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División de Ingeniería Departamento de Física y Química

POLÍTICAS DEL CURSO

Libro de Texto:ChemistryRaymond Chang Sixth Edition

Exámenes:

3 Parciales y un Final

Examenes Parciales:

Constarán de 6 problemas. Duración de 50min. Solo se permitirá el uso de formulario, que se encuentra en el manual, además

debes llevar; lápiz, goma, pluma, calculadora.

Examenes Finales

El examen final tendrá una duración de 120min. Se calificará procedimiento en parciales y finales. Solo se permitirá el uso de formulario, que se encuentra en el manual, además

debes llevar; lápiz, goma, pluma, calculadora. Para poder presentar exámenes se deberá estar libre de adeudos. Para tener derecho a examen final es necesario tener el 88% de asistencia.

Calificaciones:

Parciales

Calificación de examen parcial 90% Autoevaluación y coevaluación 5% Cuestionarios 5% Puntos extra

Finales

Tres parciales 40% Examen Final 30% Tareas 5% ó 9% Trabajo Final 6% ó 10% Exámenes semanales 5% otras actividades 10%

Tareas:

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Se entregarán en la fecha indicada por tu profesor. No se aceptarán posteriormente. Deberán ser entregadas a máquina o computadora (de lo contrario no se

aceptarán), los procedimientos pueden ser a mano.

Trabajos:

Parciales

Se realizaran varias actividades las cuales seran entregadas un dia antes del examen

Practica de casa Practica Virtual Visita a museo o empresa. Conferencias.

Finales

La información del trabajo final se encuentra en la plataforma LN-LS y se realizará en equipo máximo de tres personas.

Se debe entregar un anteproyecto en la fecha indicada.

La entrega de tareas y trabajos debe contener la siguiente información:

Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de MonterreyCampus Ciudad de MéxicoDivisión de IngenieríaQuímica, Q*811Nombre del trabajo ó número de tareaGrupo Nombres y Matrículas de los integrantesFechaDespués de esta información el contenido del trabajo o el enunciado del problema con su solución.

Los trabajos deben contener al menos los siguientes puntos:I. Introducción.II. Antecedentes.III. Desarrollo de trabajo.IV. Bibliografía.

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Átomo y periodicidad química

Objetivos específicos: Identificar las principales partículas atómicas. Diferenciar el significado de los números cuánticos. Aplicar los conceptos de la mecánica cuántica en las estructuras

electrónicas. Describir los conceptos de incertidumbre, de exclusión y de máxima

multiplicidad. Explicar el concepto de periodicidad química. Evaluar potencial de ionización, electroafinidad y electronegatividad

por su posición en la tabla periódica Clasificar los elementos por sus propiedades, su posición en la tabla

periódica y su estructura.

Materia: Todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.

Masa: Cantidad de materia contenida en un cuerpo o medida de la materia.

Átomo: Unidad básica de un elemento que puede entrar en combinación química. Partícula formada por: electrones (e -) con carga negativa, protones (p+) con carga positiva y neutrones (n±) sin carga. Un átomo neutro tiene el mismo número de electrones y protones.

Número atómico: El número de protones (p+) que caracteriza al átomo- Ejemplo: Hidrógeno (H): 1p+, 1e-: número atómico 1.

Isótopos: átomos de mismo número atómico y diferente masa atómica.- Ejemplo: Deuterio: 1p+, 1e- y 1n± Tritio: 1p+, 1e- y 2n±

El deuterio y el tritio son isótopos del Hidrógeno.

Para explicar como están distribuidas estas partículas en el átomo, surgieron varias teorías, como la de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, mecánica cuántica, etc.

La mecánica cuántica es la teoría que describe el comportamiento de las partículas muy pequeñas y explica la estabilidad atómica a través de los números cuánticos.

Números cuánticos: surgen de la solución de una ecuación y ayudan a construir el átomo de acuerdo a esta teoría y son los siguientes:

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“n” o principal: valores: 1,2,3,4, etc., da los niveles de energía o distancia del electrón al núcleo

“” o azimutal: valores: 0,1,2,3 hasta n-1, da forma de la región del espacio donde se pueden encontrar los electrones y se le conoce como orbital.

=0: orbital esférico o también conocidos como orbitales s. =1: orbital lobular o también conocido como orbitales p. =2: orbital de distintas formas y son los orbitales d. = 3: orbitales f.

“ml” o magnético: sus valores son -,0,+:; orientación o dirección de la región y de acuerdo con esto es el numero de veces que tenemos cada orbital.

ml =0: un valor, 1 orientación por lo tanto un orbital s ml =-1,0,1:3 valores, 3 orientaciones por lo tanto 3 orbitales p ml =-2,-1,0,1,2: 5 valores, 5 orientaciones por lo tanto 5

orbitales d ml = -3,-2,-1,0,1,2,3,: orbitales f

“ms” o spin (giro): valores: ½ y -½, indica que los electrones pueden girar solo en dos direcciones a favor o en contra de las manecillas del reloj.

- Ejemplo: Para n=2; = 0 y 1; ml =0 y ml = -1,0,1, esto quiere decir que para el nivel de energía 2 existen dos tipos de orbitales, los s y los p y que el orbital s permite una sola orientación, mientras que los orbitales p admiten tres orientaciones, cada orbital solo puede acomodar como máximo dos electrones, uno con un valor de +1/2 y otro con -1/2 y que por lo tanto los orbitales s solo pueden tener dos electrones, mientras que los orbitales p pueden tener como máximo seis electrones.

Ejercicio: Para n=4 determine los valores de y ml y haga el mismo análisis anterior.

Además de los números cuánticos, fue necesario considerar otras teorías para la construcción del átomo estas son el principio de Incertidumbre de Heisenberg, el principio de exclusión de Paulli y el principio de construcción.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg: Es imposible saber la posición y la cantidad de movimiento (mv) de un electrón en el átomo.

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Principio de exclusión de Paulli: En un átomo, 2 electrones no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.

Principio de construcción (Aufbau), los electrones entran primero en los niveles de menor energía.

Con estos números y postulados se pueden construir los diferentes átomos, sabiendo que: los átomos son eléctricamente neutros y que por lo tanto existe el mismo número de protones y electrones, que el número de neutrones puede variar de un átomo a otro generando los isótopos de un átomo, que los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo y los electrones se encuentran alrededor del núcleo en los diferentes orbitales.

Por ejemplo para construir el átomo que tiene 11 electrones, 11 protones y 11 neutrones, iniciamos por ver en que orbitales están ubicados estos electrones:

- Para el primer nivel de energía: n = 1; =0; ml = 0; s = ½ y -½; esto quiere decir que en el primer nivel de energía hay un orbital s que tiene una orientación con 2 electrones. Y que se representaría como 1s2.

- Para el segundo nivel de energía: n = 2; =0 y 1; ml = 0 y ml=-1,0,1 y finalmente s= ½ y -½ para cada uno de los valores de m l; por lo que en el segundo nivel de energía tenemos 8 electrones ya que hay un orbital s por el valor de ml igual a 0 y que tiene dos electrones y además tres orbitales p cada uno con dos electrones en total 6 electrones en los orbitales p y cada orbital orientado en cada uno de los ejes x, y, z.

- Para el tercer nivel de energía tenemos: n = 3; =0, 1 y 2; ml= 0, ml = -1,0,1 y ml = -2,-1, 0,1,2 y s= ½ y -½ para cada uno de los valores de ml, pero como hasta el momento se han acomodado 10 electrones y solo falta uno, este se coloca en el tercer nivel de energía, en el orbital 3s que es el de menor energía que los otros orbitales. Con estos datos el átomo quedaría representado de la siguiente manera:

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Como podemos observar la representación de los átomos no es muy conveniente, por ejemplo si quisiéramos representar al átomo con 78electrones, 78 protones y 78 neutrones siguiendo el esquema anterior, sería muy complejo, por lo que surge la configuración electrónica que es una representación simplificada del ordenamiento de los electrones en el átomo. Para determinar que niveles son los que tienen menor energía, y por lo tanto, que ocupan primero los electrones, se sigue el siguiente esquema que se conoce como regla de las diagonales.

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6 3d10

4s2 4p6 4d10 4f14

5s2 5p6 5d10 5f14

6s2 6p6 6d10

7s2 7p6

8s2

- Ejemplo:Na11: 1s2 2s2 2p6 3s1

Pt78: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d8.

Ejercicio: Escribe las configuraciones electrónicas de Al, F, K, Li, Be, B, C, N, O, Cl, Ca, Br, Na, P, En, Ar, Kr, S, e identifica el último nivel de energía y el número de electrones en el último nivel de energía.

Del ejercicio dos se pueden sacar conclusiones muy importantes, la primera es que algunos átomos tienen el mismo nivel de energía final, otros terminan con el mismo número de electrones en su último nivel de energía, otros tienen 8 electrones en su último nivel de energía, otros tienen electrones un electrón en un orbital, otros tienen los dos electrones en sus orbitales.

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Las conclusiones anteriores permiten obtener conceptos muy importantes, como son la regla del octeto, el paramagnetismo y el diamagnetismo y el de la Tabla Periódica.

Ya que los átomos que tienen 8 electrones en su último nivel de energía son muy estables, se conocen como gases inertes, todos los átomos representativos van a tender a tener 8 electrones en su último nivel de energía para adquirir estabilidad y obtener la configuración de los gases inertes, esto se conoce como regla del octeto.

