderar el volumen de un gas, estamos tomando en cuenta en primer lugar un espacio vacío en ese volumen.Este postulado explica el porqué de la alta comprensibilidad y la baja densidad de los gases.

2. No existen fuerzas de atracción entre las partículas que forman un gas. Estoes lo que evita que un gas se convierta en líquido de manera espontánea.

3. Las moléculas de un gas se mueven constantemente al azar, lo que ocasionafrecuentes colisiones entre ellas y con las paredes del recipiente que loscontiene en una manera perfectamente aleatoria, muy al estilo de un pequeño“carro chocón” en un parque de diversiones. Esta suposición explica por quérazón los diferentes gases normalmente se mezclan por completo. Las

colisiones entre las moléculas de gas y las paredes del recipiente son lasresponsables de la presión que ejerce el gas. Como resultado de estemovimiento, las partículas poseen una energía cinética.

4. Los choques entre las moléculas son completamente elásticos. Es decir,como los carros chocones, las moléculas de un gas no se dañan con lascolisiones sino que continúan su movimiento y chocan una y otra vez. Comoresultado, el sistema como un todo no experimenta ninguna pérdida deenergía cinética, la energía que se origina del movimiento de una partícula.

5. La energía cinética promedio por molécula de un gas es proporcional a la temperatura absoluta (grados Kelvin), yla energía cinética promedio por molécula de todos los gases es igual a la misma temperatura. La velocidad a laque se mueven las moléculas de un gas aumenta al incrementar la temperatura y disminuye cuando ésta baja.

En equipo de 4 integrantes y a partir de la lectura de la teoría cinética-molecular,diseñen un dibujo (sin texto) para cada uno de los cinco postulados, el cual utilizaránpara explicar claramente cada uno de ellos. Comparte con el grupo tus conclusiones yretroalimenten.

Actividad: 2



13BLOQUE 1

Evaluación

Actividad: 2 Producto: Esquemas. Puntaje:Saberes


Describe los postulados de lateoría cinética.

Expresa conceptos por medio deesquemas.

Expone y colabora con el grupo,presentando sus aportacionesrelacionadas con la teoríacinética.


docente

Actividad: 2 (continuación)




Propiedades de los gases.

Con base en las investigaciones derivadas de los postulados de la teoría cinética de los gases, se han llegado adeterminar sus propiedades, siendo las principales:

Expansión: Los gases se expanden en forma indefinida y uniforme para llenar todo el

espacio en el que se encuentran. Ejemplo cuando se hornea un pastel los gases seexpanden por toda la cocina.

Forma o volumen indefinido: Los gases no tienen forma ni volumen definido, pero puedeocupar el recipiente que lo contiene.

Compresibilidad: Debido a que existe una gran distancia de espacio vacío entre laspartículas de un gas, éstos se pueden comprimir en gran medida, la compresión junta alas moléculas, disminuyendo el espacio que las separa reduciendo su volumen cuandoaumenta la presión a la que se encuentran sujetos.

Baja densidad: La densidad de los gases es aproximadamente una milésima de ladensidad de la misma sustancia en estado líquido o sólido. Por tanto en el sistemamétrico, las densidades de los gases se miden en g/l en lugar de g/ml, como se hace conlos sólidos y líquidos.

Miscibilidad o difusión: Todos los gases se pueden mezclar entre sí en cualquierproporción, en una forma uniforme cuando se ponen en contacto. Ejemplo, cuando uncuarto se llena de aire, somos capaces de respirar en cualquiera de sus áreas en todomomento, debido a que los gases que están en el aire se mezclan.

Características de los gases

En equipo y utilizando el material que se sugiere a continuación, diseñen una prácticade laboratorio aplicando el método científico, donde expliquen, cada una de lascaracterísticas de los gases (Expansión, difusión, compresión y densidad).

Material:

Un globo Una jeringa Una vela aromática Una botella de plástico Hielo

Actividad: 3

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15BLOQUE 1

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Diseño de experimento. Puntaje:Saberes


Identifica las características delos gases.

Diseña una actividad experimental,aplicando el método científico.

Participa activamente con suscompañeros de equipo.


docente





Propiedades de los líquidos.

En los líquidos, las moléculas se encuentran más próximas, ejercen alguna fuerzade atracción o de repulsión entre sí, y no son perfectamente elásticas. El resultadoson las siguientes seis características generales de los líquidos:

1. Expansión limitada. Los líquidos no se expanden infinitamente como los gases.2. Forma. Los líquidos no tienen una forma característica y toman la delrecipiente que los contiene.

3. Volumen. Los líquidos conservan su volumen sin importar el tamaño delrecipiente que lo contiene.

4. Comprensibilidad. Los líquidos sólo son ligeramente comprensibles cuandoocurre algún cambio de temperatura o presión. Esta falta de comprensibilidad es evidente en el fluído de frenosdel sistema hidráulico de frenado de un automóvil. Si el fluido se pudiera comprimir en forma considerable, lapresión aplicada sobre el pedal comprimiría el fluído y el automóvil no se detendría. En lugar de eso, la presión desu pie se transfiere a través del fluido de frenos en el sistema hasta el tambor de frenado.

5. Alta densidad. Los líquidos tienen densidades mucho mayores que la de los gases. Por esa razón el químicomide la densidad de un gas en g/L, y la de los líquidos en g/ml. Por ejemplo el agua en estado líquido a 100°C y760 torr tiene una densidad de .0958 g/ml, pero el agua en estado gaseoso bajo las mismas condiciones tiene

una densidad de solo .598 g/L (.000598 g/ml). Así el agua líquida es más densa que el vapor de agua por unfactor de 1600 veces.

6. Miscibilidad. Las moléculas de un líquido, como las moléculas de gas, se encuentran en movimiento constante. Adiferencia de las moléculas de un gas, una molécula en un líquido puede moverse sólo a una corta distanciaantes de chocar con otra molécula, reduciendo su movimiento. Por tanto, un líquido se mezcla con otro líquido enel cual es soluble, pero esta miscibilidad es mucho más lenta en los líquidos que en los gases, como es evidentesi usted trata de mezclar miel y agua.

Propiedades de los sólidos.

Ahora que entendemos algo acerca de la formación y el comportamiento de los gases yde los líquidos, podremos hacer algunas predicciones acerca de los sólidos.

Los sólidos tienen partículas que se encuentran mucho más cercanas entre sí que laspartículas de los líquidos. Las partículas de los sólidos también son objeto de fuerzas deatracción fuertes entre ellas.

Por último, al igual que los gases y líquidos, los sólidos tienen seis característicasgenerales que derivan de la teoría cinética:

1. No expansión. (A temperatura constante). Al igual que los líquidos, los sólidos nopresentan una expansión infinita como los gases, aunque el agua, cuando secongela, se expande ligeramente.

2. Forma. Los sólidos tienen por lo regular una forma definida. Son relativamenterígidos y no fluyen como lo hacen los gases y los líquidos, excepto bajo presiones

extremas. Así, ellos no toman la forma del recipiente que los contiene.3. Volumen. Los sólidos conservan su volumen al igual que los líquidos.4. Compresibilidad. Los sólidos son prácticamente incompresibles, ya que sus

partículas están muy cercanas entre sí debido a sus intensas fuerzas de atracción.5. Alta densidad. Los sólidos, al igual que los líquidos, tienen densidades relativamente altas.6. Miscibilidad. Los sólidos se mezclan o se difunden con mucha lentitud, excepto a presiones extremas. Las

partículas en los sólidos tienen posiciones esencialmente permanentes debido a las fuerzas de atracción que hayentre ellas. Por lo tanto, el movimiento de las partículas de un sólido es por lo regular muy lento.



17BLOQUE 1

Cierre

Evaluación

Actividad: 4 Producto: Cuadro comparativo. Puntaje:Saberes


Distingue las propiedades delos sólidos, líquidos y gases.

Compara las diferencias osimilitudes que existen en laspropiedades de los estados de lamateria.

Valora la importancia de conocery diferenciar las propiedades decada uno de los estados de lamateria y su aplicación.


docente

Considerando los estados de la materia: sólido, líquido y gas, elabora un cuadrocomparativo donde se muestren las propiedades de cada uno de los estados.

Sólidos Líquidos Gases

Expansión

Forma

Volumen

Comprensibilidad

Densidad

Miscibilidad o difusión

Actividad: 4




Secuencia didáctica 2.Leyes de los gases.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Cuestionario. Puntaje:Saberes


Identifica y relaciona lasvariables. Temperatura, presióny volumen.

Distingue las unidades y analizalas diferentes variables.

Asume la importancia de susconocimientos previos.


docente

Resuelve las siguientes cuestiones:

1. Identifica las unidades siguientes, y relaciónalas con las variables presentadas: °F, litros,atm, cm3, mm Hg, Kg, °C, ml, gr.

- Presión ______________________________________________________________________________________

- Temperatura __________________________________________________________________________________

- Volumen _____________________________________________________________________________________

- Masa ________________________________________________________________________________________

2. ¿Por qué se eleva un globo aerostático?__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

3. ¿Qué pasaría con una pelota si se deja mucho tiempo expuesto al sol? ¿Qué relación tiene la presión y latemperatura en este fenómeno?

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Actividad: 1



19BLOQUE 1

Desarrollo Variables de los gases.

Para poder comprender las leyes que rigen los cambios en los gases es muy importante conocer las variable

fundamentales en las que se puede medir un gas: presión, temperatura y volumen. Éstas son dependientes entre sí.Presión (P). Se define como la fuerza aplicada en un área determinada (P= F/V).

El impacto de las moléculas sobre las paredes del recipiente que contiene el gas es lo quorigina la presión. A mayor frecuencia de las colisiones, mayor presión del gas. A menfrecuencia de Las colisiones, menor presión del gas.

Ejemplo: La presión sanguínea es la fuerza que ejerce el corazón sobre toda la superficie porque circula la sangre.

Las unidades de medida de la presión son: Pascal (Pa) (Nw/m 2); atmósferas (atm); milímetros de mercurio (mm HgTorricelli (Torr) que van hacer las más utilizadas en los cálculos matemático. Sus equivalencias son:

1 atm = 760 mm Hg1 atm = 1.013 x 105 Pa1 atm = 760 Torr

Temperatura (T). Se define como la magnitud que determina el nivel energético provocado por elmovimiento de los átomos, debido a que éstos se encuentran en movimiento constante en mayoro menor grado. Existen diferentes escalas de temperatura, como los grados Celsius o centígradosy los grados Fahrenheit que son los más usuales.

Después, Lord Kelvin estableció el concepto de cero absoluto para la temperatura en el momentoen que cesa el movimiento térmico. Aunque en la práctica no se puede lograr el cero absoluto, seutiliza la escala Kelvin para determinar la Temperatura absoluta, y sus equivalencias son:

°K = °C + 273°F = 1.8 °C + 32°C = (°F-32)/1.8

Volumen (V). Es la medida del espacio en tres dimensiones ocupado por un cuerpo y depende del recipiente qcontenga el gas, se mide en litros (L) o mililitros (ml), y sus equivalentes metro cúbico (M 3) y centímetro cubico (cmrespectivamente. Sus equivalencias son:

1 L= 1000 ml

Condiciones estándar o normales

El conjunto de presión y temperatura escogidas como estándar para especificar el volumen de un gas son 0°C273°K y 760 mm de Hg; en forma abreviada. TPE (temperatura y presión estándar) o TPN (temperatura y presinormales)

Lord Kelvin




Evaluación

Actividad: 2 Producto: Conversiones. Puntaje:Saberes


Identifica las variables de losgases y sus equivalencias. Practica la conversión de unidades.

Valora las equivalencias pararealizar cálculos en las leyes delos gases.


docente

En equipo de tres integrantes realiza las siguientes conversiones:

1. 25°C a °F______________________________

2. -145.4°C a °K ___________________________

3. 1,250 mm Hg a atm______________________

4. 3.4 atm a mm Hg________________________

5. 900 ml a litros___________________________

6. 2.45litros a ml___________________________

7. 550 torr a mm Hg________________________

8. 2.5 atm a torr ___________________________

Actividad: 2



21BLOQUE 1

Ley de Boyle.

Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante. La ley de Boy(conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

Lo cual significa que:El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica: En otras palabras:Si la presión aumenta, el volumen disminuye.Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Esto nos conduce a que, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes,producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Lo cual significa queproducto de la presión por el volumen es constante.

Matemáticamente esto es:

Para aclarar el concepto:Se tiene un cierto volumen de gas (V1) que se encuentra a una presión P1. Si sevaría la presión a P2, el volumen de gas variará hasta un nuevo valor V 2, y secumplirá:

Aplicando la fórmula en un ejemplo práctico:Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mm Hg de presión. ¿Cuál será su volumensi aumentamos la presión hasta 800 mm Hg? La temperatura es constante, no varía.

Solución:Como los datos de presión están ambos en milímetros de mercurio (mm Hg) no es necesario hacer la conversiónatmósferas (atm). Si sólo uno de ellos estuviera en mm Hg y el otro en atm, habría que dejar los dos en atm.

Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación: P1V1 = P2V2.

Se pone a la izquierda el miembro con la incógnita

Se despeja V2:

Respuesta:

Si se aumenta la presión hasta 800 mm Hg el volumen disminuye hasta llegar a los 3 L.




En equipo, resuelve cada uno de los siguientes problemas aplicando la Ley de Boyle.

1. Una masa de oxígeno ocupa 5L bajo presión de 740 Torr. Calcúlese el volumen de la misma

masa de gas a presión estándar (760 mm Hg) manteniendo la temperatura constante.

2. Diez litros de hidrogeno a 1 atmósfera de presión están contenidos en un cilindro que tiene un pistón móvil. Elpistón se mueve hasta que la misma masa de gas ocupa 2 litros a la misma temperatura encuentre la presiónen el cilindro.

3. Un gas que pesa 5 g Ocupa un volumen de 4L y se encuentra sometido a una presión de 0.76 atm. ¿Cuálserá el volumen que ocupa en litros, si lo sometemos al doble de la presión mencionada, si se mantiene latemperatura constante.

Actividad: 3



23BLOQUE 1

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Solución de problemas. Puntaje:Saberes


Comprende la ley de Boyle.Efectúa cálculos y aplica la ley deBoyle

Resuelve el ejercicio conseguridad.


docente

4. Una masa de gas ocupa un volumen de 550L a la presión atmosférica. ¿Qué presión sedebe ejercer sobre ella para que ésta quede contenida en un tanque de 20L?

5. 12 L bajo presión de 860 torr. Calcula el volumen de la misma masa de gas a presión estándar (760 mm deHg).





Ley de Charles.

Mediante esta ley se relaciona la temperatura y el volumen de un gas. Textualmente, la ley afirma que el volumen deun gas es directamente proporcional a la temperatura del gas, cuando se mantiene la presión constante.

En otras palabras: Si se aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta.Si se disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye.

Como lo descubrió Charles, si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes,el cociente entre el volumen (V) y la temperatura (T) siempre tiene el mismo valor (K) (esconstante).

Matemáticamente esto se expresa en la fórmula

Ejemplificando:Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V 1 que se encuentra a una temperatura T1. Si aumentamos latemperatura a T2 el volumen del gas aumentará hasta V2, y se cumplirá que:

Veamos un ejemplo práctico y sencillo:Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2.5 L. Paraexperimentar, se disminuye la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevovolumen?

Solución:El primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a latemperatura hay que usar siempre la escala Kelvin.

Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 KT2 = (10 + 273) K= 283 K

Se sustituyen los datos en la ecuación:

Se despeja V2:

Respuesta: Sí se disminuye la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2.37 L.



25BLOQUE 1

En equipo, resuelve los siguientes problemas aplicando la Ley de Charles.

1. Una muestra de gas tiene un volumen de 250 ml a 50°C. ¿Cuál será el volumen a 0°C, si supresión permanece constante?

2. Una masa de neón ocupa 200 cm3 a 100 °C. Encuentre el volumen a 0°C, manteniendo a presión constante.

3. ¿Cuál será el volumen de una muestra de gas a 27°C, si su volumen es de 400 ml a 0°C y presión permanececonstante?

Actividad: 4




Evaluación

Actividad: 4 Producto: Resolución deproblemas.

Puntaje:

Saberes


Identifica la Ley de Charles. Aplica los conocimientos en laresolución de cálculos.

Con eficiencia realiza el ejercicioen equipo.


docente

4. Una muestra de gas ocupa 185 ml a 10°C y 750 mm Hg. ¿Qué volumen en ml ocupará elgas a 20°C y 750 mm Hg?

5. El volumen de un gas es 200 ml a 30°C. ¿A qué temperatura ocuparía el volumen de 260 ml, suponiendoque la presión permanece constante?




27BLOQUE 1

Ley de Gay-Lussac.

Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un gas cuando el volumen (V) se mantienconstante, y dice textualmente: La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.

Esto significa que:

Si se aumenta la temperatura, aumentará la presión.Si se disminuye la temperatura, disminuirá la presión.

Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con siguiente ecuación:

Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyvolumen (V) no varía, a una presión P 1 y a una temperatura T1. Paexperimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor Tentonces la presión cambiará a P2, y tendrá que cumplirse la siguienecuación:

Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, estáexpresada en función de la temperatura absoluta, y tal como en la Ley deCharles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin.

Veamos un ejemplo:Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mm Hgcuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar paraque su presión sea 760 mm Hg?

Solución:

Lo primero se debe convertir los 25º C a grados Kelvin:T1 = (25 + 273) K= 298 K

Después se sustituyen los datos en la ecuación:

Se despeja T2:

Respuesta:La temperatura debe bajar hasta los 233.5º Kelvin. Si convertimos éstos grados en grados Celsius hacemos:

233.5 − 273 = −39.5 °C.




En equipo de cuatro integrantes, realicen y discutan los siguientes ejercicios, aplicandola Ley de Gay-Lussac:

1. ¿Cuál será la presión de un gas a 85°C, sabiendo que a 25°C es de 625 mm Hg?

2. Un tanque de acero contiene dióxido de carbono a 27°C y una presión de 12 atm. Calcúlese la presión internadel gas, cuando el tanque y su contenido se calientan a 100°C.

3. Una llanta de automóvil se encuentra inflada a 28 atm y tiene una temperatura de 15 °C. Si después derecorrer una distancia de 500 Km, el medidor de presión marca 32 atm. ¿A qué temperatura en °C seencontrará?

Actividad: 5



29BLOQUE 1

Evaluación

Actividad: 5Producto: Resolución deproblemas. Puntaje:

Saberes


Reconoce la ley de Gay-Lussac.Soluciona problemas aplicando laley de Gay Lussac.

Muestra una actitud positiva altrabajar en equipo.


docente

4. En un bulbo cerrado de vidrio, se puso helio (He) a 750 mm Hg y 27°C. El bulbo se rodeó de

hielo seco hasta bajar la temperatura a -73°C. ¿Qué presión estaría ejerciendo el helio?

5. Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mm Hg cuando su temperatura es de 25.0°C.¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mm Hg?





Ley general o combinada de los gases.

Las tres leyes vistas, permiten calcular únicamente una de las tres variables de losgases cuando se modifica otra, siempre y cuando permanezca constante la tercera,estas leyes sirven solo para gases ideales, en la realidad ¿Qué ocurre cuando a un gasse le modifica la temperatura, y el volumen del mismo no puede permanecer constante,

debido a que las paredes del recipiente no son rígidas, por ejemplo en un globo dehule? ¿Cómo cambia la presión, volumen o temperatura de un gas si se aumenta odisminuye la presión?

Estas preguntas no pueden ser contestadas mediante ninguna de las leyes porseparado, pero si estas leyes se combinan, se llega a una expresión denominada Ley

combinada de los gases.

Ley de Boyle:

Ley de Charles:

Ley de Gay Lussac:

Juntando las leyes queda:

Ley combinada de los gases:

Donde: (P1

V1

T1

) son las condiciones iniciales de presión, volumen o temperatura.(P2 V2 T2) son las condiciones finales de presión, temperatura o volumen.

A partir de la ley combinada, podemos calcular la forma cómo cambia la presión, volumen o temperatura si seconocen las condiciones iniciales (P1 V1T1) y se conocen dos de las condiciones finales, es decir, dos de las trescantidades (P2 V2 T2).

Esta ley combinada de los gases, sólo se aplica cuando el comportamiento de los gases reales se asemeja al de ungas ideal. Bajo ciertas condiciones de temperatura y/o presión, las propiedades de la mayoría de los gases reales sedesvían por completo de las de un gas ideal. Para estos casos se han desarrollado otras ecuaciones; pero en estemódulo vamos a considerar para propósitos prácticos, que los gases reales por lo general se comportan como gasesideales.

Ejemplo:Un cierto gas ocupa 500ml a 760 mm Hg y 0°C. ¿Qué volumen en mililitros ocupará a 10 atm y 100°C?

Solución:Como los datos de presión están uno en milímetros de mercurio (mm Hg), y el otro en atmósferas, es necesario hacerla conversión en atmósferas (atm), para trabajar las dos presiones en atmósferas y las temperaturas se debenconvertir en grados Kelvin.

Glosario:

Gases ideales:Gases que se ajustan a

la teoría cinética; estáncompuestos pormoléculas que notienen fuerzas deatracción entre sí y seencuentran enmovimiento rápido yconstante, chocandounas con otras en unaforma perfectamenteelástica, y tiene unaenergía cinéticapromedio proporcionala la temperaturaabsoluta.



31BLOQUE 1

Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación:

Datos: FórmulaV1= 500 mlT1= 0°C + 273 = 273°KP1= 760 mm Hg = 1atm

V2=?T2= 100°C + 273= 373°KP2= 10 atm

Se despeja V2 V2= (1atm)(500ml)(373°K) = 68.3 ml(273°K)(10atm)

Respuesta: V2= 68.3 ml

En equipo, realicen y discutan los siguientes ejercicios, aplicando la ley combinada delos gases:

1. En las condiciones de laboratorio (10°C y 585 mm Hg), se quiere cambiar 10 litros de un gas a un recipientede 12 litros. Si el gas debe estar a una temperatura máxima de 40°C. ¿A qué presión se someterá elrecipiente?

2. Un gas ocupa 500 ml a 30°C y 720 mm Hg. ¿Cuál será su volumen en las condiciones estándar (0°C, 760 mmHg)?

Actividad: 6




Evaluación


Puntaje:

Saberes


Relaciona la ley combinada delos gases.

Aplica la ley combinada de losgases en la resolución deproblemas.

Participa activamente con suscompañeros de equipo.


docente

3. Un volumen de 100 ml de un gas en condiciones normales de temperatura y presión (1

atm y 0°C), si queremos que ocupe el volumen de litro a la presión de 590 mm Hg. ¿A quétemperatura en °C debemos someterlo?

4. En un balón elástico se recogieron 21.5 ml de un gas a 17°C 760 mm Hg, al día siguiente se encontró que elvolumen de 22.1 ml y la presión se mantenía a 740 mm Hg. ¿Cuál era la temperatura del laboratorio?




33BLOQUE 1

Ley de las presiones parciales de Dalton.

Hasta ahora hemos analizado las relaciones entre la presión, temperatura y volumede una muestra de una sola sustancia gaseosa. La mayor parte de las situaciones la vida real involucran mezclas de gases. Por ejemplo el aire que respiramos, es umezcla de muchos gases, como también la emisión de gases de un automóvil.

Si se requiere trabajar con presiones, volúmenes y temperaturas de mezclas dgases, John Dalton, en 1801 declaró la Ley de las presiones parciales de Dalton, esley establece que “Cada uno de los gases presentes en una mezcla de gases ejer

una presión parcial igual a la presión que ejercería como único gas presente en mismo volumen”.

Entonces, la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales todos los gases.

Por ejemplo, si en un recipiente tenemos una mezcla degases de Hidrógeno y Helio, la presión del hidrógeno es 2.9atm y la presión del helio de 7.2 atm, tendremos que la

presión total es de 10.1 atm.

La Ley de Dalton se expresa matemáticamente como:

Ptotal= P1 + P2 + P3 · · ·

Donde P1, P2 y P3 son las presiones parciales de los gasesindividuales que están en la mezcla.

Ejemplo:Un matraz de un litro que esta a 27°C contiene una mezcla de tres gases, A, B y C, que tienen presiones parciales d2.5, 6.3 y 4.2 atm respectivamente. Calcula la presión total en atmósferas de la mezcla.

Solución:Se determina la presión total de la mezcla, sumando las presiones individuales de cada gas.

Formula: Ptotal= P1 + P2 + P3

Sustitución: Ptotal= 2.5 atm + 6.3 atm + 4.2 atm

Respuesta: Ptotal= 13 atm

Ley General de los gases ideales.

Utilizando una nueva ecuación, la ecuación del gas ideal, no solo podemos variar la temperatura, la presión y volumen sino también la masa del gas.

Su expresión matemática es: P V = n R T




Donde P es presión (atm), V es volumen (L), n es la cantidad de moles del gas y T es temperatura (°K) y R es laconstante universal de los gases.

El valor de la constante universal de los gases, R, se puede calcular partiendo del hecho experimental de que 1mol degas (n=1) a condiciones normales de temperatura y presión [0°C (273°K) y 1atm], ocupan un volumen de 22.4L.Despejando R de la ecuación de los gases ideales y sustituyendo los valores de: n, P, V y T queda:

R = 1atm X 22.4L1mol X 273°K

Constante universal de los gases: R= 0.08205786 atm. Lmol °K

Ejemplo:

¿Cuál será la presión ejercida por 2 moles de oxígeno a una temperatura de 30 ° C y u7n volumen de 70 lit ros?

Solución:Datos Fórmula Despejando Sustituyendo

P=?

n= 2mol P V = n R T P= n R T P= (2mol) (0.08205786 atm/mol.°K) (303°K)T= 30°C = 303°K V 70 LV= 70 L

Resultado: P=0.71 atm

Aplicación de la ley de los gases ideales

La importancia de la ley de los gases ideales, es que de ella se pueden derivarcaracterísticas de cada uno de los gases, como son la densidad y la masa molar.Para aplicar esta ley debemos analizar lo siguiente:

El número de moles es igual a los gramos (gr) sobre la masa molar (M): n = gr/M

Si se sustituye el valor de n en la ecuación quedaría: P V = gr/M (R T)

De esta fórmula se pueden derivar dos aplicaciones importantes, la densidad y lamasa molar del gas.

La densidad de un gas está dada por la relación de su masa (gr) sobre su volumen (V): d=gr/V

Utilizando la ecuación anterior y despejando masa sobre volumen queda la fórmula para calcular la densidad:d= PM

RTEjemplo:

1. Calcula la densidad del diborano (B2H6), a 40°C y 1.81atm.

Datos Fórmula Sustituciónd=T= 40°C = 313°K d= PM d= (1.81 atm) (28 gr/mol) =1.97 gr/LP= 1.81atm RT (0.08205786 atm.L/mol.°K) (313°K)M de B2H6= 28gr/mo



35BLOQUE 1

Cierre

Resuelve los siguientes problemas sobre la aplicación de las diferentes Leyes de losgases.

1. En el envase de cualquier aerosol podemos leer que no debemos arrojarlo al fuego ni aun vacío. ¿Por qué elfabricante está obligado a hacer esa advertencia? ¿En qué ley de los gases te basarías para explicar laadvertencia?

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_________________________________________________________________________________________________

2. La ley de Boyle establece que la presión y el volumen de un sistema gaseoso son inversamenteproporcionales. Según esto, si aumentamos el volumen de un gas al doble, ¿Qué le ocurre a la presión delmismo?

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_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________3. ¿Qué presión ejercen 0.613 de hidrógeno (H2), a la temperatura de 42 °C y 0.250 atm?

4. En un recipiente de 1L a 2 atm de presión y 300°K de temperatura, hay 2.6 gr de un gas. ¿Cuál es la masamolecular del gas?

Actividad: 7




5. Se introducen 3.5 gr de nitrógeno (N2), en un recipiente de 1.5 L. Si la temperatura delsistema es de 22°C, ¿Cuál es la presión del recipiente? Si calentamos el gas hasta 45°C,¿Cuál será la nueva presión si el volumen no varía?

6. Las sales de nitrato (NO3) al calentarse producen nitritos (NO2) y oxígeno (O2), una muestra de nitrato depotasio se calienta de manera que el gas O2 producido se recolecta en un matraz de 750 ml. La presión deeste gas en el matraz es de 2.8 atm y la temperatura de 53.6°C. ¿Cuántas moles de O2 se han producido?




37BLOQUE 1

Evaluación



Identifica, las diferentes leyes delos gases.

Elige la ley de los gases que debeaplicarse para la solución de losdiferentes problemas.

Comparte con entusiasmo susconocimientos con suscompañeros de equipo.


docente

7. Calcula la densidad del SO2 a 40°C y 750 mm Hg de presión.

8. Calcula el peso del O2 contenido en 21 litros de oxigeno medido sobre agua a 25°C y 740mm Hg. Lapresión de vapor del agua a 25°C es de 24 mm Hg.





Explica la velocidad de reacción y el

equilibrio químico.

Competencias disciplinares extendidas 1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la

tecnología en un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.2. Evalúa las implicaciones del uso de la ciencia y la tecnología, así como los fenómenos relacionados con el origen, continuidad y

transformación de la naturaleza para establecer acciones a fin de preservarlas en todas sus manifestaciones.3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información

científica que contribuya a su formación académica.4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir nuevos

conocimientos.5. Valorar el papel fundamental del ser humano como agente modificador de su medio natural proponiendo alternativas que responda a

las necesidades del hombre y la sociedad, cuidando el entorno.6. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del

mismo.7. Aplica normas de seguridad para disminuir riesgos y daños a sí mismo y a la naturaleza, en el uso y manejo de sustancias,

instrumentos y equipos en cualquier contexto.

Unidad de competencia:Expresa la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de la teoría de las colisiones de los diversos factores que lamodifican, realizando procesos experimentales para medir la velocidad de una reacción química generada en el medio natural o a nivel delaboratorio, así como la explicación del equilibrio químico al comprender la reversibilidad de las reacciones químicas, la ley de acción demasas y el principio de Le Châtelier, aplicando ejemplos cotidianos e hipotéticos.

Atributos a desarrollar en el bloque: 1.1 Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.1.5 Asume las consecuencias de sus comportamientos y decisiones.3.3 Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean.4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas o gráficas.

4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los objetivosque persigue.4.3 Identifica las ideas claves en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas.4.5 Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas.5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al alcance de un

objetivo.5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.5.5 Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas.5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos y

perspectivas al acervo con el que cuenta.6.4 Estructura ideas y argumentos de manera clara, coherente y sintética.7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimiento.7.3 Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana.8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos equipos de

trabajo.