He2 - 1s2

Ne10 - 1s2 2s 2 2p 6 Tienen 8 e - en su último nivel de energía. Ar18 - 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 6 Kr36: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d10 4p 6 Xe54: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s 2 4d10 5p 6

Para determinar si un átomo tiene un solo electrón en un orbital se utiliza la regla de Hund, que dice: los electrones entran en los orbitales de la misma energía (ejemplo, px, py, pz), con un mismo spin hasta ocupar todos los orbitales, entonces entran con spin contrario, para llenar los orbitales con dos electrones.

Elemento paramagnéticos: tienen electrones desapareados y son atraídos por un campo magnético.

Elementos diamagnético: tienen todos sus electrones apareados y no son atraidos por un campo magnético.

- Ejemplo:

P15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

__ __ __ __ __ __ __ __ __

átomo o elemento paramagnético

Ejercicio :Escriba la configuración electrónica del oxigeno (O) con la forma

anterior. De acuerdo con las similitudes en las configuraciones electrónicas,

surge un arreglo muy importante de los átomos, al que se le conoce como tabla periódica de los elementos, en la que los átomos se colocan en horizontales y verticales, y que son los periodos y las familias respectivamente, considerando también el número atómico en forma ascendente.

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Tabla Periódica: Arreglo de los diferentes tipos de átomos de acuerdo a sus configuraciones electrónicas

Familias: Átomos con el mismo número de electrones en el último nivel de energía. Tienen propiedades similares, los electrones en el último nivel de energía determinan la familia a la que pertenecen.

Períodos: Tienen el mismo nivel de energía final.

Los elementos en la tabla periódica se pueden clasificar también como metales, no metales ó metaloides, como elementos A, Elementos B, lantánidos, actínidos y además algunas familias reciben nombres particulares, como: metales alcalinos, metales alcalinoterreos, halógenos, etc.

Los metales son los que donan los electrones para formar un enlace y los no metales son los que aceptan electrones para formar un enlace, además de muchas otras propiedades físicas y químicas que los distinguen. Los metaloides tienen características de ambos.

Elementos A: elementos representativos, terminan en niveles s y pElementos B: Elementos de transición, terminan en niveles s, p, d y f.

Elemento: Unión de átomos iguales.

Del arreglo de los elementos en la tabla periódica, surgen las propiedades periódicas, que varían de una manera regular en las familias y en los periodos.

Propiedades periódicas: Son las Propiedades que presentan los átomos por su posición en la tabla periódica, y que varían de manera regular, estas propiedades son: Radio atómico: Está relacionado con el tamaño del átomo, y se

define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes iguales. Aumenta de derecha a izquierda en un periodo (¡¿ por que?!) y de arriba hacia abajo en una familia.

Afinidad electrónica: Es el cambio de energía que ocurre al darle un electrón a un átomo en estado gaseoso y formar un Ion*

con carga negativa (anión): X(g) + 1e- X-, en la tabla periódica, la variación es de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, más negativa.

*Ion: partícula con carga. Energía de ionización: Energía necesaria para quitarle un

electrón a un átomo en estado gaseosos y generar un ión con carga positiva (catión), este proceso siempre es endotérmico y en la tabla periódica aumenta de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha Li + energía Li+ + 1e-

Electronegatividad: Tendencia relativa de los átomos para atraer los electrones de otros átomos hacia si cuando se combinan

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con otros átomos. Pauling asignó valores arbitrarios de electronegatividad a los átomos. Al mas pequeño y con mayor carga en el núcleo le asignó el valor mas alto de electronegatividad, por considerar que atrae los electrones con mayor fuerza cuando se combina con otros átomos siendo éste el Flúor F: con un valor de 4. Al que atrae menos los electrones cuando se combina que es el Francio Fr, le asigno un valor de 0.7, siendo este átomo el menos electronegativo. Esta propiedad es de mucha importancia para determinar el tipo de enlace que se dará entre los átomos cuando se unan.

La energía de ionización y la afinidad electrónica, ambas son energías, y cuando se llevan a cabo estos procesos se puede liberar o absorber energía, por lo que para diferenciarlos se asigna por convención un signo positivo cuando se absorbe la energía y un sigo negativo cuando se libera la energía. A estos procesos se les conoce como exotérmico y endotérmico.

Cuando se absorbe energía E(+): Proceso endotérmicoCuando se libera energía E(-): Proceso exotérmico

Algunos conceptos útiles convenientes de recordar son:

Molécula: Es la cantidad mínima de materia que se puede encontrar y que conserva sus características físicas y químicas. Se clasifican en función de número de átomos que las forman como: mono, di tri, tetra, penta, etc., atómicas. Pueden estar formadas por átomos iguales o diferentes. Algunos ejemplos son: H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2, CO, HF…Moléculas Diatómicas, formadas

por dos átomos. Li, Mg, Ca… Monoatómicas, formadas por un átomo. O3, CO2, H2O…triatómicas. S8… Octatómicas. P4 … Tetratómicas.

Masa atómica: es la masa de un átomo en unidades de masa atómica.Ya que la unidad de masa, para medir la masa de los átomos

es muy pequeña (unidad de masa atómica 1uma=1.661 x 10-24g y 1g=6.022 x 1023 uma), se toma una gran cantidad de átomos para poder manejarlos físicamente, a este número se le conoce como mol.

Un mol: es un número que equivale a 6.023 x 1023 partículas de las que se este hablando y que en este caso pueden ser átomos, moléculas, iones etc.

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Elemento: sustancia que por métodos químicos no se puede descomponer en otra más sencilla, esta formada por átomos iguales.

El átomo de un elemento puede ser una molécula (monoatómica). El átomo es la mínima cantidad de materia contenida en un

elemento. La cantidad mínima de materia que conserva las propiedades

físicas y químicas de una sustancia pura se llama molécula. Molécula es también la unión de átomos iguales o diferentes.

Masa molecular: es la suma de las masas atómicas en unidades de masa atómica de los átomos que constituyen la molécula.

Masa molar: La masa de un mol de átomos, moléculas u otras partículas. Una uma se definió como un doceavo (1/12) de la masa de un

átomo de carbono12 Una mol es también la cantidad de átomos en 12 gramos de carbono

12 y es el número de Avogadro.La masa molar de un elemento en gramos es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma.

En la Tabla periódica se encuentran los valores de masa de los átomos, además del número atómico. Si se quiere saber la masa de un átomo la unidad será uma, si se quiere la masa de un mol de átomos la unidad será gramo (g).

- Ejemplo:Sodio (Na) se encuentra que su número atómico es 11. La masa de un átomo de sodio 23 uma. La masa de un mol de átomos de sodio 23g. Para Cloro (Cl ) su número atómico es 17. La masa de un átomo de sodio es 35.5 uma. La masa de una mol de átomos de Sodio es 35.5g. Por lo que para la Sal (NaCl) tenemos:

masa molecular 23 + 35.5 = 58.5 uma. masa molar 23 + 35.5 = 58.5g.

Ejercicio: determine la masa molecular y la masa molar de: KMnO4, C6H12O6, NaOH.

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Enlaces Químicos

Objetivos específicos: Explicar por que se forman enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Aplicar la regla del octeto para representar estructuras de Lewis. Predecir la polaridad del enlace químico Identificar enlaces y moléculas polares y no polares. Identificar las interacciones ion - molécula y molécula - molécula Explicar las propiedades de los metales en función de su enlace y

estructura.

Una vez que vimos que la materia esta construida por átomos, y lo que hace diferente a un átomo de otro es solo el número de protones que lo forman, determinaremos ahora como se unen estos átomos para formar los diferentes tipos de materia que conocemos. Para lo cual definimos a la unión de los átomos como Enlace químico.

Enlace químico: fuerza eléctrica que mantiene unidos a los átomos para formar, moléculas (elementos y compuestos) y ganar estabilidad.

Electrones de valencia: En los enlaces químicos participan los electrones del último nivel de energía llamados electrones de valencia, los cuales para los elementos representativos se indican mediante los simbolos de Lewis

Símbolos de Lewis puntos alrededor del símbolo del elemento estos electrones se pueden transferir de un átomo a otro, compartir entre dos átomos ó deslocalizar en una red de átomos.

Con base en este hecho, se clasifican los enlaces en: Iónicos Covalentes Polares No Polares Puros Covalentes coordinados

Metálicos

Para determinar si un átomo es capaz de quitarle los electrones a otro, si solo lo comparten y si los comparten de manera igual o desigual, se utilizan los valores de electronegatividad.

Enlace Iónico: un átomo cede uno ó más electrones y el otro los acepta. Las condiciones para que esto ocurra son: Debe ser la unión de un metal con un no metal con una diferencia de

electronegatividad mayor o igual que 2.0.

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Ejemplos:Na Cl: Metal + No metal

Diferencia de electronegatividades = 2.0 Enlace Iónico

Fe Cl: Metal + No MetalDiferencias de electronegatividades menor a 2.0 por lo tanto el enlace no en Iónico

F H: No metal + No metalNo iónico, la diferencia de electronegatividad es menor a 2.0 no hay enlace iónico.

Enlace Covalente: Los átomos comparten uno o más pares de electrones, y esta compartición se da de manera igual o desigual dependiendo del valor de electronegatividad, Generalmente cada átomo aporta un electrón para formar el enlace, sin embargo un solo átomo puede aportar los dos electrones para formar el enlace, en este caso se trata de un enlace covalente coordinado.

En el enlace covalente no polar o puro el par de electrones se comparte por igual, mientras que en el enlace covalente polar los electrones se comparten desigualmente.

- Ejemplos: Polar No polar

Condiciones para que se de un enlace covalente: no polar ó puro. No metal + No metal y diferencia de electronegatividad igual a cero.

Condiciones para que se de un enlace covalente polar: No metal + No metal y diferencia de electronegatividad diferente de

cero. Metal + No metal, pero con diferencia de electronegatividades

menor a 2.0.