40 EXPLICA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO

Secuencia didáctica 1. Velocidad de reacción y teoría de las colisiones.

Inicio

Resuelve los siguientes cuestionamientos

1. Define qué es una reacción química._________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

2. Tomando en cuenta la siguiente reacción química, identifica sus partes y responde lo siguiente:

a) ______________________este compuesto(s) corresponde al reactivo(s) de la reacción.

b) ______________________este compuesto(s) corresponde al producto(s) de la reacción.

c) El 2 que acompaña al HgO se le conoce como_____________________________________________________

d) Las letras s, l y g, que se encuentra después de cada formula, ¿qué nos indica?

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

3. Explica, ¿cómo medirías la velocidad de una reacción?

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Actividad: 1



41BLOQUE 2

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Cuestionario. Puntaje:

Saberes


Identifica una reacción química,sus componentes, la velocidadde reacción y los factores que lamodifican.

Distingue los componentes de unareacción química, así como losfactores que modifican la velocidadde reacción.

Valora la importancia de losconocimientos previos, enrelación a una reacción química.


docente

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4. Menciona los factores que consideres modifican la velocidad de una reacción._________________________________________________________________________________________________

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Desarrollo

Reacciones químicas.

Los cambios químicos ocurren cuando existe una transformación de la materia,tanto en su composición como en su estructura; estos cambios se llevan acabo mediante reacciones químicas.

En la actualidad, la mayoría de los productos o artículos que adquirimos oconsumimos, requieren para su elaboración de procesos químicos; sólobastaría con investigar cómo fueron elaborados o procesados algunosproductos de uso diario (artículos de limpieza, alimentos, bebidas, medicinas,etc.) para comprobar que todos ellos son el resultado de una serie dereacciones químicas, o bien, reflexionar sobre la infinidad de procesos queocurren a nuestro alrededor (el crecimiento del ser humano, de las plantas y animales, la oxidación de los metales, lacombustión de la madera, etc.) y que, por su cotidianidad, se ven como hechos comunes sin que meditemos que sonproductos, también de procesos muy complicados.

Debido a la gran contaminación que enfrentamos actualmente, los químicos se han dado a la tarea de obtener nuevosproductos que sean menos dañinos para el ambiente, motivo por el cual se han elaborado materiales biodegradablesque antes no existían, también han logrado reciclar ciertos materiales como plásticos, vidrio, papel, etc., evitando conello: por un lado; el empleo de nuevos recursos naturales para su elaboración y, por otro; la acumulación excesiva deéstos como desechos. Como podemos observar, es importante el conocimiento de las reacciones químicas parapoder controlarlas y hacer que las sustancias se conviertan en otras que satisfagan nuestras necesidades, intentandosiempre utilizarlas en beneficio del hombre, reduciendo y previniendo el deterioro de nuestro ambiente.

Una ecuación química es la representación esquemática de una reacción química, mediante fórmulas y símbolos.

Ejemplo:

a) Reactivos o Reactantes: Son las sustancias que reaccionan. Están colocadas antes de la flecha. b) Productos: Son las sustancias que se forman. Están colocadas después de la flecha.

La flecha separa reactivos de productos. Se lee "produce".

Un triángulo sobre la flecha significa "calor". Los reactivos debencalentarse para que la reacción se efectúe.

c) Coeficientes: Son los números colocados antes de cada sustancia. Indican el número de moles que reaccionande cada reactivo y el número de moles que se forman de cada producto.

d) Subíndices: Indican el número de átomos en una molécula.

Algunas veces, la ecuación muestra el estado físico de las sustancias que participan, indicando una letra minúsculaentre paréntesis, después de cada sustancia: Sólido (s), líquido (l), gas (g) y acuoso (ac).

Teoría de las colisiones.



43BLOQUE 2

Uno de los modelos que explican cómo tiene lugar una reacción química es la teoría de las colisiones, propuesta pMax Trautz y William Lewis en 1916 y 1918. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso qlos átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen, pesolamente una cierta fracción del total de colisiones tiene la energía para conectarse efectivamente y caustransformaciones de los reactivos en productos.

Puede ocurrir como en el juego del billar, que el choque de las bolas produzca únicamente el cambio de dirección dlas mismas. Por eso, para que tenga lugar una reacción química, los choques deben ser eficaces y cumplir las docondiciones siguientes:

- Primera condición: Que los átomos,moléculas o iones de los reactivos poseansuficiente energía (cinética), para que alchocar, puedan romperse sus enlaces yformarse otros nuevos. Según estacondición, a la energía mínima requeridapara efectuar una reacción se la llamaenergía de activación.

Al analizar los cambios en energía potencial y en energía cinética que experimentan un par de moléculas al chocar la fase gaseosa encontramos los siguientes factores:

1. Según las moléculas se aproximen una a la otra, empiezan a sentir la repulsión entre las nubes electrónicasentonces la rapidez de movimiento disminuye, reduciendo la energía cinética y aumentando la energía potencdebido a la repulsión. Si las moléculas inicialmente no se están moviendo rápidamente cuando entran en escolisión, las moléculas se detendrán y se invertirá la dirección de movimiento antes de que ocurra ucompenetración considerable de las nubes electrónicas. Así que las moléculas con energía cinética baja acercarse rebotan sin llegar a reaccionar.

2. Por otra parte, si las moléculas que se mueven rápidamente pueden vencer las fuerzas de repulsión y penetrlas nubes electrónicas y formar nuevos enlaces y así formar productos. Al compenetrarse las nubes electrónicaaumenta considerablemente la energía potencial del sistema. Así que un choque será efectivo si las molécul

que chocan tienen una rapidez relativa alta.3. Al formarse los productos y estos, separarse, la energía potencial disminuye, aumentando la rapidez d

separación de los mismos.

Cuanto mayor la energía de activación, más lenta es la reacción porquaumenta la dificultad para que el proceso suceda.

Cuanto menor la energía de activación, menor la barrera de energía, mcolisiones efectivas y por tanto una reacción más rápida.

- Segunda condición: Que el choque se verifique con una orientación geométrica adecuada, pues aunque látomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tenlugar con una orientación desfavorable.

Veamos los dos modelos de colisiones para la formación de dos moléculas de Hl:




La teoría de las colisiones estáíntimamente relacionada a la cinéticaquímica.

Los átomos de las moléculas de los

reactivos están siempre enmovimiento, generando muchascolisiones (choques). Parte de estascolisiones aumentan la velocidad dereacción química. Cuantos máschoques con energía y geometríaadecuada exista, mayor la velocidadde la reacción.

De lo anterior, se puede concluir que la teoría de las colisiones establece lo siguiente:

“La velocidad de una reacción es directamente proporcional al número de choques efectivos que se dan entr e las sustancias reaccionantes”.

En equipo de 4 integrantes y en base a la información anterior sobre lateoría de las colisiones realiza lo que se te pide, y al finalizar comparte tutrabajo con el resto del grupo.

1. Dibuja un esquema donde expliques con detalles en qué consiste la teoría de las colisiones.

Actividad: 2



45BLOQUE 2

Evaluación

Actividad: 2 Producto: Esquema. Puntaje:

Saberes


Describe la teoría de lascolisiones, y la energía deactivación.

Analiza e ilustra la teoría de lascolisiones, las colisiones efectivas yla energía de activación.

Reflexiona sobre la importanciade la teoría de las colisiones paraque se lleve a cabo una reacción.


docente

2. Explica cómo se da una colisión efectiva.

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3. ¿En qué consiste la energía de activación?

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Actividad: 2 continuación




Evaluación

Actividad: 3 Producto: Experimento. Puntaje:

Saberes


Reconoce la velocidad dereacción.

Realiza actividad experimental,para observar la velocidad de unareacción.

Toma conciencia de laimportancia del desarrolloexperimental.


docente

Para definir el concepto de velocidad de reacción, realiza el siguiente experimento.

Utiliza una tableta de Alka-Seltzer®, que está compuesta de ácido cítrico y bicarbonato de sodio (reactantes).Estos dos compuestos, no reaccionan espontáneamente entre sí. Cuando colocamos la tableta en agua, seinicia la efervescencia, que se debe a la reacción entre el bicarbonato de sodio y el ácido cítrico, como productode esta reacción química, se forma: bióxido de carbono, citrato de sodio y agua

Procedimiento:1. Prepara un vaso con una pequeña cantidad de agua.2. Prepara un reloj segundero o un cronómetro, para medir el tiempo.3. Deposita la tableta de Alka-Seltzer® en el interior del vaso.4. Tomar el tiempo desde el momento en que se deposita la tableta, hasta el momento en que se desaparece.5. Observar y anotar el tiempo.

Resuelve las siguientes preguntas:

a) ¿Cuánto tiempo tardó en desaparecer la tableta? __________________________________________________

b) ¿Qué tiempo es el que medimos?, ¿la desaparición de reactantes o la aparición de productos?

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c) Define la velocidad de reacción a partir de estos datos.

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Actividad: 3



47BLOQUE 2

Velocidad de reacción.

En la vida real puede ser importante conocer a qué velocidad se lleva a cabo una reacción. El tiempo en que se tarden hornear unas galletas con chispas de chocolate depende de la velocidad con que el polvo de hornear (bicarbonao carbonato ácido de sodio) se descompone a 350°F:

La velocidad de reacción es la velocidad a la que se forman los productos o se consumen los reactivos. Uexplosión es un ejemplo de una reacción rápida, la formación de petróleo a partir de la materia orgánidescompuesta es un ejemplo de una reacción lenta.

Para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, la cantidad de reactivo que desaparece por unidad dtiempo, o la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidadde concentración/tiempo, esto es, en moles por segundo (mol/s).

Existen diversas maneras de medir en el laboratorio la velocidad de reacción, pueden ser observando un cambio dcolor, la obtención de un precipitado, variación en la conductividad eléctrica, entre otros.

Factores que afectan la velocidad de reacción.

A través de la experimentación, los químicos han determinado que la velocidad de una reacción depende diferentes factores:

1. La naturaleza química de los reactivos2. La concentración de los reactivos3. El grado de subdivisión de los reaccionantes4. La temperatura de la reacción5. La presión6. La presencia de catalizadores

La naturaleza química de los reactivos

La naturaleza de los reaccionantes no es un factor cinético en sí, sino un factortermodinámico que está relacionado con la estructura misma de la sustancia y con sutendencia a reaccionar.

Una sustancia tiene una naturaleza propia que no puede ser alterada o manipulada por unexperimentador para que la reacción sea más rápida o más lenta, depende del grado deionización de la sustancia y de su estructura atómica, en base a esto se deduce que:

Reacciones entre iones en disolución son rápidas. Reacciones de compuestos covalentes suelen ser lentas. Reacciones homogéneas entre líquidos o gases son rápidas.

Reacciones entre sólidos son lentas.

Reacciones heterogéneas, la velocidad aumenta al aumentar la superficie de contacto entre los reactivos.

Concentración de los reactivos

Si los reactivos están en disolución o son gasesencerrados en un recipiente, cuanto mayor sea suconcentración, más alta será la velocidad de la reacciónen la que participen, ya que, al haber más partículas enel mismo espacio, aumentará el número de colisiones,aumentando así los choques eficases.




Por ejemplo, en la reacción:

La velocidad es directamente proporcional a la concentración de N2O5; esto quiere decir que si se duplica laconcentración de los reactivos la velocidad de la reacción aumentará al doble, y que si la concentración se triplica, lavelocidad también se triplicará.

Grado de subdivisión de los reaccionantes

El grado de subdivisión de un material está relacionado con su área superficial; mientras más dividido se encuentre unmaterial, mayor será el área de superficie expuesta, este factor es importante en una reacción debido a que alaumentar el grado de subdivisión de un reactivo, aumenta también la rapidez de la reacción química, porque el áreasuperficial es mayor y puede reaccionar al mismo tiempo.

Ejemplo: un dado de hierro que se sumerge en un ácido sólo reaccionará por la zona expuesta al ácido, es decir porel exterior. Si partimos ese dado en dos tendremos ahora una nueva superficie a exponer y si seguimos partiendo los

trozos tendremos cada vez más superficie que se puede exponer al ácido y por tanto aumentaremos la velocidad dereacción. Por tanto también podemos afirmar que las reacciones serán más rápidas en estado líquido y más aún enestado sólido.

Temperatura de la reacción

Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de las moléculas ysu energía, por lo que no sólo aumenta las probabilidades dechoque, al moverse más rápido, sino que estos choques serán másenergéticos y por tanto más eficaces. Se dice, de maneraaproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, lavelocidad se duplica.

Esto explica que para evitar la putrefacción de los alimentos losmetemos en la nevera o en el congelador y por el contrario, siqueremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuelapuesta al fuego.

Presión

Sólo afecta si los reactivos o los productos son gases. Las sustancias gaseosastienden a ocupar el volumen total del recipiente que los contiene, al aumentar lapresión disminuye el volumen, por lo tanto las moléculas se aproximan más, por loque se incrementa la frecuencia de choques o colisiones, trayendo por lo tantouna mayor velocidad de reacción.

Una disminución en la presión, aumenta el volumen, separando las moléculas,ocasionando que disminuyan las colisiones, por lo tanto una disminución en lavelocidad de reacción.



49BLOQUE 2

Presencia de un catalizador en una reacción

Un catalizador es una sustancia que modifica la rapidez de una reacción

química sin que ella misma se consuma en el proceso o sufra algún cambioquímico. Esta variación de velocidad se debe a que los catalizadores hacenque la reacción vaya por un camino que necesita menos energía. Loscatalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; esdecir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones.

El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no esreactivo ni participa en la reacción. Existen dos tipos de catalizadores:

- Catalizadores positivos: Que aceleran la rapidez de una reacción.- Catalizadores negativos: Que disminuyen la rapidez de una reacción.

La utilización de catalizadores en nuestra vida diaria es muy amplia, como podemos verlo en los siguientes ejemplos

Uno de los catalizadores más importantes de la naturaleza es la clorofila, durante el proceso de fotosíntesis; tambiélas diferentes enzimas que se utilizan en la digestión de los alimentos, como la ptialina en la saliva que cataliza ruptura de moléculas grandes.

En la industria los catalizador que se utilizan para reducir las emisiones tóxicasde los vehículos y reducir el problema de la contaminación ambiental. Estoscatalizadores están provistos en su interior de unas pequeñas esferasrecubiertas de metal que puede ser paladio o platino y que actúan comosustancias catalizadoras. También las enzimas que son catalizadores seutilizan en la industria alimentaría como en la elaboración de vinagre conalcoholes producido por un microbio vivo (Acetobacter aceti), la fermentaciónalcohólica, la adición de una enzima para eliminar la lactosa, en la producciónde productos deslactosados, entre otros.

http://www.monografias.com/trabajos/alcoholismo/alcoholismo.shtml

http://www.monografias.com/trabajos/alcoholismo/alcoholismo.shtml




Cierre

En equipo realicen los siguientes experimentos y resuelvan lo que se indica en cadacaso.

Factores que afectan la velocidad de reacción

Objetivo:Observar cómo influyen la temperatura, la naturaleza química de los reactivos, la concentración, el tamaño de lapartícula y la presencia de un catlizador en la velocidad de reacción.