El átomo más electronegativo atrae el par de electrones del enlace hacia el, generando una densidad de carga o carga parcial negativa, formándose en el otro átomo una densidad de carga ó carga parcial positiva, lo que genera un dipolo, el cual se define como la separación de cargas parciales en una molécula. Esto indica que dentro de los enlaces covalentes polares, algunos tienden a ser puros y otros a ser iónicos y que no hay enlaces 100% covalentes ni 100% iónicos.

La magnitud del dipolo se mide con el momento dipolar un vector cuya magnitud es el producto de la carga por la distancia que separa a

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estas cargas parciales de igual magnitud con una dirección que apunta del átomo menos electronegativo hacia el más electronegativo.

Ejemplos:

PH: P H No metal + No metal2.1 2.1

Diferencia de electronegatividades=0 por lo tanto Covalente no Polar.

OS: O S3.5 2.5

Diferencia de electronegatividad es 1 enlace Covalente Polar.

HF: H F2.1 4.0

Diferencia de electronegatividad es de 1.9 enlace Covalente Polar.

Enlace metálico: se da entre dos átomos metálicos por deslocalización de electrones, este tipo de unión se explica mediante la teoría de bandas, la que a su vez asocia las propiedades de los metales como alta conductividad térmica y eléctrica, brillo metálico, etc.

Ejemplos de este tipo de enlace son todos los metales que se conocen como el cobre, oro, plata, sodio, y mezclas de los mismos.

Ejercicio:Determine el tipo de enlace que se presenta entre los siguientes átomos (los valores de electronegatividad se pueden consultar en la pagina 341 del libro de texto); H y Cl, O y N, K y I, Al y Cl, P y Te, Hg y Zn.

Para determinar como se distribuyen electrones de los átomos en una molécula y formar los enlaces covalentes, resulta muy sencillo si son solo dos átomos en la molécula, pero cuando la molécula esta formada por más de dos átomos, se debe determinar que átomo esta unido a que átomo para poder explicar las propiedades que presenta la molécula. Para lograr esto surgen las Estructuras de Lewis, que son la representación de la distribución de los electrones de valencia para formar los enlaces covalentes en una moléculas empleando los símbolos de Lewis.Para la elaboración de las estructuras de Lewis se siguen los siguientes pasos:

1. Se elige un esqueleto base lo mas simétrico posible (que es la distribución de los átomos en la molécula), para lo cual: Se elige un átomo central (al que se le unirán otros átomos), que

será el menos electronegativo de los que componen a la molécula,

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excepto el Hidrógeno. Ejemplo para H2CO3, las electronegatividades son: H=2.1, C=2.5, O=3.5, por lo que el átomo central es el C.

Si hay Oxígeno generalmente se une al átomo central. Si hay Hidrógeno generalmente se une al Oxígeno.

El esqueleto base será en este caso el siguiente: H O C O H O 2. Se distribuyen los electrones de valencia de la siguiente manera:

Se calcula el número de electrones necesarios para que cada átomo cumpla la regla del octeto (tenga ocho electrones en su último nivel de energía, excepto el Hidrógeno que es con 2 electrones), esto será N.

Se calcula el número de electrones disponibles esto será D, y que son los que aporta cada átomo a la molécula para estabilizarla y formar los enlaces. (los del último nivel de energía).

Se calcula el número de electrones compartidos C=N-D,que son los que formaran los enlaces.

Se calcula el número de enlaces. Como cada enlace debe estar formado por dos electrones, el número de enlaces será igual a C/2.

Se calcula el número de electrones libres en la molécula, será L, que son los que no formarán enlace. electrones L = D-C

Para H2CO3:electrones necesarios electrones disponibles1 C: 8e- 8 1 C: 4e- 43 O: 8e- 24 3 O: 6e- 182 H: 2e- 4 2 H: 1e- 2 N=36e- D=24e-

electrones compartidos=36-24= 12= C#Enlaces= 12/2= 6enlacesElectrones Libres= 24-12= 12e-libres.

3. Se distribuyen los electrones en el esqueleto para que cada átomo tenga 8e alrededor

Para H2CO3 queda de la siguiente manera: H O C O H O

En este caso un átomo de oxígeno comparte un par de electrones de él, con otro par de electrones del carbono, lo que genera un enlace doble entre C y O. Se pueden compartir hasta tres y tres electrones para formar un triple enlace.

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- Ejemplos:O2: Doble enlace O = O N2: Triple enlace N = N

Ejercicio :Escriba la estructura de Lewis para el HNO3, HCN, H2CO, NH3, CH2N2.

De las estructuras de Lewis se obtiene además un concepto muy importante que es el Número de oxidación, el cual se define como el número de electrones compartidos por un átomo y que pertenecen a él, en un enlace covalente, en el caso de un enlace iónico será el número de electrones ganados ó perdidos. El átomo más electronegativo tendrá un número de oxidación negativo, mientras que el menos electronegativo tendrá un número de oxidación positivo. Algunos átomos presentan varios números de oxidación en diferentes moléculas, por ejemplo en cloro tiene los siguientes números de oxidación, que se obtiene la desarrollar las estructuras de Lewis e identificando los electrones que pertenecen a el y que están formando enlace.

HCl : -1HClO: +1HClO2: +3HClO3: +5HClO4: +7

Algunas conclusiones que surgen con los números de oxídación son las siguientes. La suma de los números de oxidación en una molécula neutra debe

ser cero. La suma de los números de oxidación de un ion o radical es igual a la

carga del ion o radical. El número de oxidación de los elementos en su estado mas estable

es cero.

En ocasiones los átomos que funcionan como centrales en las estructuras de Lewis no cumplen con la regla del octeto, esto se conoce como Excepciones a la regla del octeto, estos átomos se pueden rodear de mas de ocho electrones o de menos de ocho.

- Ejemplos:1. Los compuestos covalentes de Berilio, ya que el berilio solo tiene dos

electrones de valencia, solo puede formar dos enlaces y rodearse de 4 electrones:

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2. Los compuestos covalentes de boro y aluminio (Familia III), que se rodean de seis electrones:

3. Los compuestos de nitrógeno con número impar de electrones se rodean de 7electrones.

4. Algunos compuestos de fósforo en los que rodea de 10e-.

5. Algunos compuestos de azufre en los que se rodea de 12e-.

Una vez que se conoce como están distribuidos los átomos en la molécula, es importante determinar la Geometría Molecular que es la que nos indica como se distribuyen estos enlaces en el espacio, y que , junto con el momento dipolar de los enlaces establece la polaridad de una molécula.

Ya que los enlaces están formados por electrones y estos tiene carga negativa, en los enlaces se presenta una gran densidad de carga negativa, que soporta el átomo central por tener varios enlaces. Para que esto suceda y la molécula sea estable lo que propone la teoría RPECV (Repulsión del Par de Electrones en la Capa de Valencia), es que los enlaces se van a separar en el átomo central con el mayor ángulo posible, generando así las diferentes geometrías, dependiendo del número de enlaces que tengan el átomo central y si tiene o no electrones libres. Considerando lo anterior, se pueden tener las siguientes geométricas, dando el nombre a la geometría por la figura que forman la unión imaginaria de las puntas de los enlaces:

1) Lineal: 3 átomos, uno central y dos sustituyentes, sin electrones libres el átomo central

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1 1 1 2

BeCl2: Cl----- Be -----Cl No Polar BeClF: Cl -----Be-----F PolarEl ángulo entre los enlaces es de 180°

Los enlaces son covalentes polares en este caso. La molécula puede ser no polar si los sustituyentes son iguales, ya que se tiene dos momentos dipolares en la molécula, uno en cada enlace, de la misma magnitud pero de sentido contrario que al sumarse vectorialmente dan cero. Si los sustituyentes son diferentes la molécula será polar, ya que los momentos dipolares son diferentes por que las electronegatividades son diferentes y la suma vectorial será diferente de cero. Sstituyentes son los átomos unidos al átomo central.

2) Trigonal Planar : átomo central sin electrones libres, con tres sustituyentes:

BCl3 No polar BF2Cl Polar

Los enlaces son covalentes polares y forman ángulos de 120° para asegurar la mayor separación posible entre ellos, formando el triángulo si se unen imaginariamente los sustituyentes.

La molécula es no polar si los sustituyentes son iguales, ya que la suma vectorial de los momentos dipolares iguales es cero.

La molécula es polar si los sustituyentes son diferentes, por que la suma de los momentos dipolares ya no es cero, por tener valor diferente los momentos dipolares.

3) Tetraédrica: átomo central sin electrones libres y cuatro sustituyentes:

CCl4 no polar CH3Cl polarEnlaces covalentes polares para esta molécula y forman ángulos entre ellos de 109.5°

La molécula es no polar si los sustituyentes son iguales, por que la suma vectorial de los momento dipolares iguales de cada enlace es igual a cero.

La molécula es polar si los sustituyentes son diferentes por que la suma vectorial de los momentos dipolares diferentes no es cero.

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4) Bipirámide triangular: átomo central sin electrones libres y cinco sustituyentes.

PCl5Enlaces covalentes polares es esta molécula y forman ángulos de 90°,120° y 180°

Molécula no polar si los sustituyentes son iguales. Molécula polar si los sustituyentes son diferentes.

5) Octaédrica:átomo central sin electrones libres y seis sustituyentes:SF6

Enlaces covalentes polares y forman ángulos de 90 y 180°

Molécula no polar si los sustituyentes son iguales. Molécula polar si los sustituyentes son diferentes.