Material y reactivos:4 vasos de precipitados de 20 ml1 Termómetro

1 probeta de 10 mlUn cronometro2 jeringas de 10 ml

Alka-Seltzer® Agua Vinagre (CH3COOH) Agua oxígenada (H2O2)Dioxido de manganeso (MnO2)

Procedimiento:La reacción que se observará en los siguientes experimentos es la reacción del bicarbonato presente en latableta de Alka-Seltzer® con agua para formar acido carbónico,que se descompone en:

Efecto de la temperatura:- Corte la tableta de Alka-Seltzer® a la mitad.- En un vaso de precipitado coloque la mitad de la tableta de Alka-Seltzer® y en otro coloque la otra mitad.- Caliente en un vaso de precipitado, aproximadamente 10 ml de agua a unos 80°C, y en otro coloque 10 ml

de agua fría (a unos 10°C).- Succione con una jeringa 5 ml de agua caliente y con la otra jeringa succione 5 ml de agua fría.- Agregue al mismo tiempo, a cada uno de los vasos que contiene el Alka-Seltzer®, el agua caliente en uno y

el agua fría en el otro.

- Con el cronómetro mida el tiempo que tarda en disolverse el sólido.- Anote el tiempo de cada reacción.

Efecto de la naturaleza química de los reactivos:- Prepare dos vasos que contengan una mitad de Alka-Seltzer® cada uno.- Agregue con una jeringa al mismo tiempo 5 ml de agua a una mitad de la tableta y 5 ml de vinagre a la otra

mitad.- Con el cronometro mida el tiempo que tarda en disolverse el sólido.- Anote sus resultados.

Actividad: 4



51BLOQUE 2

Efecto de la concentración de uno de los reactivos:- Coloca en un vaso de precipitado la mitad de la tableta de Alka-Seltzer®, y en otro vaso una

tableta completa.- Agrega 10 ml de agua a cada uno al mismo tiempo.- Con el cronometro mida el tiempo que tarda en disolverse el sólido.- Anote sus observaciones.

Efecto del tamaño de partícula:- Prepare, dos vasos que contengan una mitad de Alka-Seltzer® cada uno, en uno coloca la mitad completa

y en el otro vaso coloque la mitad de la tableta pulverizada.- En cada vaso agregue con una jeringa al mismo tiempo 5ml de agua.- Con el cronometro mida el tiempo que tarda en disolverse el sólido.- Anota tus resultados.

Efecto de la presencia de un catalizador:

Se observará la descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia y ausencia de un catalizador:

- En dos vasos de precipitado, coloque en cada uno 3ml de agua oxigenada comercial.- En uno de ellos coloque una pastilla de bióxido de manganeso (MnO2) y observe lo que sucede. (En caso

de no tener pastillas, utilice directamente una pequeña cantidad de MnO2 en polvo).- Cuando termine la reacción, retire la pastilla de MnO2 y devuélvala al profesor.

Cuestionario:

1. En la parte experimental del efecto de la temperatura, ¿cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más

rápido y porque?_________________________________________________________________________________________________

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2. Explica cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimental del efecto de lanaturaleza de los reactivos y por qué.

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Evaluación

Actividad: 4 Producto: Experimentos. Puntaje:

Saberes


Reconoce los factores queafectan la velocidad dereacción.

Compara la velocidad de reacciónal modificar los factores que laafectan.

Pone en práctica losconocimientos adquiridos.


docente

3. Explique cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimentaldel efecto de la concentración de uno de los reactivos y por qué.

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4. Explique cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimental del efecto deltamaño de la partícula y por qué.

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5. ¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo en la parte experimental del efecto de un catalizador? ¿Por qué?

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53BLOQUE 2

Evaluación

Actividad: 5 Producto: Cuestionario. Puntaje:

Saberes


Identifica ejemplos cotidianosdonde se muestra la velocidadde reacción.

Distingue los cambios en lavelocidad de reacción en distintosfenómenos cotidianos.

Resuelve con seguridad cadauno de los cuestionamientos.

CoevaluaciónC MC NC

Calificación otorgada por eldocente

Con base a lo revisado en esta secuencia, y mediante a una consulta bibliográficaresuelve lo que se solicita a continuación.

1. Busca ejemplos de situaciones cotidianas donde se pueda apreciar la velocidad de reacción._________________________________________________________________________________________________

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2. ¿Qué arde más rápidamente, un tronco entero o cortado en trozos pequeños? Justifica tu respuestamediante la teoría de las colisiones.

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3. De tu experiencia diaria menciona cuando menos tres ejemplos de reacciones donde se incrementa suvelocidad al variar la temperatura, y da una breve explicación.

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_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

4. Recopila información sobre los aditivos alimentarios, y utilízala para:

a) Describir la relación entre la catálisis química y la conservación de los alimentos.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

b) Encontrar ejemplos de conservantes bacteriostáticos, antioxidantes, estabilizadores, coloranteshumectantes, neutralizadores y agentes afirmadores, señalando qué función desempeñan, y cuáles son loscódigos con los que se identifican en las etiquetas de los alimentos.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

Actividad: 5

http://www.lne.es/sociedad-cultura/2010/04/07/sociedad-ingredientes-cifrados/897013.html

http://www.lne.es/sociedad-cultura/2010/04/07/sociedad-ingredientes-cifrados/897013.html




Secuencia didáctica 2.Equilibrio químico y constante de equilibrio.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Respuesta breve. Puntaje:

Saberes


Define conceptos.Demuestra sus conocimientosprevios en cinética, equilibrio yreacciones químicas.

Aprecia sus conocimientosprevios.

Autoevaluación

C MC NCCalificación otorgada por el

docente

Responde lo que conoces cada uno de los siguientes conceptos.

Cinética química_________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

Reacción reversible__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Catalizador__________________________________________________________________________________________________

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Reacción irreversible__________________________________________________________________________________________________

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Equilibrio químico__________________________________________________________________________________________________

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Concentración molar__________________________________________________________________________________________________

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Reacción endotérmica__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Reacción exotérmica__________________________________________________________________________________________________

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Actividad: 1



55BLOQUE 2

Desarrollo

Reacciones reversibles e irreversibles.

Hay reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccioinanentre sí para generar sustancias de partida. Estos tipos de reacciones sedenominan reacciones reversibles.

En cambio, hay otras reacciones quíimicas en las que los productosobtenidos en ellas no tienen tendencia a reaccionar entre sí para generar lassustancias de que proceden. Estos tipos de reacciones se denominan

reacciones irreversibles.

En las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones reversibles seemplea una doble flecha que indica el sentido de las dos reacciones, lascuales se estan llevando a cabo simultaneamente. A la reacción que va de

reactantes a productos se le conoce como reaccion directa, mientras que, ala que va de productos a reactantes, se le denomina reacción inversa.

Ejemplos:

Las reacciónes de síntesis del amoniaco es una reacción reversible: el hidrógeno (H 2) se combina con el nitróge(N2) formándoser amoniaco (NH3), reacción directa, pero éste se descompone regenerando las sustancias de partidhidrógeno y nitrógeno, reacción inversa.

La ecuación química correspondiente a esta reacción reversible es:

Un ejemplo cotidiano de reacciones reversibles, lo observamos cuando reacciona un antiácido y el ácido clorhídridel jugo gástrico:

Otro ejemplo sería lo observado en las pilas recargables, las que, una vez agotadas pueden ser recargadnuevamente haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ellas.

Un ejemplo de reacción irreversible sucede en la reacción del cloruro de sodio (NaCl) con el nitrato de plata (AgNOpor que los productos de la misma, nitrato de sodio (NaNO 3) y cloruro de plata (AgCl), no reaccionan entre regenerando los reactivos de partida, ésta ocurre sólo hacia la derecha.

También observamos una reacción irreversible cuando el peróxido de hidrógeno (H2O2), se aplica en una herida, descompone y se forma agua más oxígeno. Las burbujas de oxígenon gaseoso se escapan, lo que impide qnuevamente se forme H2O2.




Las reacciones irreversibles finalizan cuando se agota alguno de los reactivos; sin embargo, las reacciones reversiblesno finalizan nunca, pues los reactivos se están regenerando continuamente.

Una reacción irreversible se dá, cuando la energía de activación es mucho menor que la que se requiere para romperlos enlaces de los productos, por lo tanto, en una reacción reversible, la energía de activación de los productos esigual o menor que la de los reactantes.

En una reacción reversible como ya vimos, se llevan a cabo dos reacciones que son contrarias, cada una ocurre concierta velocidad, a esta velocidad se llama velocidad de reacción y puede ser calculada con base en lo que establecela llamada “Ley de acción de masa”.

Ley de acción de masas.

La Ley de acción de masas establece que: “La velocidad de una reacción, es

directamente proporcional al producto (multiplicación) de la concentración molar (moles/litro) de cada uno de los reactantes, elevados a una potencia igual a sus

coefecientes estequiométricos, multiplicados por una constante de proporcionalidad(K), cuyo valor depende de la naturaleza química de los reactantes y de la

temperatura”.

La expresión matemática de esta ley: V= [A]a [B]b K

En una reacción reversible existen dos reacciones químicas la reacción directa y la reacción inversa.

En la expresión anterior, la letra minúscula representa los coeficientes estequiometricos (número de moles) de cadauna de las sustancias que participan en la reacción, mientras que las letras mayúsculas representan las fórmulas de

los reactantes (A,B) y productos (C,D).

La expresión de la velocidad para la reacción directa e inversa en un cambio reversible se muestran a continuación:Vd= [A]a [B]b Kd

Vi= [C]c [D]d Ki

El paréntesis rectangular se utiliza en química para indicar la concentración molar (mol/L) de cada una de lassustancias que intervienen en la reacción química.



57BLOQUE 2

Evaluación

Actividad: 2 Producto: Expresión matemática. Puntaje:

Saberes


Expresa la velocidad dereacción directa e inversa,matemáticamente.

Aplica los conocimientos de la leyde acción de masas.

Desempeña correctamente loaprendido.


docente

Para cada una de las siguientes reacciones reversibles, escribe la expresión de lavelocidad de reacción, de acuerdo a la Ley de acción de masas, para la reacción directa

y reacción inversa.

N2 + 3H2 2NH3

2SO2 + O2 2SO3

4NH3 + 5 O2 4NO + +6H2O

2HI H2 + I2

2H2 + 2NO 2O2 + N2

Actividad: 2




Equilibrio químico.

En la siguiente ecuación:

Al principio cuando A reacciona con B, las concentraciones de ambosdisminuyen mientras aumentan las concentraciones de C y D.

A medida que avanza, la reacción alcanza un punto en el cual no es posibledetectar cambios netos de concentración, las concentraciones de A, B, C y Dse estabilizan en valores específicos. En este punto se establece el equilibrioquímico.

Cada proceso posee una velocidad propia que va variando con el tiempo. Así, en los comienzos, la velocidad de lareacción directa es mucho mayor que la de la reacción inversa, debido a la diferencia de concentraciones entrereactivos y productos; pero a medida que estos últimos se van formando los reactivos van desapareciendo, con loque ambas velocidades se aproximan hasta hacerse iguales. A partir de tal instante sucede como si la reacciónestuviera detenida, pues las proporciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Se dice entonces quese ha alcanzado el equilibrio químico.

El equilibrio químico tiene un carácter dinámico, pues no implica que la reacciónse paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidadde tiempo, se forman y desaparecen el mismo número de moléculas decualquiera de las sustancias que intervienen en el proceso. Si algunos de losproductos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el equilibrio yla reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayantransformado totalmente.

El equilibrio químico se caracteriza por lo siguiente:

1. Un estado dinámico, ya que tanto la reacción directa como la inversa sesiguen llevando a cabo a pesar de tener la misma velocidad.

2. La concentración de reactantes y productos, en el momento en que se llega al equilibrio, dejan de cambiar, esdecir, en ese momento las concentraciones permanecen constantes.

3. Si no se modifica ninguna de las condiciones de temperatura, presión y concentración a las cuales la reacciónalcanzó el equilibrio químico, ésta permanecerá de manera indefinida en este estado de equilibrio.

Constante de equilibrio

La constante de equilibrio se deduce a partir de que una reacción llega al equilibrio químico, y cuando esto sucedeocurre que la velocidad de la reacción directa es igual que la velocidad de la reacción inversa.

Vd = Vi

De acuerdo con la ley de acción de masas tenemos que:

Vd= [A]a [B]b Kd

Vi= [C]c [D]d Ki

Si en la primera igualdad sustituimos Vd y Vi tenemos entonces que:

[A]a [B]b Kd =[C]c [D]d Ki



59BLOQUE 2

Despejando las constantes tenemos:

Kd = [C]c [D]d Ki [A]a [B]b

Cuando se divide una constante entre otra constante, el resultado es una constante nueva, en este caso al dividir la

entre la Ki se obtiene la constante de equilibrio (Keq), tenemos entonces la expresión para esta nueva constante.

Constante de Equilibrio.

Ejemplo:

Para la siguiente reacción química:

La expresión de la constante de equilibrio será:




Evaluación

Actividad: 3 Producto: Expresión matemática. Puntaje:

Saberes


Expresa la constante deequilibrio.

Practica los conocimientos deequilibrio químico.

Realiza el trabajo de formaordenada.


docente

Escriba la expresión para la constante de equilibrio de las siguientes reacciones:

CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)

2 NOCl (g) 2 NO (g) + Cl2 (g)

2 TiCl3 (g) + 2 HCl (g) 2 TiCl4 (g) + H2 (g)

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

4 H2O (g) + 3 Fe(s) Fe3O4(s) + 4 H2 (g)

Actividad: 3



61BLOQUE 2

Suponiendo que la reacción entre el monóxido de nitrógeno y oxígeno, logra el equilibrio químico a una temperatude 230°C, y la concentración molar de equilibrio de reactivos y productos es las siguientes: [NO]= 0.0542M, [O2

0.127 M y [NO2]= 15.5M.

Para calcular el valor de la constante de equilibrio (Keq) para la reacción, aplicamos la fórmula y sustituimos los datcorrespondientes.

Keq[NO2]2

[NO]2 · [O2]

Keq (15.5) 2 6.44 x 105 (El resultado se da sin unidades)(0.0542) 2 · (0.127)

El valor de la constante de equilibrio a una temperatura de 230°C es igual a: 6.44 x 105

Rango de K Desplazamiento del sistema.

K > 1 Se favorece la reacción directa.

K < 1 Se favorece la reacción inversa.

K = 1 Ambas reacciones son iguales.

El valor de la constante de equilibrio, nos indica hacia donde se encuentra desplazada la reacción en el equilibrio .

Por lo tanto, la reacción anterior debido a que el valor de K eq es mayor queuno (1), ésta se encuentra desplazada en el equilibrio, hacia los productos,esto significa que la concentración de los productos en el equilibrio es mayorque la de los reactantes y viceversa.

(a) N2O4 congelado es incoloro.

(b) A temperatura ambiente el N2O4 se descomponeen NO2 (marrón).

(c) El equilibrio químico es el punto donde lasconcentraciones de todas las especies sonconstantes.




Evaluación

Actividad: 4 Producto: Solución de problemas. Puntaje:

Saberes


Reconoce el concepto deconstante de equilibrio.

Determina e interpreta el valor de laconstante de equilibrio.