6)Piramidal triangular: átomo central con un par de electrones libres y tres sustituyentes, ejemplo NH3(amoniaco), tiene enlaces covalentes polares y la molécula es polar aún cuando los sustituyentes son iguales, debido al par de electrones libres en el átomo central, que hace que la geometría no sea trigonal planar sino un tetrahedro deformado, ya que los ángulos entre los enlaces no son los de un tetrahedro, sino de 107.3° por que el par de electrones libres ocupa mas espacio que un enlace.

7)Angular:átomo central con dos pares de electrones libres y dos sustituyentes ejemplo el H2O (agua), tiene enlaces covalentes polares y la molécula es polar aún cuando los sustituyentes son iguales, debido a los dos pares de electrones libres en el átomo central, que hace que la geometría no sea lineal, sino angular o de un tetrahedro deformado, ya que los ángulos entre los enlaces no son los de un tetrahedro, sino de 104.° debido a que los dos pares de electrones libres ocupan mas espacio que un enlace.

La polaridad de las moléculas que se determinó con la geometría, y esta a su vez con las estructuras de Lewis, indica si las moléculas presentan interacción o no y que tipo de interacción presentan.

Interacciones Intermoleculares: son las fuerzas de atracción que se dan entre las moléculas y se nombran de acuerdo a la polaridad de las mismas. Son las responsables de que existan los estados líquido y sólido de la materia y que tengan diferentes propiedades físicas los sólidos y los líquidos.

1ra. Interacción

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Molécula iónica con molécula iónica.- Ejemplo NaCl con NaCl y recibe el nombre de ión-ión.

2da. InteracciónMolécula Iónica con molécula covalente polar.- Ejemplo NaCl y H2O y recibe el nombre de ion - dipolo.

3da. InteracciónMolécula covalente polar con covalente polar.- Ejemplo HCl y H2O a esta interacción se le llama interacción dipolo - dipolo

4ta. InteracciónMolécula covalente polar con covalente no polar. - Ejemplo H2O y O2 a esta interacción se le conoce como dipolo - dipolo inducido.

5ta InteracciónMolécula covalente no polar con covalente no polar.- Ejemplo CO2 y CO2 a esta interacción se le conoce como fuerzas de London o fuerzas de dispersión.

6ta. InteracciónPuente de Hidrógeno: Dentro de las interacciones entre las moléculas covalentes polares es decir las dipolo-dipolo, existe una que se distingue por su fuerza de interacción, que es muy grande cuando dentro de la molécula existen átomos de Hidrógeno (H) unido a átomos de N, O ó F a ambos lados.

- EjemploEn la molécula de agua el oxígeno tiene unidos dos hidrógenos, estos pueden interaccionar con dos moléculas de agua por el otro oxígeno y este sería el puente de hidrógeno.

Una de las clasificaciones de las moléculas es por el tipo de enlace que presentan, lo que les proporciona Propiedades físicas muy diferentes, pero que se pueden agrupar como propiedades físicas de

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compuestos Iónicos y Covalentes, y sirven para distinguir físicamente entre un compuesto covalente y uno iónico. Una molécula covalente es aquella que presenta únicamente enlaces

covalente.

- EjemploHNO3, HF, H2SO4, HCl, H3PO4, etc., que en un gran número es un compuesto.

Una molécula iónica, tiene enlaces iónicos ó iónicos y covalentes.

- Ejemplo, NaCl, Na2CO3, K2SO4, LiF, etc.

Las propiedades físicas de estos compuestos se distinguen en función de la solubilidad en agua, conductividad eléctrica, punto de fusión y estado físico, y se pueden agrupar de la siguiente manera:

Propiedad Iónico Covalente

Punto de fusión Alto (>350°C) Bajo (<350°C)

Estado de agregación Sólidos Sólidos, Líquidos, Gases

Solubilidad

Solubles en líquidos polares (H2O), no

solubles en líquidos no polares (CCL4, aceite, gasolina)

No solubles en líquidos polares (H2O), solubles en líquidos no polares

Conductividad

Las Soluciones acuosas si conducen corriente eléctricaSales fundidas:si

conducen

Ni soluciones acuosas ni compuestos fundidos conducen corriente

eléctrica

H2SO4: CovalenteHF: CovalenteHNO3: covalenteK2(SO4): IónicoNa2CO3: IónicoKMnO4: Iónico

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Compuestos que tienen un no metal + radical son Covalentes, los compuestos

que tienen un metal y un radical son Iónicos.


Con ese cuadro se observa que los enlaces y las interacciones, determinan las propiedades de las moléculas.

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Estequiometría

Objetivos específicos: Conocer las leyes de la química en que se fundamenta la

estequiometría Comprender los conceptos de reacción química, peso atómico, peso

molecular y mol. Calcular moles, átomos -g y fórmulas -g. Calcular fórmula mínima y fórmula molecular. Efectuar cálculos de reactivos o productos en ecuaciones químicas

balanceadas. Calcular reactivo limitante y porciento de rendimiento.

En la unidad anterior se vio que cuando se juntan dos moléculas, estas pueden interreaccionar, pero sin perder sus propiedades químicas, es decir conservando sus propios átomos que las forman, a esto es lo que se le llama mezcla, que pueden ser homogénea cuando no se distinguen los componentes a simple vista o heterogénea cuando se distinguen los componentes, sin embargo en algunas ocasiones cuando se juntan dos moléculas, estas pueden intercambiar sus átomos y formar nuevas moléculas, para lo cual se necesita que haya un rompimiento de enlaces y formación de nuevos enlaces, a este proceso se le conoce como reacción química, que es el tema que se tratará en esta unidad.

Elemento + ElementoMezcla Homogénea

HeterogéneaElemento + CompuestoCompuesto + Compuesto Reacción

QuímicaProceso por el cual se rompen y forman enlaces químicos.

Una reacción química se puede realizar entre dos elementos, dos compuestos o entre un elemento y un compuesto y se puede representar de manera general como sigue:

aA(g) + bB(l) cC(s) + dD(ac)

- A y B: son los reactivos. son los elementos o compuestos que participan.

- C y D: son los productos.- a, b, c y d: son los Coeficientes Estequiométricos, es el número de

veces que participa esa entidad (átomo o molécula, mol, etc.) en la reacción.

- (s), (l), (g), (ac): representan el estado físico en que esta el compuesto o elemento participante.

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La forma de leer la reacción química anterior es: a moles de A reaccionan con b moles de B para formar o producir c moles de C y d moles de D.

Toda reacción química cumple las siguientes leyes fundamentales:

Ley de la conservación de la materia, en toda reacción química la cantidad de reactivos y productos es constante.

Ley de la conservación de la energía, la energía no se crea ni se destruye solo se transforma.

Ley de la conservación de la materia y la energía, la cantidad total de materia y de energía en el universo es constante.

La estequiometría solo esta relacionada con la primera de estas leyes. La reacción debe estar balanceada para verificar que se cumpla la ley de conservación de la materia. Debe de haber el mismo número de átomos en productos que en reactivos y en consecuencia la misma cantidad en gramos de productos que de reactivos, esto se determina con los pesos molares y con los coeficientes estequiométricos

- Ejemplo: Na2SO4 ¿Cuánto Pesa?Su peso molecular se mide en uma (unidades de masa atómica): 1uma=1.66x10-24 gramos y 1g= 6.022 x 1023 uma

Peso atómico: Suma de las masas de cada una de las partículas atómicas (e-, p+, n±) dentro de un átomo dadas en uma.(información de la tabla periódica)

Masa o Peso Molar: son las masas de una mol de moléculas o átomos.

1 mol (de átomos o moléculas)= 6.023x1023

Un átomo de Na =23uma.Un mol de átomos Na =23g=masa molar.Peso Molecular = pesos Atómicos=18g.

2 átomos de Na x 23uma + 1 átomo de azufre x 32 uma + 4 átomos de O x 16 uma = 46 uma + 32 uma + 64 uma = 142 umaEl peso molecular (de una molécula)de Na2SO4 es de 142uma, el peso molar (de una mol) de Na2SO4es de 142g.

H2O=2(1)+1(16)=18uma. Masa Molar: 18 gramos.

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Para una reacción Química:

2Na + 2 H20 2 NaOH + H2

2 átomos 2 moléculas 2 moléculas 1 molécula

Se lee: 2 átomos de sodio reaccionan con dos moléculas de agua para dar 2 moléculas de hidróxido de sodio y 1 molécula de hidrógeno. Sin embargo no se trabajan átomos y moléculas, sino moles de átomos y moles de moléculas, por lo que se tiene lo siguiente:

2Na + 2 H20 2 NaOH + H2

2moles 2 moles 2 moles 1 mol

Se lee: 2 moles de átomos de sodio reaccionan con dos moles de moléculas de agua para dar 2 moles de moléculas de hidróxido de sodio y 1 mol de moléculas de Hidrógeno, esta sería una primera relación estequiométrica y con los pesos moleculares se tiene una segunda relación estequiométrica PM de Na=23g; PM de H20=18g; PM de NaOH=40g; PM de H2 =2g.

2Na + 2 H20 2 NaOH + H2

2(23g) 2(18g) 2(40g) 1(2g)46g 36g 80g 2g

Se lee:46g de sodio reaccionan con 36g de agua para dar 80g de hidróxido de sodio y 2g de hidrógeno. Para comprobar que se cumple la ley de conservación de la masa, se suman los gramos de productos y los gramos de reactivos que deben ser los mismos. En este caso, 46g de Na + 36g de H20 = 82g y 80g de NaOH y 2g de H2.

Para identificar cuales son los productos obtenidos en una reacción, se hace mediante un análisis de los compuestos obtenidos, en el que se determina el porciento de cada átomo en la molécula a esto se le conoce como Composición Porcentual, que consiste en expresar el contenido porcentual en masa de un átomo en un molécula. Conociendo el peso molar de la molécula y su fórmula, también se puede determinar esta composición porcentual. - Ejemplo:

NaOHMasa Molar: 40g

Na: O: H:

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x=57.5% x= 40% x=2.5%

Con la composición porcentual se puede establecer una relación mínima de átomos que componen a la molécula, la que se conoce como fórmula mínima o empírica. Esta se determina de la siguiente forma:

La cantidad de muestra que se da, será el 100%, cuando no se da una cantidad de muestra se toman 100 gramos y este será el 100%.

Se suman los porcentajes para verificar que sea 100%, en caso de no ser así, se completa con O.

Se determinar los gramos de cada elemento que se encuentran en el compuesto, con los porcentajes de los elementos que forman ese compuesto.

Se divide cada una de las cantidades anteriores entre su peso atómico.

Se divide cada una de estas cantidades obtenidas entre la más pequeña obtenida.

Con esto se obtiene el número de átomos de cada elemento dentro del compuesto, la que se escribe entre paréntesis con un subíndice w. ( XaYb)w

Si se conoce además el peso molar del compuesto, el que se determina por espectrometría de masa, se puede determinar la fórmula molecular del compuesto si se divide el peso molar entre el peso molar de la fórmula mínima, esta fórmula nos indica la relación real de átomos en la molécula.

- Ejemplo: Determine la fórmula mínima y la fórmula molecular de un compuesto formado por 87.5% N y 12.5% H, el peso molar del compuesto es de 32g.1) Se toman 100g de muestra esto es el 100%.2) La suma de 87.5% + 12.5% es de 100%.3) Se determinan los gramos con factores de conversión o con reglas de

tres:

x= 87.5g x= 12.5g

4) Se divide cada cantidad entre su peso atómico: 87.5/14= 6.25 para N y 12.5/ 1 = 12.5 para H

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5) Se divide entre la mas pequeña: 6.25/6.25=1: indica 1 átomo de N y 12.5/ 6.25=2: indica 2 átomos de H

6) Se escribe la relación: (N1H2)w (esta es la Fórmula mínima, el peso molar es de 16g)

7.- Para determinar w se divide el peso molar entre el peso de la fórmula mínima.

w= ____peso molar_____ peso fórmula mínima

; por lo que la fórmula molecular será (N1H2)2 ó N2H4.

Ejercicio:1) Determine la fórmula empírica de un compuesto que tiene 1.6% de Hidrógeno, 22.2% de Nitrógeno y 76.2% de Oxígeno. Respuesta: HNO3

2) Determine la formula molecular de un compuesto que tiene 40% de C, 6.72% de H y 53.3% de O, si el peso molar es de 180g. Respuesta C6H12O6.

En una reacción química no siempre se colocan las cantidades de reactivos en una relación estequiométrica (cantidad de gramos ó moles necesarios de un reactivo para reaccionar con otro y producir la cantidad de productos de acuerdo a la ley de conservación de la materia), algunas veces se coloca mas de un reactivo que de otro, en este caso decimos que hay un reactivo limitante uy un reactivo en exceso. Reactivo limitante: Es el que determina la cantidad de productos y

se consume totalmente. Reactivo en exceso: no se consume totalmente y queda algo al

final de la reacción.

Ya que el reactivo limitante se consume completamente, es el que determina cuanto se obtiene de productos y por este motivo las relaciones estequiométricas se hacen en función de él.

La mayoría de las reacciones químicas no generan la cantidad de productos esperados, debido a que hay otras reacciones colaterales que generan otros productos o porque los reactivos no están completamente puros y contienen otros compuestos. A la cantidad de productos esperados de acuerdo con la relación estequiométrica se le llama rendimiento teórico. A la cantidad de productos obtenidos

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realmente en la reacción se le llama rendimiento práctico o real y su porcentaje se puede determinar de la siguiente forma:

- Ejemplo:a) Para una reacción entre sodio y agua se colocan inicialmente 2

gramos de sodio y 1.5 moles de agua, determine: a)cuantos gramos de hidróxido de sodio (NaOH), y b) cuantas moles de hidrógeno (H2) se obtienen, la reacción es la siguiente:

Na + H2O NaOH + H2

Los paso para este tipo de problemas son los siguientes:1) Se balancea la ecuación, es decir se colocan los coeficientes

estequiométricos adecuados para que los átomos sean los mismos en productos y reactivos.

2) Se establecen las relaciones estequiométricas en moles a partir de los coeficientes.

3) Obtener los pesos molares de los reactivos y productos para establecer las relaciones estequiométricas en gramos con los coeficientes y los pesos molares.

4) Se determina el reactivo limitante.a) Se toma uno de los datos dados con la relación estequiométrica

adecuada y se calcula el otro reactivo que es lo que se necesita para la reacción.

b) Se compara el resultado obtenido (lo que se necesita), con el dato dado(que es lo que tengo). Si en la comparación resulta mayor lo que se necesita que lo que se tiene este será el reactivo limitante, si lo que se necesita en menor que lo que se tiene entonces será reactivo en exceso.

5.- Con base en el reactivo limitante, se toma la relación adecuada a los datos y a la cantidad que se quiere obtener.6.- Se resuelve la relación anterior con factores de conversión ó con reglas de tres.

Solución:1.- Balanceo 2Na + 2H2O 2NaOH + H2

2.- Relación estequiométrica en moles:

2Na + 2H2O 2NaOH + H2

2 moles 2 moles 2 moles 1 mol

3.- Relación estequiométrica en gramos:

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2Na + 2H2O 2NaOH + H2

2 moles 2 moles 2 moles 1 mol2(23)= 2(18g)= 2(40g)= 1(2g)=

46g 36g 80g 2g

4.- Reactivo limitante:46g de Na reaccionan con 2 moles de agua2g de Na reaccionaran con X= 0.087moles de agua (necesito).

Tengo 1.5 moles de agua por lo tanto lo que necesito es menor que lo que tengo y el agua es el reactivo en exceso. En consecuencia el sodio es el reactivo limitante y con el se establecen las relaciones estequiométricas.

5.- Para NaOH : 46g de Na producen 80g de NaOH 6.- 2.0g de Na producen X= 3.48g de NaOH5.- Para H2 46g de Na producen 1mol de H2

6.- 2.0g de Na producen X= 0.043mol.

Si en la reacción anterior se producen únicamente 2.7g de NaOH, determine cual es el porciento de rendimiento real de la reacción.

% de rendimiento

Ejercicio :1) Para la Combustión completa del butano: C4H10 + O2 CO2 + H2ODetermine: a) ¿Cuántas moles de O2 son necesarias para quemar 10 moles de butano? b) ¿Cuándo se queman 10 gramos de butano, ¿Cuantos gramos de O2 son necesarios?Respuestas. a) 65moles de O2; b) 17.68g de O2.

2) La fermentación de la glucosa (C6H12O6) produce alcohol etílico (C2H5OH) y CO2, a)¿Cuántas moles de CO2 se producen cuando 0.350 moles de glucosa reaccionan de esta manera?. b)¿Cuántos gramos de glucosa se necesitan para formar 10 moles de alcohol etílico?, c)¿Cuantos gramos de CO2 se forman al producir 10g de alcohol etílico?, c)¿Si se ponen 20 gramos de glucosa y se obtienen 0.5 gramos de alcohol etílico, determinar el rendimiento de la reacción.C6H12O6(ac) C2H5OH(ac) + CO2(ac)Respuestas: a)0.700 moles de CO2; b) 900g de glucosa; c) 9.56g de CO2; d) 4.89%.

3) La Lacasa fúngica, una proteína azul que se encuentra en el hongo que pudre la madera tiene aproximadamente 0.39% de Cu en masa. Si una molécula de Lacasa contiene 4 átomos de Cobre, ¿Cuál es el peso molecular aproximado?. Respuesta PM= 65174g

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5) La urea se usa como fertilizante, como alimento para animales y en polímeros, y se prepara haciendo reaccionar amoniaco con CO2. En un proceso se hacen reaccionar 637.2 gramos de amoniaco con 1142gramos de CO2.

NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2Oa) ¿Cuál es el reactivo limitante?b) ¿Qué cantidad de urea se forma si la reacción procede al 100%

de rendimiento?c) ¿Qué cantidad de reactivo excedente queda?d) Si se obtienen únicamente 500g de urea, ¿Cuál será el porcentaje de rendimiento de la reacción?

Respuestas: a) NH3; b) 1124g; c) 317.4g; d) 44.5%

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Estados de la Materia

Objetivos Específicos: Analizar los estados de la materia. Describir los tres estados de la materia en cuanto a las distancias

intermoleculares, atracción y características Conocer las leyes que se relacionan con el volumen, presión,

temperatura y densidad de los gases y la teoría cinética. Aplicar en problemas numéricos las leyes de los gases Clasificar a los sólidos en amorfos y cristalinos. Describir el método de difracción de rayos X para determinar

estructuras de cristales. Explicar los conceptos de celda unitaria y red cristalina. Diferenciar los sistemas cristalográficos más comunes. Relacionar las propiedades de los sólidos con el tipo de partículas y

sus enlaces. Describir algunas de las propiedades de los líquidos ( presión de

vapor, tensión superficial, viscosidad, etc. ).