Valora la importancia de laconstante de equilibrio en eldesplazamiento del sistema.


docente

Realiza los siguientes cálculos:

1. Determina la constante de equilibrio para la siguiente reacción e indica su desplazamiento, sialcanzó el equilibrio a una temperatura de 430ºC, y la concentración molar de los reactantesy productos es: 0.243 moles de H2, 0.146 moles de I2 y 1.98 moles de HI en un recipiente de1L.

H2 (g) + I2(g) 2HI(g)

2. Calcula la constante de equilibrio de la siguiente reacción en equilibrio, donde la concentración molar decada uno de los reactantes y productos es el siguiente: [CO] =0.2M, [H2O]= 0.5M, [H2]=0.32M y [CO2]=

0.42M

CO + H2O H2 + CO2

3. A 1.225°C determina la constante de equilibrio de la reacción:

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g

Si la concentración molar de las sustancias que intervienen es la que se indica a continuación:[SO3] =0.04 M; [SO2]= 0.45 M; [O2]=0.26 M, e indica hacia donde se encuentra desplazada la reacción en elequilibrio.

Actividad: 4



63BLOQUE 2

Principio de Le Châtelier.

Un sistema alcanza el equilibrio cuando la velocidad de la reacción directa se hace iguala la velocidad de la reacción inversa. Este equilibrio es muy sensible a cambios depresión, temperatura y concentración. En 1888 el químico francés Henry Louis Le

Châtelier, enunció este principio que lleva su nombre y que comprende a la vezvariaciones de presión, temperatura y concentración.

Principio de Le Châtelier

1. Una reacción en equilibrio químico permanecerá en este estado de maneraindefinida, siempre y cuando no se alteren alguna de las condiciones detemperatura, presión y concentración de reactantes y productos a las cuales se alcanzó, dicho estado.

2. Cuando se altera algunas de las condiciones a las cuales se alcanzó el estado de equilibrio, el equilibrio dereacción se verá alterado y se desplazará ya sea hacia reactantes o productos, pero siempre tratando dcontrarrestar el efecto de la variación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio que mantendrá bajo lnuevas condiciones.

Cuando se dice que la reacción se desplaza o está desplazada hacia los productos significa que, en una reaccióreversible, la cantidad de productos aumenta o es mayor y la de los reactantes disminuye o es menor.Cuando se dice que la reacción se desplaza o está desplazada hacia los reactantes significa que, en una reaccióreversible, la cantidad de reactantes aumenta o es mayor y la de los productos disminuye o es menor.

Factores que modifican el equilibrio químico.

Cambios de temperatura.

Cambios de presión.

Cambios de concentración.

Efectos de la temperatura

La influencia de la temperatura sobre un sistema en equilibrio está comprendida en la Leyde Van´t Hoff, que plantea lo siguiente: “Cuando se aumenta la temperatura sobre unsistema en equilibrio, se ve favorecida la reacción que se produce por absorción decalor”.

En el siguiente ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura se ve favorecida lareacción directa porque absorbe calor, ésta es una reacción endotérmica, donde elequilibrio se desplaza para favorecer la formación de más productos.

Si se disminuye la temperatura se ve favorecida la reacción inversa, porque libera calor,ésta es una reacción exotérmica, donde el equilibrio se desplaza favoreciendo a reactivos.

En este otro ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura el equilibrio desplaza favoreciendo la reacción inversa, el equilibrio se desplaza para favorecer formación de más reactantes. Se cumple la Ley de Van´t Hoff. La reacción inversa esreacción endotérmica en la que se absorbe calor.

Reacción endotérmica (Directa)Reacción exotérmica (Inversa)




Todas las reacciones reversibles son endotérmicas en una dirección y exotérmicas en la otra, es decir, si la reaccióndirecta presenta un ∆H negativo (reacción exotérmica), la reacción inversa tendrá un valor de ∆H positivo (reacciónendotérmica).

Efectos de la presiónLa presión es un factor que influye sobre los sistemas gaseosos enequilibrio. La influencia de la presión sobre un sistema en equilibrioestá comprendida en la Ley de Robin: “Cuando un sistema está enequilibrio, un aumento de presión favorece la reacción donde haymenor volumen; si se disminuye la presión favorece la reacción dondehay mayor volumen. Cuando el volumen es igual en ambosmiembros, los cambios de presión no modifican el equilibrio”.

Ejemplo 1: Cuatro moles de reaccionantes dan origen a dos molesdel producto, por lo que un aumento de presión desplaza el equilibriohacia la derecha, esto favorece la formación de amoníaco, ya que esla que procede con disminución de volumen.

N2 + 3 H2 2 NH3

1 mol + 3 moles 2 moles

4 moles 2 moles

Ejemplo 2: Si se disminuye la presión se favorece la reacción directa, el equilibrio se desplaza hacia donde hay mayorvolumen.

N2O4 2 NO2

1 mol 2 moles

Ejemplo 3: Un aumento de la presión en este ejemplo no produce ninguna alteración sobre el equilibrio ya que tantoen la reacción directa como en la inversa se producen dos volúmenes. No hay modificación del equilibrio, losvolúmenes son iguales en ambos miembros.

H2 + I2 2 HI

2 moles 2 moles

Efecto de la concentración

La influencia de variaciones en la concentración sobre un sistema en equilibrio está regida por la ley de acción demasas: “La velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de lassustancias reaccionantes”.

Al aumentar la concentración de los reaccionantes, se forma más producto.



65BLOQUE 2

Si en la reacción

Se aumenta la concentración del N2, el equilibrio se desplaza hacia laderecha para favorecer los productos. Lo mismo ocurre si se

incrementa la concentración de H2, si se aumenta la concentración deNH3 el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y si se disminuye elequilibrio se desplazará en sentido contrario (derecha). Después decierto tiempo se alcanza un nuevo estado de equilibrio de acuerdo alas nuevas concentraciones.

Debido a que el valor de la constante de equilibrio, depende de latemperatura y naturaleza química de los reactivos y estas dos variables, al variar la concentración no cambiatenemos entonces, por lógica que las variaciones de concentración no modifican el valor de la constante de equilibr(Keq).

Efecto de los catalizadores

Se ha determinado que los catalizadores no tienen ningún efecto sobre la concentracide los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizadacelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo queambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteracidel equilibrio.

En equipo, resuelvan los siguientes problemas.

1. Considerando la siguiente reacción química, prediga hacia donde se desplazará el equilibriocon los siguientes cambios:

2 CO (g) + O (g) 2 CO2 (g) + 6500 cal

a) Incremento de la temperatura _________________________________ b) Incremento de la presión _____________________________________ c) Incremento de la concentración de CO _________________________ d) Disminución de la concentración de CO2 _______________________ e) Se adiciona un catalizador____________________________________

Actividad: 5




Evaluación

Actividad: 5 Producto: Ejercicios. Puntaje:

Saberes


Distingue los factores quemodifican el equilibrio químico.

Analiza, en base Principio de LeChâtelier.

Valora la oportunidad deaprender de sus compañeros.

CoevaluaciónC MC NC Calificación otorgada por el

docente

2. Una de las formas para obtener cloro gaseoso es mediante el proceso de Deacon, en elcual interviene el siguiente equilibrio:

3 HCl (g) + O2 (g) 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g)

¿En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando sucedan los siguientes cambios?

a) Un incremento en la concentración de HCl______________________

b) Una disminución en la concentración de HCl____________________

c) Un incremento de la concentración de O2 ______________________

d) Una disminución en la concentración de Cl2 ____________________

e) Un incremento en la concentración de H2O _____________________

f) Un incremento en la presión __________________________________

3. Para la siguiente reacción química: 2 NO2 + 16.2 Kcal N2 (g) + 2 O2 (g)

Deduce en qué dirección se desplazará el equilibrio cuando:

g) Se incrementa la temperatura _________________________________

h) Se disminuye la temperatura __________________________________

i) Se incrementa la presión _____________________________________

j) Se disminuye la presión ______________________________________

k) Se aumenta la concentración de Cl ____________________________

l) Se agrega un catalizador _____________________________________




67BLOQUE 2

Cierre

En equipo, resuelvan lo que se indica en cada caso.

1. Observando la siguiente reacción química: 3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + H2(g)

Explica, por qué, si se lleva a cabo en el recipiente abierto, la reacción no puede ir en la dirección hacia atrás,pero si la reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado, la reacción se convierte en reversible.__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

2. Dada la siguiente reacción: 4NH3 + 5 O2 4NO + 6H2O

a) Escribe la expresión de la constante de equilibrio.

b) Razona cómo influirá en el equilibrio el aumento en la presión________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

c) Si se aumenta la concentración de O2, ¿cómo se afectaría el equilibrio?________________________________

3. Dada la reacción: 2 P2 (g) P4 (g)

a) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión del sistema?_________________________

b) Si, cuando se alcanza el equilibrio, se añade una cantidad de P4 al sistema ¿hacia dónde se desplaza elequilibrio?

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

c) Supongamos que la mezcla de reacción se halla encerrada en un recipiente con un émbolo que permitemodificar el volumen de la mezcla de reacción. ¿Qué sucederá si el volumen original se reduce a la mitad?

__________________________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________

Actividad: 6




Evaluación

Actividad: 6 Producto: Ejercicios. Puntaje:

Saberes


Identifica el equilibrio químico yla aplicación del principio de LeChâtelier.

Interpreta los conocimientos deconstante de equilibrio, equilibrioquímico y Principio de Le Châtelier.

Muestra una actitud positivadurante el trabajo en equipo.

CoevaluaciónC MC NC Calificación otorgada por el

docente

4. La reacción de disociación del tetróxido de nitrógeno en dióxido de nitrógeno, es

exotérmica:N2O4 (g) 2 NO2 (g)

Razona y explica: Qué sucede con el equilibrio si:

a) Se aumenta la presión en el recipiente_____________________________________________________________

b) Se disminuye la presión_________________________________________________________________________

5. Considerando el siguiente equilibrio donde la reacción directa es endotérmica:

SbCl5 (g) SbCl3 (g) + Cl2 (g)

¿Cómo afectará, sobre la concentración de SbCl3 en el equilibrio, cada una de las condiciones siguientes?

a) Aumento en la concentración de Cl2________________________________________________________________

b) Disminución de la concentración de SbCl5___________________________________________________________

c) Reducir la temperatura____________________________________________________________________________

d) Aumentar la presión______________________________________________________________________________

e) Introducir un catalizador___________________________________________________________________________




Cuantifica los cambios energéticosdel entorno.

Competencias Disciplinares Extendidas1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la tecnología en

un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.2. Aplica la metodología apropiada en la realización de proyectos interdisciplinarios atendiendo problemas relacionados con las ciencias

experimentales.3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información científica

que contribuya a su formación académica.4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir nuevos

conocimientos.5. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del mismo.6. Analiza la composición, cambios e interdependencia entre la materia y la energía en los fenómenos naturales, para el uso racional de los

recursos de su entorno.

Unidad de competencia: Aplica los postulados del modelo cinético molecular, para observar el comportamiento de los estados de agregación de la materia identificandolas características de los gases, del estado líquido y sólido de la misma, mediante un análisis descriptivo, en situaciones experimentales y/o deconsulta bibliográfica o documental, destacando su importancia en el mundo natural que lo rodea con una postura crítica y responsable.

Atributos a desarrollar en el bloque:1.1 Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.1.6 Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.3.3 Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean.4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas o gráficas.4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los objetivos que

persigue.4.3 Identifica las ideas clave en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas.4.5 Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas.5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al alcance de un

objetivo.5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.5.4 Construye hipótesis y diseña y aplica modelos para probar su validez.5.5 Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas.5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.6.1 Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y discrimina entre ellas de acuerdo a su relevancia y

confiabilidad.6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos y perspectivas

al acervo con el que cuenta.7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimiento.7.3 Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana.8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos equipos de trabajo.




70 CUANTIFICA LOS CAMBIOS ENERGÉTICOS DEL ENTORNO

Secuencia didáctica1.Sistemas termodinámicos.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Respuesta breve. Puntaje:Saberes


Caracteriza conceptos.Expresa por escrito losconocimientos previos deTermodinámica.

Expresa con precisión sus ideas.


docente

En equipo de cuatro integrantes recuerda los siguientes conceptos y redacta unadefinición con tus propias palabras, al final compártelas con el grupo (lluvia de ideas).

Sistema

Presión

Temperatura

Volumen

Variable intensiva

Variable extensiva

Equilibrio

Energía

Materia

Actividad: 1



71BLOQUE 3

Desarrollo

Sistemas termodinámicos.

La termodinámica es el campo de la física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de lsistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos. Los principios de la termodinámica tienen un

importancia fundamental para todas las ramas de la ciencia y la ingeniería.

Un concepto esencial de la termodinámica son los sistema termodinámico que se define como cualquier cantidad material, cualquier objeto, cualquier parte del universo que aislamos (mentalmente) de todo lo demás y que sea suficientemente grande para poder medir en él magnitudes macroscópicas tales como presión, temperatura, energinterna, volumen y no tendremos en cuenta la estructura detallada de la materia que lo forma (estructura atómica molecular); la superficie que encierra a un sistema puede ser real, como por ejemplo un gas encerrado en recipiente, una gota de agua imaginaria o una porción de líquido dentro de un recipiente.

Entorno o alrededores del sistema.

Representa todo lo que se encuentra fuera del sistema, y que puede intercamb

materia y energía con él. Ejemplo si se quiere conocer la potencia necesaria pahacer funcionar un refrigerador, en este caso, el entorno del sistema sería superficie externa del refrigerador, todo lo del interior de esta superficie sería sistema, por otra parte, si sólo se ocupa del funcionamiento del compresor, dentdel refrigerador, el compresor mismo es el sistema. Otro ejemplo seria la céluque representa un sistema y sus alrededores serían los líquidos que rodean a membrana celular.

Los sistemas termodinámicos pueden tener intercambios de materia y energía (calor y trabajo) desde ellos hacia medio exterior (o medio ambiente) y a la inversa, en base a esto los podemos clasificar como:

1. Sistemas aislados. Son aquellos que permanecen completamente inalterados ante los

cambios de sus alrededores. No existe intercambio con el exterior ni de materia ni deenergía, por lo que el sistema se encuentra térmicamente aislado, de modo que el flujo decalor sea nulo y que además no realice ni reciba trabajo. Obviamente el concepto deaislamiento es una idealización ya que es imposible separar completamente un sistema de suentorno inmediato. Un ejemplo serían los termos, que se asemejan a este tipo desistema.

2. Sistemas cerrados. Son aquellos en los que no existe intercambio de materia con elexterior pero sí energía (puede intercambiar con el exterior flujo de calor y ademáspuede realizar o recibir trabajo). Esto no excluye la posibilidad de un cambio decomposición interno como consecuencia de una reacción química. Ejemplo una lata deatún, de verduras o de otro alimento en los cuales sólo se presenta un intercambiode energía, al calentarse o enfriarse la lata, pero no existe cambio de materia.

3. Sistemas abiertos. Son aquéllos que pueden intercambiar, con sus alrededores, tanto

energía como materia. Ejemplo: como el motor de un automóvil, que intercambiamateria al inyectar gasolina y energía en forma de calor.




Estado del Sistema.

Es el conjunto de valores de todas las propiedades macroscópicas observables ymedibles que nos definen la configuración del sistema, tales magnitudes se conocencomo coordenadas termodinámicas, variables de estado o funciones de estado ,ejemplo: la presión, la temperatura, volumen, densidad, la energía interna, entre otras.