Con los enlaces químicos y las fuerzas intermoleculares se pueden explicar en gran parte las propiedades de los sólidos, líquidos y gases. En esta unidad se caracterizan los tres estados más comunes de la materia y posteriormente se estudian las propiedades de cada uno de ellos para poder diferenciar a un gas de otro gas, un sólido de otro sólido y un líquido de otro líquido. Las propiedades que permiten distinguir los tres estados son: la forma que tienen cada uno de estos estados, las distancias intermoleculares, que se refiere a la distancia entre las moléculas que forman a los compuestos, las fuerzas que existen entre las moléculas, los tipos y magnitud de movimientos que presentan las moléculas tanto en su lugar como para trasladarse de un lugar a otro (fluidez), la densidad de los compuestos, la compresibilidad que es la disminución de las distancias intermoleculares y la difusión que es la facilidad para que una sustancia penetre en otra.

Estas son las características de los tres estados de la materia:

Sólido Líquido GasForma Definida Del recipiente No tieneDistancias Intermoleculares

Muy pequeñas Pequeñas Grandes

Fuerzas Muy Grandes Grandes No Hay

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IntermolecularesMovimientos Vibratorios Vibración/

TraslaciónAleatorios

Densidad Muy Grande Grande/Mediana Muy BajaFluidez Nula Grande Muy GrandeCompresibilidad Nula Casi Nula GrandeDifusión Nula Media/Grande Muy Grande

densidadMasa

Volumen

La masa es en gramos y el volumen para los gases es en litros, para sólidos y líquidos es en mililitros

Ejemplo par el agua, la densidad es de 1g/ml = 1 kg/L.

Para determinar la diferencia entre dos gases, o entre dos sólidos o dos líquidos, es necesario conocer las propiedades que caracterizan a cada uno de ellos.

Gases y sus propiedades:

Los gases se pueden describir en función de las siguientes características: Se pueden comprimir y por lo tanto su densidad aumenta al

aumentar la presión Se difunden entre si y forman mezclas. Ocupan todo el volumen del recipiente que lo contiene. Ejercen presión sobre las paredes del recipiente que lo contiene Se necesita presión para almacenarlos Sus propiedades se definen en función de:

Presión Volumen Temperatura número de moles ( numero de partículas ).

La presión en la fuerza que se ejerce por unidad de área y su unidad en sistema internacional es el Pascal.

Presión P=Fuerza/Area=N/m2=Pascal

Otras unidades de presión, con sus equivalencias son:

1atm= 76cmHg=760mmHg=760 torr =1 bar = 1.013x105Pa = 101.3kPa = 14.7lb/in2

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El volumen generalmente se mide en litros.

1L = 1000ml 1cm3 = 1ml

La temperatura se mide en Kelvin, para pasar de °C a Kelvin se le suman 273 a los °C, para quedar:

K = ºC + 273

Las leyes que describen el comportamiento de los gases, relacionan el volumen del gas con las otras variables y reciben el nombre de quien las postulo por primera vez:

Ley de Boyle.- El volumen que ocupa una masa definida de gas es directamente proporcional al inverso de la presión a temperatura constante. Relación de V con P a T y n = constantes:

VP-1 V=kP-1 V1P1=V2P2

Ley de Charles.- El volumen que ocupa una masa dada de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Relación de V con T a P y n = constantes:

VT V= kT

Punto de coincidencia en las escalas termométricas °C-K:

0°C = +273KConversiones: °C=K-273

K=°C+273

Ecuación Combinada del Estado Gaseoso, resulta de combinar las dos ecuaciones anteriores, en la que el número de moles permanece constante.V P V P

V

T

V

T

V P

T

V P

T

1 1 2 2

1

1

2

2

1 1

1

2 2

2

Ley de Avogadro.- Volúmenes iguales de gases (iguales o diferentes), contienen el mismo número de moléculas, a la misma temperatura y presión. Relación de Volumen y Número de moles a P y T = Constantes

Vn V=kn

Avogadro introdujo distintos gases a TPE en un recipiente para hacer los experimentos y encontró que una mol de cualquier gas en esas condiciones ocupa siempre un volumen de 22.4L

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TPE significa Temperatura y Presión Estándar (T=0°C y P=1atm.).

Ley del Gas Ideal.- Resulta de combinar las tres relaciones encontradas y combinándolas en una sola mediante una constante que se conoce como R constante general del estado gaseoso y su valor depende de las unidades:

R=0.082 atm/mol K = 8.314 Joule / mol KV

PV T

V n

VnT

PV

RnT

P

1

Otras relaciones importantes en los gases son la ley de Dalton o de las presiones parciales y la de peso molecular y densidad con la ecuación de gas ideal.

Dalton estudió mezclas de gases y encontró que la presión que ejerce una mezcla de gases ideales es las suma de las presiones parciales de los gases que la componen. De esta ley se puede encontrar la presión que ejerce cada gas si se conoce la presión total y el número de moles de cada gas, para lo cual se define la fracción molar como la relación del número de moles de un gas entre el número de moles totales.

P P P P Pn RT

V

n RT

V

n RT

V

n RT

V

P nRT

Vn n n n n

P nRT

V

P nRT

V

P nRT

V

P nRT

V

P nRT

V

P

P

n

n

n

nX

P X P

T nn

T T T n

T TT T T

T

1 2 31 2 3

1 2 3

1 1

2 2

3 3

1 11 1 1

1

1 1

... ...

... donde

donde o fraccion molar

PRESION PARCIAL

Relación entre Peso Molecular, Densidad y la Ecuación del Gas Ideal. Esta se obtiene considerando que se conocen el gas y que por lo tanto se sabe su peso molar y que se conocen los gramos de gas.1 mol - PM en gramosx =n moles - gramos de gas.

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n PV nRT

PPM

RT

gramos

Peso Molar

gramos

volumen

Ejemplos:1.- Una muestra de gas ocupa 500mL a PTE. ¿a qué presión ocupará 250mL, si la temperatura se incrementa a 819°C?. con la ecuación combinada del estado gaseoso se despeja la presión.

PP V T

T V1

2 2 1

2 1

( )( )( )

( )( . )( )

( )( . )

1 0 500 1092

273 0 250

atm L K

K L= 8atm

2.- Si 4.00 gramos de un gas ocupan 1.12L en condiciones PTE. ¿ Cuál

es la masa de 6.00 moles de gas?. 4 00

112

.

.

g

L =3.57g/L

PMP

RT

357

10 082 273

. /( . / )( )

g L

atmLatm molK K = 79.95g/mol

g=(n)(PM)=(6.00 moles)(79.95g/mol)= 479.7g

Ejercicios:

1.-Se tienen dos recipientes conectados. En uno de ellos se encuentran 480cm3 de O2 a una presión de 520mmHg, en el otro recipiente hay 793ml de Ar con una presión de 0.37atm. Ambos están a una temperatura de 25°C. Cuando se abre la llave se mezclan ambos gases manteniendo la temperatura constante ¿Cuál será la presión de O2 y Ar en la mezcla resultante? Respuesta: Po2=0.256 atm ; Par= 0.230atm

2.-El cianógeno es un gas muy venenoso y esta formado por 46.2% de C y 53.8% de N. Encuentre la fórmula molecular del Cianógeno si una muestra de 1.05 gramos del gas ocupa un volumen de 0.5litros a 25°C y una presión de 750mmHg. Respuesta: C2N2

3.-El hidruro de Calcio (CaH2) reacciona con el agua para formar Hidrógeno gaseoso: CaH2(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac) + H2

Algunas veces se utiliza esta reacción para inflar balsas salvavidas, globos climatológicos y dispositivos semejantes en donde se desea un medio sencillo y compacto para generar H2. ¿Cuántos gramos de CaH2

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son necesarios para generar 10.0lt de H2 gaseoso, si la presión parcial de H2 es 740mmHg a 23°C?. Respuesta 3.61g.

Para explicar las observaciones experimentales, que se resumieron en las ecuaciones de los gases, surgió la teoría cinética molecular, cuyos postulados fundamentales son :

Teoría Cinética molecular:

1.- Gases formados por partículas discretas. ( No hay interacción )2.- Movimiento aleatorio continuo siempre en líneas rectas, con velocidades variables y con choques perfectamente elásticos.3.- La energía cinética de las partículas es directamente proporcional a la temperatura.

La utilidad de la teoría cinética molecular es que explica de manera satisfactoria la mayor parte del comportamiento observado en los gases.

Para los líquidos y sólidos, solo se verán las características a nivel cualitativo que hacen diferente a un líquido de otro y a un sólido de otro a diferencia de los gases en los que además, con ecuaciones se cubrió la parte cuantitativa.

Líquidos:

Las características que hacen diferente a un líquido de otro dependen de las fuerzas de atracción entre las partículas que los forman, con lo que estas propiedades son muy variables de un líquido a otro:

Viscosidad: Resistencia de los líquidos a fluir, depende de las fuerzas intermoleculares, del tamaño y la forma de las partículas que los constituyen, a mayor fuerza intermolecular, mayor tamaño y formas mas irregulares, mayor viscosidad, esta se mide en centipoise, en SI es N s/m2.

Tensión superficial: Fuerza necesaria para aumentar la superficie de un líquido. Se relaciona con las fuerzas intermoleculares, a mayor fuerza intermolecular mayor tensión superficial.

Capilaridad: Comparación de fuerzas de adhesión con fuerzas de cohesión, las fuerzas de cohesión son las que mantienen unidos a las moléculas del líquido, las fuerzas de adhesión se dan entre un líquido y otra superficie.

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Evaporación: Paso de algunas moléculas del estado líquido al estado gaseoso. Mientras mayores sean las fuerzas intermoleculares menor será la evaporación y viceversa. Los líquidos volátiles son aquellos que se evaporan fácilmente. El proceso inverso a la evaporación es la condensación. En un recipiente cerrado se establece un equilibrio entre la evaporación y la condensación en el que la velocidad de evaporación es igual a la velocidad de condensación.

Presión de Vapor: Fuerza o presión que ejercen las moléculas en fase vapor en un recipiente cerrado. Mientras más volátil sea un líquido habrá mayor presión de vapor y viceversa.

Punto de Ebullición: Temperatura en la que la presión de vapor de un líquido iguala a la presión externa. El punto de ebullición del agua a 657.6mmHg es de 96°C

Punto de ebullición Normal: Temperatura en la que la presión de vapor de un líquido iguala a la presión externa, siendo esta presión de una atmósfera. A nivel del mar se tiene una presión de una atmósfera, a esta presión el punto de ebullición del agua es de 100°C

El punto de ebullición es una constante muy importante para caracterizar a los líquidos , así como para separar una mezcla de líquidos.

Sólidos

Una propiedad muy importante que permite distinguir a un sólido de otro, así como clasificar a los diferentes sólidos es el punto de fusión, que se define como:

Punto de Fusión- Temperatura en la que coexisten el sólido y el líquido

Líquido <========> sólido

Punto de fusión normal- cuando se mide a una atmósfera de presión

Calor de fusión- cantidad de calor necesaria para fundir un gramo de sólido en su punto de fusión, sus unidades son J/g.

Calor Molar de fusión- cantidad de calor necesaria para fundir una mol de sólido en su punto de fusión, sus unidades son KJ/mol.

El punto de fusión indica si un sólido puro presenta un orden regular en las partículas que lo forman ó no, cuando un sólido presenta un rango

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amplio de temperaturas de fusión, indica que no presenta un orden regular en sus partículas y se le clasifica como sólido amorfo, si el sólido presenta una sola temperatura de fusión indica que presenta un orden regular en sus partículas y se le conoce como sólido cristalino.

Los sólidos cristalinos se clasifican a su vez, por el tipo de enlace que presentan en: sólidos íónicos,(enlaces iónicos), covalentes (enlaces covalentes), sólidos metálicos(enlaces metálicos). Los puntos de fusión en los sólidos covalentes se pueden dividir en dos grupos, aquellos que presentan puntos de fusión bajos(menores de 400°C) que se les conoce como sólidos moleculares, y los que presentan puntos de fusión altos (mayores de 1200°C) que son los sólidos covalentes. Lo que hace que los puntos de fusión en los sólidos moleculares sea tan bajo, es porque aún cuando sus moléculas están formadas por enlaces covalentes, la formación del sólido en por fuerzas intermoleculares, que son las que se tienen que romper para fundirlo, estas son muy débiles y por lo tanto se requieren bajas temperaturas para llevar a cabo este proceso, mientras que los sólidos covalentes están formados por enlaces covalentes, para los que es necesario grandes temperaturas para romperlos.

Clasificación general de los sólidos:Solidos

Cristalinos

(Orden regular) Grafito,Diamante,Sal,

Azucar y Metales.

Ionicos, Covalentes y

Metalicos

1 Temperatura de fusion

Amorfos

(Orden irregular) Vidrio, Hule,

Plasticos

Amplio rango de fusion

Clasificación y propiedades de los sólidos cristalinos.

Los puntos de fusión para los compuestos iónicos son mayores a 400°C.

Los compuestos covalentes moleculares tienen puntos de fusión entre -272°C y 400°C.

Los covalentes tienen puntos de fusión mayores a 1200°C y para los metálicos el punto de fusión es desde -39 hasta 3400ºC.

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Tipo de Sólido

Partículas Fuerzas Propiedades Ejemplos

Molecular

Átomos o moléculas

Dispersión o de London, dipolo - dipolo, Puente de H

Muy blandos, puntos de fusión bajos a modera-damente altos, conductividad. Térmica y eléctrica pobre.

Argónmetanoazúcar, hielohielo seco, etc.

Covalente (red)

Átomos conectados en red de enlaces covalentes

Enlaces covalentes

Muy duros, puntos de fusión muy altos. Conducción térmica y eléctrica pobre

DiamanteCuarzo

Iónico

Iones positivos o negativos

Atracción electrostática

Duros y quebradizos, puntos de fusión altos, cond. Térmica y eléctrica pobre

Cloruro de sodioNaCl, Oxido de potasioK2O, etc.

Metálico

Átomos Enlaces metálicos

De blandos a muy duros, puntos de fusión de bajos a altos, cond. Térmica y eléctrica excelente, maleables y dúctiles

Elementos metálicos:CobreAluminioWolframioHierro, etc.

Para determinar como se encuentran distribuidos los átomos, iónes ó moléculas en un cristal, se utiliza la difracción de rayos X, que son ondas electromagnéticas con una longitud de onda similar a la separación intermolecular de átomos en un cristal. Los rayos x se dirigen, mediante un sistema de rejillas, hacia el cristal el cual se hace

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girar para variar el ángulo de incidencia, los rayos x reflejados, chocan contra una placa fotográfica, en la que se observa al revelarla, manchas ordenadas en forma simétrica debido a la difracción de los rayos X , a esto se le conoce como patrón de difracción de rayos x. Los distintos tipos de cristal producen diferentes patrones de difracción.

Difracción de rayos X:

Puntos reticulares: posición de los átomos , moléculas o iones en el cristal, la unión de los puntos reticulares genera la red cristalina, esta se puede describir a partir de una estructura muy sencilla, que se le llama celda unitaria, la cual por repetición genera la red cristalina, el ordenamiento de los átomos en la celdas unitarias genera las redes de Bravais.

Se conocen 7 tipos de celdas unitarias con las que se pueden describir los cristales y 14 formas en las que los átomos se pueden acomodar en esta celdas unitarias y que son las 14 redes de Bravais.

Celdas unitarias: Arreglo mínimo que describe a una red cristalina (Siete formas).

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14 formas de arreglo de los átomos en las celdas unitarias: Redes de Bravais

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El punto de ebullición de un líquido, el punto de fusión de un sólido, caracterizan a estos estados de la materia, pero como se vio, dependiendo de la presión, un líquido ó un sólido pueden presentar varios punto de ebullición ó de fusión.

Para determinar cuales serán los valores de temperaturas de fusión a diferentes presiones, además de conocer el estado físico en el que se encuentra un compuesto a cierta temperatura y presión se diseño el Diagrama de fases, que son regiones de coexistencia entre las fases sólido, líquido y vapor en una gráfica de temperatura contra presión para una sustancia.De este diagrama surgen los conceptos de punto triple, temperatura crítica y presión crítica.

El Punto triple es un punto de temperatura y presión en el cual coexisten las tres fases (sólido, liquido y gas) de una sustancia .Temperatura crítica, es aquella por encima de la cual el gas no puede pasar a la fase líquida, es decir el líquido y el gas no existen como fases distintas.

Presión Crítica es la que se requiere para licuificar un gas en su temperatura crítica, la combinación de temperatura y presión crítica se conoce como punto crítico. Para el agua el punto crítico es de 374°C y 218 atm, para el CO2 31°C y 73 atm. Una aplicación muy importante de los diagramas de fase es el proceso de deshidratación de los alimentos, conocido como liofilización, en el cual se congelan los alimentos y se les disminuye la presión, haciendo que el agua pase de sólido a vapor.

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Soluciones y Propiedades Coligativas.

Objetivos Específicos: Calcular Concentraciones en diferentes tipos de soluciones y los

cambios en sus propiedades coligativas. Explicar el concepto de solución Clasificar las soluciones según el estado físico de sus componentes. Calcular concentraciones de soluciones: porcentaje en peso, partes

por millar, molar, molal, normal y fracción molar. Aplicar en problemas numéricos la ley de Raoult en soluciones. Efectuar cálculos de ebulloscopía y crioscopía en soluciones. Efectuar cálculos de cambios de presión osmótica en soluciones

En la unidad 3 se estudiaron las reacciones químicas que surgen cuando en una interacción hay rompimiento y formación de enlaces, pero esto no siempre ocurre. Dos o más moléculas pueden interactuar manteniendo sus componentes, a lo que se le conoce como mezcla. De los diferentes tipos de mezclas, las que se estudiaran en esta unidad serán las homogéneas formadas por dos componentes a las que se le llamará soluciones. Cuando a un líquido se le agrega otro compuesto, las propiedades del líquido cambian. A las propiedades del líquido que cambian y que dependen del número de partículas que se le adicionen, se le llaman propiedades coligativas, que también se estudiarán en esta unidad.

Solución: Es una mezcla homogénea de dos o más componentes. Para las soluciones de dos componentes: Disolvente: es el componente que se encuentra en mayor

cantidad. Soluto: es el componente que se encuentra en menor cantidad.

Cuando se encuentran en mismas cantidades: Si la solución esta formada por un sólido y un líquido el disolvente es

el liquido. Si la solución esta formada por dos líquidos, de acuerdo a la forma

de nombrar la solución se sabe quién es el disolvente: Solución de H2O en alcohol, indica que el agua es el soluto y el

alcohol el disolvente. Solución de Alcohol en H2O, indica el alcohol es el soluto y el

agua el disolvente.

Primero se nombra al soluto y después al disolvente

Requisitos para formar una solución:

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Para que se forme una solución la interacción entre el soluto y el disolvente debe ser mayor que la interacción entre soluto- soluto y también mayor que la disolvente- disolvente.

NaCl- Enlaces Iónicos (Interacciones soluto- soluto).H2O- Enlaces Covalentes (Interacciones disolvente- disolvente).

Na+...H2OEnlaces Ion - Dipolo. Interacción: soluto- disolvente.