Estas variables son las mismas para todo el sistema. Tienen un valor único para cadaestado del sistema en la que su variación sólo depende de las condiciones iniciales yfinal y de la manera en que se llevó a cabo dicho cambio.

Las variables de estado pueden ser Intensivas o extensivas.

Variables intensivas de un sistema son aquellas que su valor no depende de la masa ni del volumen (En realidad delnúmero de partículas que lo forman), ejemplo: Presión, temperatura, densidad.

Variables extensivas son aquellas que su valor depende de las dimensiones del sistema ycon frecuencia son proporcionales a la cantidad de sustancia, ejemplo: volumen, masa,peso, longitud, entre otros.

Los sistemas termodinámicos alcanzan estados de equilibrio termodinámico, donde lasvariables de estado permanecen fijas mientras no se modifiquen las condicionesimpuestas al sistema.

En equipo y basándose en el tema de sistemas termodinámicos, responde las

siguientes cuestiones.

1. Clasifica cada propiedad como extensiva o intensiva:

a) Energía ____________ e) Viscosidad ___________

b) Presión ____________ f) Temperatura ___________

c) Densidad ____________ g) Índice de refracción ___________

d) Longitud ____________ h) Volumen ___________

2. Identifica los siguientes sistemas e indica si son abiertos, cerrados o aislados:

a) Café en un termo de alta calidad_______________

b) Gasolina en el depósito de un coche en marcha______________

c) Mercurio en un termómetro_______________

d) Una planta en un invernadero______________

Actividad: 2



73BLOQUE 3

Evaluación



Reconoce los diferentespropiedades sistemas ytermodinámicos.

Diferencia los estados del sistemay los sistemas termodinámicos.

Muestra interés en la realizacióndel ejercicio.


docente

3. Clasifica los siguientes sistemas en: abierto, cerrado o aislado y justifica tu respuesta.

a) Una célula_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

b) Un huevo de gallina _____________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

c) Una cápsula espacial ____________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

d) El universo _____________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

4. Menciona las propiedades de estado que describen un sistema.

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________________________





Proceso Termodinámico.

Son las transformaciones que sufre un sistema de un estado de equilibrio inicial a uno final, en el que las variables deestado sufren un cambio al paso de un estado a otro, como producto de una interacción del sistema con su medio ycon otro sistema. Los procesos más importantes son:

Proceso adiabático

Cualquier proceso físico en el que magnitudes como la presión o el volumen se modifican sin una transferenciasignificativa de energía calorífica hacia el entorno o desde éste: Q = 0. Esta situación se puede presentar cuando elsistema está extremadamente aislado, o cuando el proceso ocurre tan rápido que el calor no tiene tiempo de fluirhacia dentro o hacia afuera.

El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurrendebido al cambio en la presión de un gas. Esto puede ser cuantificado usando la leyde los gases ideales.

Si se cuenta registra en eje vertical (ordenada) la presión del gas y en el ejehorizontal (abscisa) el volumen que ocupa, y se parte del principio de que dicho gas

no recibe ni cede ningún calor exterior al sistema, se obtiene un punto representativo. Haciendo cambiar progresivamente la presión se logrará una sucesión de puntos, osea una curva adiabática característica.

Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático. Los llamados aislantes térmicos a nivel comercial sonexcelentes ejemplos de materiales con esta propiedad (paredes adiabáticas), como la madera, el asbesto, entre otrosaislantes.

Un gas, al dilatarse adiabáticamente, se enfría, pues la cantidad de calor que contiene sereparte en un volumen mayor; por el contrario, la compresión adiabática de dicho gas tienepor efecto un aumento de su temperatura.

En climatización los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son adiabáticos,puesto que no hay transferencia de calor, a pesar que se consiga variar la temperatura del airey su humedad relativa.

Proceso isocórico

También llamado proceso isométrico o isovolumétrico, termodinámico en el que el volumenpermanece constante; ΔV = 0. No hay trabajo realizando por el sistema.

En un diagrama P-V, un proceso isocórico aparece como una líneavertical.

Si un gas confinado en un cilindro provisto de un pistón, se calienta yse impide que se desplace el pistón, por ejemplo, sujetándolomediante unos topes, se observan los siguientes cambios:

El volumen del gas permanecerá constante La energía interna del gas aumentará, reflejándose en un incremento similar de la

temperatura. La presión del gas se incrementará.

Luego de la primera ley de la termodinámica se tiene que: ∆ U = Q. Esto significa que en este tipo de proceso todo elcalor suministrado a un sistema se usa para aumentar la energía interna del sistema.

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/calentamiento.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/enfriamiento.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/adiabatico.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/comunmente.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cambio.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/presion.php


http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/volumen.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/parte.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/principio.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/dicho.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/ningun.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/calor.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/exterior.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/sistema.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/representativo.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cambiar.php


http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/sucesion.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/curva.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/pues.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cantidad.php



http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/contrario.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/compresion_motor.php


http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/efecto.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/aumento.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/temperatura_fisica.php

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

http://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica

http://3.bp.blogspot.com/-oJtKZP80nsE/TWNiqiBbSFI/AAAAAAAAABc/9Zjb9Hl7pLI/s1600/PICB7CC.tmp.jpg


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

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/temperatura_fisica.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/aumento.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/efecto.php


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http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/contrario.php



http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cantidad.php

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http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/sucesion.php


http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cambiar.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/representativo.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/sistema.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/exterior.php


http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/ningun.php


http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/principio.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/parte.php




http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/cambio.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/comunmente.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/adiabatico.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/enfriamiento.php

http://www.alegsa.com.ar/Definicion/de/calentamiento.php



75BLOQUE 3

Proceso Isotérmico

Es un proceso isotérmico, o isotermo en el que la temperatura permanece constantedurante la operación. La energía interna de un gas es función de la temperaturaexclusivamente (∆T=0).

Si sobre un gas idealizado se lleva a cabo un proceso isotérmico, entonces PV=nRT seconvierte en PV= constante. Entonces, el proceso sigue una curva constante como AB en el diagrama PV, donde el punto A representa, un estado del sistema, es decir, supresión P y su volumen V en un momento dado.

Una curva isoterma es una línea que sobre un diagrama representa los valoressucesivos de las diversas variables de un sistema en un proceso isotermo. Las isotermas de un gas ideal un diagrama P-V, llamado diagrama de Clapeyron, son hipérbolas equiláteras, cuya ecuación es:

Ejemplo: la fusión del hielo. Mientras el hielo se está licuando su temperatura permaneconstante.

La compresión o expansión de un gas ideal en contacto permanente con un termostatoun ejemplo de proceso isotermo, y puede llevarse a cabo colocando el gas en contactérmico con otro sistema de capacidad calorífica muy grande y a la misma temperatura quel gas; este otro sistema se conoce como foco caliente. De esta manera, el calor transfiere muy lentamente, permitiendo que el gas se expanda realizando trabajo.

Como la energía interna de un gas ideal sólo depende de la temperatura y ésta permanecconstante en la expansión isoterma, el calor tomado del foco es igual al trabajo realizad

por el gas: Q = W.

Proceso isobárico

Un proceso isobárico es un proceso termodinámico que ocurre a presión constante. En él, el calor transferido presión constante está relacionado con el resto de variables mediante:

Q=U+P*V

Dónde: Q = Calor transferido; U = Energía Interna; P= Presión y V = Volumen.

En un diagrama P-V, un proceso isobárico aparece como una línea horizontal. Un ejemplo de un proceso isobárico es la ebullición del agua en unrecipiente abierto. Como el contenedor está abierto, el proceso se efectúaa presión atmosférica constante. En el punto de ebullición, la temperatura

del agua no aumenta con la adición de calor, en lugar de esto, hay uncambio de fase de agua a vapor.

El calor producido o absorbido cuando un sistema termodinámicoexperimenta un proceso isobárico es igual a la variación de entalpía delproceso.

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

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Diagrama_P-V&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Diagrama_de_Clapeyron&action=edit&redlink=1

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

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



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

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

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Diagrama_de_Clapeyron&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Diagrama_P-V&action=edit&redlink=1

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




oooo

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Cuadro comparativo. Puntaje:Saberes


Clasifica y describe losprocesaos termodinámicos.

Compara los procesostermodinámicos de acuerdo a larelación de sus variables.

Emprende la actividad conentusiasmo.


docente

Realiza un cuadro comparativo donde se relacionen los procesos termodinámicos antesmencionados, indicando la variable que permanece constante, la gráfica representativadel proceso y un ejemplo cotidiano del mismo.

Actividad: 3



77BLOQUE 3

Cierre

Evaluación

Actividad: 4 Producto: Mapa conceptual. Puntaje:Saberes


Ordena y relaciona los diferentesconceptos termodinámicos.

Organiza o integra conceptos enbase a los conocimientosadquiridos.

Se muestra responsable en eltrabajo de equipo.


docente

En binas, elabora un mapa conceptual con los siguientes conceptos, y discútelo frenteal grupo.

Conceptos:

Sistema termodinámico, sistema cerrado, sistema abierto, sistema aislado, energía, materia, proceso adiabático,proceso isocórico, proceso isotérmico, proceso isobárico, Presión, volumen, calor igual a 0, variables extensivas,variables intensivas, volumen constante, presión constante y temperatura constante

Actividad: 4




Secuencia didáctica 2.Aplica las leyes de la termodinámica a procesos

industriales, biológicos y ambientales.

Inicio

Evaluación



Reconoce sus conocimientosprevios, sobre las leyes de latermodinámica.

Aplica sus conocimientosadquiridos en las asignaturas deFísica.

Asume la importancia de susconocimientos previos.


docente

En equipo resuelve los siguientes cuestionamientos.

1. ¿Cuál es la diferencia entre entropía y entalpía?

2. Enuncia la primera ley de la termodinámica.

3. ¿Cuál es la diferencia entre calor y temperatura?

4. ¿Cuáles son las condiciones estándar de presión y temperatura?

5. ¿Cómo se puede medir el calor?

Actividad: 1



79BLOQUE 3

Desarrollo

Primera ley de la termodinámica.

Tratándose de formas de energía, es bueno recordar que existe una ley universal, llamada: Ley de la conservción de

energía, la cual desde el punto de vista de la termodinámica se ha llamado:Primera ley de la termodinámica. Establece que: “la energía no puede crearse ni destruirse, sólo puede transformar

de una forma a otra”.

Ejemplo: una planta generadora de electricidad a base de carbón, al producirse lacombustión, la totalidad de la energía química del carbón se convierte en otras formasde energía: energía eléctrica en el nivel de producción deseado que se envía por la redde suministro, energía calorífica como calor residual que se elimina medianterefrigeración por agua o calor que se libera en la atmósfera y energía química en losresiduos, como la ceniza, la energía eléctrica enviada se transforma, a su vez, en trabajo o calor en hogares y fábricas, como se puede ver la energía del carbón de conserva,este ejemplo nos permite determinar que la energía puede transformarse de una forma a

otra y transferirse entre sitemas.

Para sistemas cerrado la energía se puede transferir entre un sistema y su entorno enforma de trabajo y calor, En general la energía se puede convertir de una forma a otra, yse puede tranferir de una parte del universo a otra.

El trabajo es una forma de transferir energía. Según esto, el término trabajo no se refiere a lo que está haciendtransferido entre sistemas o a lo que es almacenado dentro de los sistemas. La energía se transfiere y almacencuando se realiza trabajo.

Energía interna.

Utilizando la primera ley de la termodinámica se analizan los cambios de energía de los sistemas químicos. Para elldebemos considerar todas las fuentes de energía cinética y potencial del sistema. La energía interna de un sistema la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de todas sus partes componentes. Para la siguiente reacción:




La energía interna incluye no sólo los movimientos e interacciones de las moléculas de H 2 y O2 en el espacio, susrotaciones y vibraciones internas, sino también las energías del núcleo de cada átomo y electrones que lasconstituyen. Representamos la energía interna con el símbolo U, en general, no

conocemos el valor numérico real de U, lo que sí podemos llegar a conocer

es ∆U (léase “delta U), el cambio de U que acompañan a un cambio en elsistema.

Imaginemos que en un principio tenemos un sistema con una energía internainicial Uinicial. Luego, el sitema sufre un cambio, en el cual podría efectuarsetrabajo o transferirse calor. Después del cambio la energía interna, ∆U, serála diferencia entre Ufinal y Uinicial:

Si ∆U es positivo cuando Ufinal > Uinicial, indica que el sistema ganó energía de su entorno.Si ∆U es negativo cuando Ufinal< Uinicial indica que el sistema perdió energía a su entorno.

En una reacción química, el estado inicial del sistema se refiere a los reactivos y el estado final se refiere a losproductos. Cuando el hidrógeno y el oxígeno forman agua, el sistema pierde energía al entorno en forma de calor; porlo tanto, el contenido de energía de los productos es menor que el de los reactivos, y ∆U para el proceso es negativo.

El sistema pierde energía (∆U<0) cuando H2 y O2 se convierten en H2O.El sistema gana energía (∆U >0) cuando H2O se descompone en H2 y O2.

Cualquier sistema puede intercambiar energía con su entorno como calor o como trabajo.Podemos utilizar estas ideas para escribir una expresión algebraica muy útil de la primera ley dela termodinámica. Cuando un sistema sufre cualquier cambio químico o físico, el cambio queacompaña en su energía interna, ∆U, está dado por el calor agregado al sistema o que sedesprende de él, Q, más el trabajo realizado sobre el sistema o por él, W:

Cuando se añade calor a un sistema o se efectúa trabajo sobre él, aumenta su energía interna. Por tanto, cuando setransfiere calor del entorno al sistema, Q tiene un valor positivo, de forma análoga, cuando el entorno efectúa trabajo

sobre el sistema, W tiene un valor positivo.Por otro lado, tanto el calor perdido por el sistema al entorno, como el trabajo efectuado por el sistema sobre suentorno tienen valores negativos, es decir, reducen la energía interna del sistema.



81BLOQUE 3

En base a esto tenemos que:

Q > 0: se transfiere calor del entorno al sistema (aumenta U).

Q < 0: se transfiere calor del sistema al entorno (reduce U).

W > 0: el entorno efectúa trabajo sobre el sistema (aumenta U).

W < 0: el sistema efectúa trabajo sobre el entorno (reduce U).

Ejemplo:

Calcular el cambio de energía interna del sistema en un proceso en el que éste absorbe 170 Joules (J) de calor dentorno y realiza 82 J de trabajo sobre el entorno.

Como el sistema es el que absorbe el calor del entorno entonces éste será positivo +170 J, mientras que en relacióal trabajo el signo será negativo porque el sistema lo efectúa, entonces será – 82J.

Aplicando la fórmula de energía interna tendremos:

∆U = +170 J + ( – 82 J) = 88 J ∆U = 88 J

Reacciones exotérmica y endotérmica.

Reacciones endotérmicas. Son aquellas reacciones químicas que al efectuarse absorbencalor. (Endo-es un prefijo que significa adentro).

Ejemplo de un proceso endotérmico es: la fusión del hielo, fluye calor hacia adentro delsistema desde su entorno. Si nosotros, como parte del entorno, tocamos el recipiente

donde se está derritiendo el hielo, sentimos que está frío porque hay transferencia de calorde nuestra mano al recipiente.

Reacciones exotérmicas. Son aquellas reacciónes químicas que desprenden calor almomento de efectuarse. (Exo-es un prefijo que significa afuera).

Ejemplo de un proceso exotérmico, sería la combustión de la gasolina, fluye calor haciaafuera del sistema, hacia el entorno.




Evaluación



Interpreta si el sistema gana opierde energía.

Calcula el cambio de energíainterna de un sistema.

Es cuidadoso en la resolución deproblemas.


docente

Resuelve en equipo los siguientes cálculos sobre energía interna.

1. Calcula la ∆U de un sistema y determina si el proceso es exotérmico o endotérmico si seliberan 3500 J y se realizan 450 J de trabajo sobre el entorno.

2. Se suministran 6000 calorías a un sistema y en seguida se comprime, realizándose para ello un trabajo de15000 J. Calcula la energía interna del sistema y señala si es un proceso exotérmico o endotérmico.

3. Un sistema termodinámico cede una cantidad de calor de 3000 J, realizándose un trabajo contra el sistemade 5000 J. ¿Cuál será l variación de la energía interna del sistema?

4. Calcula la variación de la energía interna en un sistema si pierde 120 cal y al mismo tiempo realiza un trabajosobre él de 70 J.

5. Un motor de automóvil realiza 520 KJ de trabajo y pierde 220 KJ de energía como calor ¿Cuál es el cambioen la energía interna del motor? Considere el motor, el combustible y la emanación de gases como unsistema cerrado.

6. Cuando se suministra una cantidad de calor de 4600 J a un sistema termodinámico, su energía interna seincrementa en 1700 J. Determina si el sistema realiza un trabajo o no, calcula el valor del trabajo realizadopor o sobre el sistema.

Actividad: 2



83BLOQUE 3

Entalpía.

La entalpía proviene del griego enthalpein, que significa “calentar”. Representa el flujo de calor en los cambiquímicos que se efectúan a presión constante cuando no se efectúa más trabajo que el trabajo presión-volumen.

La entalpía, H, es igual a la energía interna (U), más el producto de la presión (P) y el volumen (V) del sistema:

La entalpía es una función de estado porque la energía interna, la presión y el volumen son funciones de estadSupongamos que se efectúa un cambio a presión constante.

Entonces:

El cambio de entalpía, está dado por el cambio de energía interna más el producto de la presión constante y

cambio de volumen. El trabajo de expansión de un gas está dado por W = -P∆V, entonces se sustituye –W por P∆en la ecuación anterior, y ∆U por Q + W y obtenemos para ∆H lo siguiente:

∆H = ∆U + P ∆V ∆H = Q + W – W= Q

Así pues, el cambio de entalpía es igual al calor ganado o perdido a presión constante.Entonces:

Si ∆H es positivo (+), el sistema habrá ganado calor del entorno. (Proceso endotérmico). Sí ∆H es negativo ( - ), el sistema habrá liberado calor al entorno. (Proceso exotérmico).

Entalpía de reacción.

Dado que H es una función de estado, ∆H depende sólo de los estados inicial y final del sistema, no de cómo sefectúa el cambio, el cambio de entalpía para una reacción química está dado por la entalpía de los productos menola de los reactivos:

El cambio de entalpía que acompaña a una reacción se denomina entalpía de reacción o simplemente calor reacción (∆Hr), donde (r) es una abreviatura usada comúnmente para reacción.

El valor de ∆Hr se puede determinar experimentalmente midiendo el flujo de calor que acompaña a una reacciónpresión constante.




Al fluir calor hacia dentro o hacia afuera de un sistema, cambia la temperatura de lasustancia, por lo que se puede determinar el flujo de calor asociado a la reacciónquímica midiendo el cambio de temperatura que se produce, el medir el flujo decalor se llama calorimetría, y el aparato para medir el flujo de calor se conoce comocalorímetro.

Los objetos pueden emitir o absorber calor, ejemplo: el carbón al rojo vivo emitecalor en forma de energía radiante, una compresa de hielo absorbe calor cuandose coloca e tobillo inflamado.

La emisión o absorción de calor hace que los objetos cambien de temperatura yéste está determinado por su capacidad calorífica la cual para un objeto, es lacantidad de calor necesaria para elevar su temperatura un grado Kelvin (°K) o ungrado centígrado (°C).

Cuanto mayor es la capacidad calorífica de un cuerpo, más calor se necesita paraproducir la elevación de temperatura dada.

El intercambio de energía o flujo de calor se puede calcular con la siguiente fórmula:

Donde, Q = a la cantidad específica de calor; m= es una masa conocida en gramos;C= calor específico (en tablas) y ∆T= cambio de temperatura.

Ejemplo: 100 mililitros de H2O incrementan su temperatura de 15°C a 85 °C. Encuentre la cantidad de calor que seaplica (CH2O= 1 cal/gr·°C).

Considerando que un mililitro equivale a un gramo de agua, tenemos los siguientes datos:



85BLOQUE 3

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Experimento. Puntaje:Saberes


Identifica el flujo de calor endiferentes sustancias.

Realiza actividad experimental, enbase al conocimiento decalorimetría.

Es cuidadoso en el desarrolloexperimental.


docente

En equipo construye un calorímetro, y diseña un procedimiento experimental, aplicandoel método científico, donde se utilice el calorímetro para medir algunos intercambios deenergía sencillos.

Entrega reporte por escrito a tu profesor.

Actividad: 3




Entalpía de formación.

Se pueden calcular los cambios de entalpía de una gran cantidad de reacciones a partir de los valores de ∆Htabulados. Al cambio de entalpía asociado a la formación de un compuesto a partir de los elementos que loconstituyen se conoce como entalpía de formación o calor de formación y se designa como ∆Hf, donde el subíndice(f) indica que la sustancia se formó a partir de sus elementos.

La magnitud de cualquier cambio de entalpía depende de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas,líquido, o sólido) de los reactivos y productos.

En el estado estándar es en el que se tabulan la mayor parte de las entalpías. El estado estándar de una sustancia essu forma pura a presión atmosférica (1atm) y a una temperatura de 298 °K (25°C).

La entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productosestán en su estado estándar ∆H°, donde el superíndice (°) indica condiciones de estado estándar.

La entalpía estándar de formación de un compuesto (∆H°f), es el cambio deentalpía de la reacción que forma 1 mol del compuesto a partir de suselementos, con todas las sustancias en su estado estándar, las entalpias de

formación se expresan en unidades de KJ/ mol de sustancia, si su signo esnegativo representa una reacción exotérmica y significa que el compuestoformado tiene menos entalpía que los elementos que lo formaron, mientrasmás negativa, o sea, menor sea su entalpía de formación, el compuesto estermodinámicamente más estable.

En este sentido los compuestos con entalpías de formación positivas, son resultado de reacciones endotérmicas yson termodinámicamente inestables, por ejemplo está el caso del fulminato de mercurio, Hg(OCN)2 con ∆Hf =+268KJ por lo que cuando se descompone 1 mol, libera su energía a manera explosivo y por ello se le usa parahacer cápsulas detonadoras.

Para medir los cambios de entalpía de una reacción empleamos la siguiente ecuación:

El símbolo significa “la suma de”, n y m son los coeficientes estequiométricos de la reacción.

Ejemplo: Obtener la entalpía estándar de reacción para la combustión del benceno.



87BLOQUE 3

Consultar las entalpias de formación estándar para cada sustancia en la tabla de ∆H° f : ∆H°f C6H6 (l)= +48.98 KJ/mol; ∆H°f O2(g)= 0 KJ/mol; ∆H°f CO2 (g))= - 393.51 KJ/mol; ∆H°f H2O(l)= - 285.83 KJ/molSustituyendo en la fórmula:

∆H°r = [12 CO2 (g) + 6 H2O(l) ] - [2 C6H6 (l) + 15 O2 (g) ]

∆H°r = [12 (- 393.51 KJ/mol) + 6 (- 285.83 KJ/mol) ] - [ 2 (+48.98 KJ/mol) + 15 (0 KJ/mol) ]

Resultado: ∆ H°r = -6535 KJ/mol

Como el cambio de entalpía es negativo, tenemos una reacción que libera energía, reacción exotérmica.




Evaluación


Puntaje:

Saberes


Defina entalpia de reacción.

Determina el cambio deentalpia de una reacción eindica si es exotérmica oendotérmica.

Es cuidadoso en la resolución deproblemas.


docente

En equipo de cuatro integrantes y considerando los datos consultados en la tabla deentalpías de formación, realiza los cálculos correspondientes.

1. Los aminoácidos son los ladrillos de las moléculas de proteínas, que son moléculas similares a cadenas

largas. En el interior del organismo se oxidan a urea, dióxido de carbono y agua líquida. Esta reacción, ¿esuna fuente de calor para el cuerpo? Determina la entalpía de reacción estándar para la oxidación delaminoácido más simple, la glicina (NH2CH2COOH), un sólido, a urea sólida (H2NCONH2), gas dióxido decarbono y agua líquida. Informe el cambio de entalpía como entalpía por mol de moléculas de glicina.

2. Utiliza la información de la tabla de entalpias, para calcular la entalpía de formación del propano, un gasutilizado con frecuencia para las estufas de campamento y las barbacoas al aire libre.

3. En la producción de gas de agua (mezcla de CO y H2 ), se pasa vapor de agua a través de coque aelevadas temperatura, es un combustible industrial económico, produciéndose la siguiente reacción:

a) ¿Cuál es la entalpía estándar de esta reacción? Indicar si la reacción es exotérmica o endotérmica.

Datos termodinámicos a 298 °K: ∆H°f C(s)= 0 KJ/mol; ∆H°f H2O(g)= 241.6 Kj/mol; ∆H°f CO2 = 393.7 KJ/mol; ∆H°f CO = 110.5 KJ/mol; ∆H°f H2O = 258.8 KJ/mol; ∆H°f H2 = 0 KJ/mol;

Actividad: 4



89BLOQUE 3

Ley de Hess.

El cambio de entalpía, asociado a cualquier proceso químico depende sólo de la cantidad de materia que sufre cambio y de la naturaleza del estado inicial de los reactivos y el estado final de los productos. Esto implica que, cierta reacción se puede efectuar en un paso o en una serie de pasos, la suma de los cambios de entalpía asociadoa los pasos individuales debe ser igual al cambio de entalpía asociado al proceso de un solo paso.

Ejemplo: la combustión de metano gaseoso (CH4), para formar dióxido de carbono (CO2) y agua líquida (H2Oproceso que se dá en dos pasos.

La ecuación neta es:

Ley de Hess.

La ley de Hess propuesta por Germain Hess, químico suizo, establece que: “ si una reacción se realiza en una serie etapas, el ∆H para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de las reacciones individuales”.

Por la ley de Hess, podemos escribir el cambio de entalpía estándar para la reaccióglobal, como la suma de los cambios de entalpía para los procesos de las ecuaciones

Siendo la entalpía una función de estado, depende sólo de las sustancias inicialesfinales, mas no de los pasos intermedios o el camino de las reacciones. Esto

importante pues se pueden calcular entalpías de reacciones que no pueden medirse manera directa.

El diagrama muestra que la obtención de productos de una reacción química puede llevar cuatro caminos diferenteen los que se presentan distintos niveles de energía representados por sus entalpías (Ley de Hess).




Ejemplo 1. Aplicando la Ley de Hess, obtener la entalpía de la siguiente ecuación química:

A partir de las siguientes entalpías de reacción:

Procedimiento:

1. La ecuación (1) contiene HF del lado de los productos, al igual que la ecuación original, por lo que no se tiene queinvertir la ecuación, pero si HF estuviera en los reactivos, en la ecuación (1) la ecuación se tendría que invertir. Ladiferencia está en el número de moles de H, por lo que se debe multiplicar ésta ecuación por dos para igualareste número en relación con la ecuación original.

2. En la ecuación (2) el CF4 se encuentra del lado de los productos al igual que en la original, por lo tanto no esnecesario invertirla, sólo se debe multiplicar por 2 para igualar el número de moles con la ecuación original.

3. La ecuación (3) tendríamos que invertirla, para que el C 2 H4 quede como reactivo, como la ecuación original.

Es importante aclarar que al multiplicar una ecuación también se afecta el valor de ∆H y cuando se invierte laecuación, también se invierte el signo del valor de ∆H.

Entonces tendremos:

Ejemplo 2. Utiliza las siguientes entalpías de reacción para calcular la entalpía de formación del monóxido denitrógeno (NO):

Ecuación original:



91BLOQUE 3

Procedimiento:

1. La ecuación (1) contiene el NO del lado de los productos, al igual que la ecuación original, con la diferencia dos moles, por eso debemos dividir la ecuación (1) entre dos, incluyendo el valor de ∆H.

2. La ecuación (2) se invierte, para que el N2 quede como reactivo, igual que la ecuación original, además necesario que se divida entre dos, para igualar el número de moles.

Evaluación

Actividad: 5 Producto: Cálculos. Puntaje:Saberes


Comprende la ley de Hess. Resuelve ejercicios aplicando la leyde Hess. Valora el trabajo en equipo.


docente

En equipo, resuelve los siguientes ejercicios.

1. Una reacción importante que tiene lugar en la atmósfera es:

Que se realiza por acción de la luz solar. ¿Cuánta energía debe proporcionar el sol para que se produzca?Calcule la entalpía estándar de reacción a partir de la siguiente información:

2. La gasolina, que contiene octano, puede quemarse a monóxido de carbono si se restringe al aporte de aire.

Determine la entalpía de reacción estándar para la combustión incompleta de octano líquido en el aire al gasmonóxido de carbono y agua líquida:

A partir de las entalpías de reacción estándar para las combustiones de octano y monóxido de carbono:

Actividad: 5




Segunda ley de la termodinámica.

La primera ley nos dice que la energía se conserva. Sin embargo, podemos imaginar muchos procesos en que seconserva la energía, pero que realmente no ocurren en la naturaleza. En ésta hay procesos que suceden, pero cuyosprocesos inversos no. Para explicar esta falta de reversibilidad se formuló la segunda ley de la termodinámica, quetiene dos enunciados equivalentes:

Enunciado de Kelvin - Planck: Es imposible construir una máquina térmica que, operando en un ciclo, no produzcaotro efecto que la absorción de energía desde un depósito y la realización de una cantidad igual de trabajo.

Enunciado de Clausius: No es posible para una máquina cíclica llevar continuamente calor de un cuerpo a otro queesté a temperatura más alta, sin que al mismo tiempo se produzca otro efecto (de compensación).

La segunda ley nos dice que muchos procesos son irreversibles. Por ejemplo:algunas reacciones químicas sólo se realizan de forma directa, y no a la inversa,como el gas butano que forma dióxido de carbono y agua, pero estos no puedenvolver a reaccionar para formar de nuevo gas butano, también cuando agregamosuna gota de tinta al agua, ésta no puede ser recuperada de la misma forma comose agregó.

Muchos fenómenos cotidianos ocurren de forma natural, realizando un cambioespontáneo, que tiende a ocurrir sin necesidad de ser impulsado por unainfluencia externa. Nosotros podemos observar que al poner dos cuerpos encontacto, de diferente temperatura, el más caliente transfiere su calor al más friohasta llegar a un equilibrio térmico y nunca sucede que el cuerpo frío transfieracalor al más caliente. Por lo que podemos deducir que los procesos espontáneosson irreversibles por naturaleza.

Entropía.

El carácter de irreversibilidad se define con una magnitud llamada entropía S, cuyo principio es que la energía y la

materia tienden a estar más en desorden, de ahí que sea una magnitud cuantitativa del desorden de un sistema. Estedesorden se ve manifestado a nivel molecular de la materia, donde a mayor desorden molecular se obtienenmayores entropías y ésta es la razón por la que se observa una expansión espontánea de un gas y no unacomprensión espontánea. Por ejemplo: cuando se abre una llave de gas, éste ocupa los dos recipientes y no existela probabilidad de que regrese espontáneamente al recipiente inicial.

En el estado gaseoso se puede observar una entropía más elevada, porque se presenta un desorden mayor entre lasmoléculas del mismo, ya que éstas se encuentran más dispersas distribuidas al azar, en el estado líquido se tieneuna entropía intermedia; mientras que en el estado sólido la entropía será menor porque sus moléculas guardan unorden reticular.



93BLOQUE 3

Como podemos observar: los gases presentan una mayor entropía que los líquidos, y estos, mayores que los gaseuna conclusión importante es que la entropía puede aumentar de dos maneras: al calentar un sistema y al aumentlos espacios donde se pueden mover o difundir las moléculas.

La entropía es una magnitud extensiva, ya que depende de la cantidad de masa, y es una función de estado, ya qdepende de los estados: inicial y final del sistema, y no de su trayectoria seguida en el proceso.

Entropía estándar (S°)

Es la entropía que presenta una sustancia a condición estándar (1 atm de presión y 25°C o 298 °K de temperatursus unidades son Joule por Kelvin (J/K), por un mol de sustancia.

Ya que el universo está constituido por el sistema y sus alrededores, tenemos que:

∆ S (univ.) > 0 proceso espontáneo ∆ S (univ) = 0 proceso en equilibrio ∆ S (univ) < 0 proceso no espontáneo

En base a lo anterior, podemos establecer un nuevo enunciado para la segunda ley de la termodinámica: “La entropdel universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en procesos que se encuentran

equilibrio”.

Ejemplo: al congelar agua en un sistema, su cambio de entalpía es de 6KJ, lo que quiere decir que 6KJ sotransferidos al entorno, provocando movimiento térmico; el signo cambia debido a que esa cantidad sale del sistemy entra al entorno, siendo el desorden S (entropía) del entorno proporcional al calor transferido por el sistemapresión y temperatura constante.

Si nos enfocamos en los cambios que se producen en una reacción química, tendremos que la entropía estándar reacción ( ∆ S°reacción) será:

Dónde: ΔS° reac = Cambio de entropía de una reacción; = Sumatoria;n = número de moles, representado por los coeficientes estequiométricos de la reacción.

Un aumento del número de moles de un gas da como resultado una entropía positiva (+ S). Un consumo de moles de gas da como resultado una entropía negativa (- S).




Para conocer la entropía estándar de reacción, es necesario consultar la tabla de entropías estándar para variassustancias.



95BLOQUE 3




Ejemplo1. Calcula la entropía estándar de reacción para la siguiente reacción química:

Al pasar de un líquido a gas aumenta el desorden, éste se comprueba aplicando la fórmula de entropía de reacción yconsultar la tabla de los valores de entropía.S° (C

2H

5OH

(l)) = 160.7 J/K

S° (C2H5OH (g)) = 282.7 J/K.

Sustituyendo en la fórmula, tenemos:

ΔS° reac = [1 (C2H5OH (g))] - [1(C2H5OH (l))]

ΔS° reac = [1 (287.7 J/K)] - [1(160.7 J/K)]

ΔS° reac = + 122 J/K

El resultado obtenido, nos indica que el sistema mantiene un desorden determinado, es un proceso espontáneo.

Ejemplo 2. Calcula el cambio de entropía estándar para la siguiente reacción:

Los valores de entropía (S), para las sustancias que intervienen en la reacción son:

S° (NO(g)

) = 210.8 J/K

S° (O2 (g)) = 205.1 J/K

S° (NO2 (g)) = 240 J/K

Sustituyendo en la fórmula, tenemos:

ΔS° reac = [2 (NO2 (g))] - [2 (NO (g)) + (O2 (g))]

ΔS° reac = [2 (240 J/K)] - [2(210.8 J/K) + (205.1 J/K)]

ΔS° reac = - 146.7 J/K

El resultado muestra una disminución en el desorden del sistema, lo que comprueba que una disminución en elnúmero de moles trae consigo una disminución en la entropía del sistema.



97BLOQUE 3

Evaluación

Actividad: 6 Producto: Ejercicios. Puntaje:Saberes


Reconoce el concepto deentropía.

Aplica los conocimientos deentropía estándar.

Muestra una actitud positivadurante el trabajo en equipo.


docente

En equipo de 3 integrantes, y consultando la tabla de entropía, calcula los cambios deentropía de las siguientes reacciones químicas a 25°C e interpreta el signo y la magnitudde la entropía de reacción.

a) La síntesis de disulfuro de carbono a partir de gas natural (metano). En la naturaleza el bisulfuro de carbono,

se encuentran en pequeñas cantidades en los gases liberados a la superficie terrestre, como por ejemplo enlas erupciones volcánicas o en el pantano. Varias industrias lo usan como materia prima para fabricar porejemplo el rayón, el celofán y el tetracloruro de carbono.

b) La producción de acetileno a partir del carburo de calcio y del agua. Antiguamente, el acetileno se utilizabacomo fuente de iluminación; actualmente se utiliza en equipos de soldadura debido a las elevadastemperaturas (hasta 3.000 ºC) que alcanzan las mezclas de acetileno y oxígeno en su combustión.

c) La síntesis industrial de urea, un fertilizante común, que proporciona un alto contenido de nitrógeno, el cuáles esencial en el metabolismo de la planta ya que se relaciona directamente con la cantidad de tallos yhojas, las cuales absorben la luz para la fotosíntesis. Además el nitrógeno está presente en las vitaminas y

proteínas, y se relaciona con el contenido proteico de los cereales.

Actividad: 6




Energía libre de Gibbs.

Para determinar la espontaneidad de una reacción química de manera directa, se emplea, laenergía libre de Gibbs (G), (en honor a J.Willard Gibbs), porque es un potencialtermodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que dala condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y

temperatura constantes).

La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea haceque la entropía del universo aumente, ∆ S (universo) >0, así mismo ∆ S (universo) está en función de

∆ S (sistema) y de ∆ S (alrededores). Por lo general sólo importa lo que ocurre en el sistema enestudio y; por otro lado el cálculo de ∆ S (alrededores) puede ser complicado. Por esta razón fuenecesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs que determine el cambio que sufre la energía libre deun sistema sin importar su trayectoria, de ahí sólo interesa conocer las condiciones iniciales y finales del sistema. Porlo que el cambio de energía libre de Gibbs de un sistema quedaría representado por:

Al obtener los valores de ∆G, podemos definir qué:

Si ∆G < 0, la reacción es espontánea y se desarrolla hacia la derecha.Si ∆G > 0, la reacción es no espontánea.Si ∆G = 0, el sistema está en equilibrio y no presenta un cambio neto.

El valor de ∆G depende de la temperatura, ya que de maneradirecta afecta el cambio de entropía T∆S, ya que un aumento enla temperatura hará que la magnitud de la entropía aumente odisminuya y, en consecuencia, determine la magnitud y signode ∆G.

La entalpía y entropía se manejan en condiciones estándar,entonces la energía libre de Gibbs, se obtendrá también encondición estándar, y su fórmula quedará:

Para determinar la ∆G° de una reacción, se consideran losvalores de entalpía y entropía que se encuentran en las tablas atemperatura estándar.

Ejemplo. Calcula el cambio de la energía libre de Gibbs (∆G°), a temperatura estándar (25°C) y a 300°C de la siguientereacción:

Primero se calcula el cambio de entalpía estándar (∆H°) y el cambio de entropía estándar (∆S°) de la reacciónquímica, consultando los valores de las sustancias que intervienen en la reacción, en las tablas correspondientes.

H°f ( SO3)= -395.77 KJ/mol

H°f ( SO2)= -296.84 KJ/mol = [2(-395.77 KJ/mol)] - [2 (-296.84 KJ/mol) + (0)]

H°f ( O2)= 0 = -197.86 KJ/mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_termodin%C3%A1mico


http://es.wikipedia.org/wiki/Funci%C3%B3n_de_estado

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

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Segunda_ley_de_la_termodin%C3%A1mica

http://es.wikipedia.org/wiki/Entrop%C3%ADa_(termodin%C3%A1mica)

http://es.wikipedia.org/wiki/Entrop%C3%ADa_(termodin%C3%A1mica)

http://es.wikipedia.org/wiki/Segunda_ley_de_la_termodin%C3%A1mica

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

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

http://es.wikipedia.org/wiki/Funci%C3%B3n_de_estado





99BLOQUE 3

S°(SO3)=256.77 J/K·mol ∆S°r= [2( 256.77 J/K·mol)] - [2 (248.21 J/K·mol) + (205.07J/K·mol)]S°(SO2)=248.21 J/K·mol ∆S°r= -187.95 J/KS°(O2)=205.07 J/K·mol

Una vez calculado los valores de entalpía (∆H°r) y los valores de entropía (∆S°r), se calcula la energía libre de Gib

(∆G°), a una temperatura de 25°C, sustituyendo los valores en la fórmula, y se aplica un factor de conversión, papasar las unidades de ∆G° a KJ, igual que en su entalpía.

∆G° = ∆H° - T∆S° ∆G° = (-197.86 KJ/mol) – (298 °K)(-187.95 J/K)(1KJ/1000 J)∆G° = -141.85 KJ

Con una temperatura de 300°C tendremos:

∆G° = ∆H° - T∆S° ∆G° = (-197.86 KJ/mol) – (573 °K)(-187.95 J/K)(1KJ/1000 J)∆G° = - 90.16 KJ

De este resultado podemos deducir que al aumentar la temperatura disminuye la energía libre y se reduce espontaneidad de la reacción en mayor medida que si se lograra en condición estándar. Energía libre estándar de formación

Se puede obtener la energía libre de formación de una reacción química a partir de los datos de energía libre formación (∆G°f) a condición estándar que son 25°C y una atmósfera de presión si se trata de gases. Para sólidoslíquidos hablaremos de sustancias puras y para disoluciones en concentración de 1M. Los elementos en estadestándar su energía libre de formación es cero (0).

Para determinar ∆G°r se utiliza la siguiente relación:

Donde n y m representan al número de moles equivalentes a los coeficientes estequiométricos de la ecuación. Palos valores de ∆G°f de las diferentes sustancias se consultan en las tablas.

Ejemplo. Determina la energía libre estándar de formación para la siguiente reacción química:

Valores de ∆G° f de las sustancias participantes, consultados en tablas.∆G° f (SO3)=-371.04 KJ/mol

∆G° f (SO2) = -300.13 KJ/mol∆G° f (O2)= 0

Sustituyendo en la fórmula tenemos:

∆G°r = [2 ( -371.04KJ/mol)][2 (-300.13 KJ/mol) + (0)]∆G°r = -141.82 KJ/mol




El valor obtenido de ∆G°r, nos muestra que la reacción es espontánea y se realiza hacia la derecha.

En equipo, resuelve los siguientes problemas y comparen los resultados obtenidos.

1. Un combustible para cohetes sería inútil si su oxidación no fuese espontánea. Aunque los cohetes operan encondiciones que están lejos de las estándar, una estimación inicial del potencial de un combustible paracohetes podría evaluar si su oxidación a las temperaturas altas alcanzadas en el coherte es espontánea. Un

químico que explora los combustibles potenciales para el uso en el espacio consideró el empleo del clorurode aluminio vaporizado en una reacción para la que la ecuación abreviada es:

Utilizar los datos siguientes para decidir si merece la pena realizar una investigación extensa de estecombustible: ∆G°f (AlCl3 (g))= -467 KJ/mol; ∆G°f (Al2O3 (s))= -1034 KJ/mol; ∆G°f (ClO (g))= +75 KJ/mol; ∆G°f (O2(g))= 0 KJ/mol.

Actividad: 7



101BLOQUE 3

Evaluación

Actividad: 7 Producto: Cálculos. Puntaje:Saberes


Interpreta la energía libre deGibbs.

Calcula y analiza los datosobtenidos.

Valora el compartir conocimientocon sus compañeros de equipo.


docente

2. Calcula el incremento de energía libre estándar para las siguientes reacciones químicas:

a) La obtención del flúor, el cual se utiliza para la elaboración de teflón, para grabar vidrio y para añadirse alos productos dentífricos para evitar las caries dental, si su reacción química es la siguiente:

b) La obtención de plomo a partir del óxido de plomo y zinc el cual es utilizado mayormente para lafabricación de baterías para autos.

Datos:

Sustancia NaF(s) NaCl(s) PbO2 (s) ZnO(s)

∆H°f (KJ/mol) 569 411 276 348

∆S°f (J/K· mol) 58.6 72.4 76.6 43.9





Cierre

En equipo de cuatro integrantes resuelve los siguientes problemas.

1. Calcula la variación de la energía interna de un sistema termodinámico que evoluciona desdeun estado A hasta un estado B absorbiendo 900 J de calor si se realiza sobre él un trabajo de240 J.

2. Calcula la cantidad de calor se requiere par calendar 50 gr de cobre desde 20°C hasta 70°C. El calorespecífico del cobre es 0.389 J/gr·°C.

3. Calcular la entalpía estándar de combustión del alcohol etílico (C2 H6 OH) utilizando los valores de lasentalpías de formación de las especies involucradas. Analiza el signo del ∆ H obtenido.

Valores de las entalpías de las sustancias reaccionantes: ∆ H°f [C2 H6 OH(l)]= -277.65 KJ/mol ∆ H°f [O2 (g)]= 0 KJ/mol ∆ H°f [CO2 (g)]= -393.7 KJ/mol ∆ H°f [3 H2O (l)]= -285.85 KJ/mol

4. Considere la síntesis de propano, C3 H8 un gas utilizado como combustible para campamentos:

Es difícil medir el cambio de entalpía de esta reacción, sin embargo, las entalpías de reacción estándar de lacombustión son fáciles de medir. Se dispone de los siguientes datos experimentales:

Actividad: 8



103BLOQUE 3

Evaluación


Puntaje:

Saberes


Identifica los tipos de cálculospara determinar, la energíainterna, energía libre, la entalpia,la entropía y la ley de Hess.

Utiliza los diferentes cálculos paradeterminar, la energía interna,energía libre, la entalpia, la entropíay la ley de Hess.

Resuelve con seguridad losdiferentes problemas que se lepresentan.


docente

5. Calcula la entropía de reacción estándar, la entalpía y la energía libre para cada una de laproducción de gas de síntesis, un combustible industrial de bajo grado:

6. La mayoría de los nutrientes alimenticios básicos provienen directamente o indirectamente de las plantas,siendo éstas, por tanto, la fuente primaria de energía de todo el mundo animal. El ciclo alimenticio dependede la asimilación por las plantas de dióxido de carbono, agua, minerales y energía solar, y de su posteriortransformación de compuestos orgánicos. La reacción responsable de la transformación de energía radianteen energía química es la reacción de la fotosíntesis:

Calcula los valores de ∆H°r, ∆S°, ∆G°, a partir de los siguientes datos:

C6 H12 O6 (s) CO2 (g) H2O(l) O2 (g)

∆H°f (Kcal/mol) -304.60 -94.85 -68.32 0.0

S° (cal/mol) 50.70 51.06 16.72 49




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