Cl-...H2O

La interacción soluto disolvente > soluto- soluto y disolvente– disolvente

Lo anterior se puede resumir en que “lo similar disuelve a lo similar”, es decir polaridades similares, por ejemplo polar con polar, iónico con polar ó no polar con no polar.

La clasificación de las soluciones se hace con base en el estado físico de los componentes. El soluto puede ser sólido, líquido ó gas, lo mismo que el disolvente, y el estado físico del disolvente define el estado físico de la solución.

Soluto Disolvente Solución Interacción Ejemplo

SólidoSólido

Líquido

Sólida

Líquida

Metal- Metal

Dipolo- DipoloF. de LondonIón Dipolo

Aleaciones, Au- Cu

Azúcar- H2OI2- CCl4NaCl- H2O

Líquido

Sólido

Líquido

Sólida

Líquida

Metal- Metal

Dipolo- DipoloF. de London

Amalgama, Hg- Zn

Alcohol- H2OHexano- CCl4

Gas

SólidoLíquidoGas

SólidaLíquidaGas

Metal- dipolo inducidoDipolo- dipolo inducido

Hielo- O2

O2- H2ON2- O2

Cuando dos líquidos forman una solución se dice que son miscibles. Ejemplo agua y alcohol, un ejemplo, de dos líquidos no miscibles, es el del agua y el aceite.

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A la relación de soluto y disolvente se le conoce como concentración, esta puede ser en gramos, moles o equivalentes de soluto con respecto a litros de solución, kilogramos de disolvente o gramos de solución, las diferentes relaciones del soluto con el disolvente se le conoce como formas de expresar concentración que son: Porciento en peso: se define como la relación de gramos de soluto

entre gramos de solución por 100.

Gramos solución Total 100% Gramos de solución Total 100%

Gramos de disolvente X% Gramos de Soluto X%

Si se transforma esta regla de tres en una ecuación queda de la siguiente forma:

% en peso de soluto =

Fracción Molar: relación de moles de soluto a moles de solución. Se representa por X.

Molaridad: relación entre moles de soluto y litros de solución. Se representa por M.

Molalidad: relación de moles de soluto con kilogramos de disolvente. Esta forma de concentración es muy útil cuando se necesita que la concentración no cambie con la temperatura. Se representa por m.

Normalidad: relación de número de equivalentes de soluto en litros de solución. Se representa por N.

Equivalente: Masa de soluto que proporciona 1 mol de iones H+

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Masa de soluto que gana o pierda un mol de e-

Partes por millón: se define como los gramos de soluto entre los gramos de solución, por 106, esta forma se utiliza mucho en soluciones diluidas, que son las que contienen muy poco soluto en una gran cantidad de disolvente. Se representa como ppm.

(Las que se manejarán en este curso son las 4 primeras)

Soluciones Diluidas en ppm:

Algunas ocasiones se considera que una solución es concentrada cuando su concentración es mayor de 0.2M (Molar), para soluciones diluidas la molalidad es aproximadamente igual a la Molaridad. M ~ m

La forma de expresar la concentración proporciona, información acerca de la relación del soluto con el disolvente. Por ejemplo una solución 3M de cloruro de sodio en agua indica que hay 3 moles de cloruro de sodio en un litro de solución, una solución al 37% de hidróxido de sodio en agua indica que en 100g de solución hay 37g de hidróxido de sodio y 63g de agua, una solución 2.3m de azúcar en agua indica que hay 2.3 moles de azúcar en un kilogramo de agua.

- Ejemplos:1.-Calcular la fracción molar del alcohol metílico CH3OH en las siguientes soluciones.

a) 6g CH3OH en 480g H2OSe determinan los pesos molares de metanol y agua y se calcula

el número de moles de cada compuesto, dividiendo los gramos entre el peso molar y los resultados se sustituyen en la ecuación de fracción molar.

b) 4.13g de CH3OH en 48.6g de CCl4

El mismo procedimiento del problema anterior.

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(La fracción molar es adimensional)

2.- Calcular la Molaridad de una solución que contiene 2.78g de Ca(NO3)2

. 4H2O en 450 ml de solución.

Se determina el peso molar del compuesto, y se determinan las moles, el resultado se divide entre el volumen en litros y esta es la Molaridad.

3.- Calcular la molalidad de una solución que contiene 13.0g de benceno C6H6 en 17.0g de CCl4.

Se determina el peso molar del compuesto, y se determinan las moles, el resultado se divide entre la masa en kilogramos y esta es la molalidad.

4.- Calcule el porciento en peso de soluto, de una solución que contiene 3.25g de Ba(NO3)2 en 85.0g de agua.

Se divide los gramos de soluto entre los gramos de solución, los gramos de solución son los gramos de soluto más los gramos de disolvente.

5.- Calcule la molalidad de una solución acuosa de H3PO4 al 35.4%Para calcular la molalidad se necesitan los moles de H3PO4 y los kilogramos de disolvente, de la concentración de 35.4%, se sabe que en 100g de solución hay 35.4g de H3PO4 y 64.6g de agua, los gramos de H3PO4 se convierten a moles y los gramos de agua a kilogramos y se sustituye en la ecuación de molalidad.

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35.4g H3PO4

Se toman 100g solución64.6g H2O

6.-Una solución acuosa 2.45 M de metanol(CH3OH) tiene una densidad de 0.976g/ml, calcule la molalidad de la solución. (para calcular la molalidad, se necesita conocer las moles de metanol y los kilogramos de agua. De la concentración 2.45M se sabe que hay 2.45 moles de metanol en 1.0L de solución. Para conocer los gramos de agua: se convierten las moles de metanol a gramos, con la densidad de la solución se determinan los gramos de la solución y se resta a los gramos de la solución los gramos de metanol. Se sustituye en la ecuación de molalidad las moles de metanol entre los kilogramos de agua)

2.45 mol de metanol Pasar a gramos

2.45M

1 litro de solución Pasar a gramos con densidad

La suma de gramos de soluto y disolvente son los gramos de solución y se despeja los gramos de disolvente.

Ejercicios:1.- Calcule la Molaridad de una solución de glucosa (C6H12O6) 0.396m si la densidad de la solución es de 1.16g/ml. Respuesta: 0.429M

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2.- Calcule la fracción mol y el porciento en masa de NH3 ,en una solución acuosa 4.3m.Respuestas: X= 7.2x10-2 y % de NH3 = 6.8%.

3.- a) ¿Cuál es el porcentaje en peso de benceno, C6H6, en una solución que contiene 8.75g de benceno y 25.0g de tetracloruro de carbono, CCl4. Respuesta: 25.9%

4- Calcular la fracción molar del etilenglicol, C2H6O2 en las soluciones siguientes:a) 120g de C2H6O2 disueltos en 120g de aguab) 120g de C2H6O2 disueltos en 1.20Kg de acetona, C3H6O. Respuestas: a) 0.224, b) 0.0853

5- Calcular la molaridad de cada una de las soluciones siguientes:a) 3.50g de NaOH en 0.650L de soluciónb) 2.50g de Co(NO3)2 .6H2O en 750mL de soluciónc) 20.0mL de H2SO4 6.0M diluido a 0.500L.Respuestas: a) 0.135M; b) 0.0115M; c) 0.240M

6- Calcular la molalidad de cada una de las soluciones siguientes: a) 2.1g de azufre, S8, disueltos en 95.0g de naftaleno, C10H8; b)1.5 moles de NaCl disuelto en 15.0 mol de agua.Respuestas: a) 0.086m; b) 5.55m

7- Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571.6g de H2SO4 por litro de solución tiene una densidad de 1.329g/cm3. Calcular: a) El porcentaje en pesob) La fracción molarc) La molalidadd) La molaridad del H2SO4 en esta solución.Respuestas: a) 43.0%; b) 0.122; c) 7.70m; d) 5.83M

8- El ácido nítrico comercial tiene 69% de HNO3 en peso y tiene una densidad de 1.42 g/ml. ¿Cuál es la molaridad de esta solución?. Respuesta 15.0M

9.- El amoniaco acuoso concentrado comercial tiene 29% de NH3 en peso y tiene una densidad de 0.90 g/ml. ¿Cuál es la molaridad de esta solución?. Respuesta 15.0M

10- Calcular la cantidad de moles de soluto de cada una de las siguientes soluciones:

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a) 60.0g de una solución acuosa que tiene 1.25% de KI por peso b) 250g de una solución acuosa que tiene 0.460% en peso de NaCl c) 600mL de H2SO4 1.25M.Respuestas: a) 0.00452moles; b) 0.0197moles; c) 0.750 moles

Diluciones

La dilución es un proceso en el cual a una solución se le agrega mas disolvente, manteniendo la misma cantidad de soluto, por lo que en la solución final, la cantidad relativa de soluto con disolvente será menor y se tendrá una solución de menor concentración, esto es una solución diluida.

- Ejemplo: Si se tienen 325ml de una solución 0.45M de NaCl en agua, y se le agregan 175mL agua, se tendrían 500mL de solución con una menor concentración.

Por lo tanto: Pasamos de una solución de mayor concentración a otra de menor concentración debido a que agregamos disolvente. Para calcular la nueva concentración se considera que el número de moles de soluto(n), no cambió durante el proceso y por lo tanto se puede despejar de la ecuación de Molaridad e igualar, para obtener la ecuación con la que se puede calcular la nueva Molaridad.

En este caso M1= 0.45M; V1= 325mL; V2= 325mL + 175mL= 500mL y despejando M2 se tiene:

Ejercicios: 1.- Describa como se pueden preparar 380ml de una solución 0.4M de azúcar en H2O a partir de 35 litros de una solución 0.59M de azúcar en agua.. Respuesta: de los 35 litros de la solución 0.59M se toman únicamente 258ml y se completan con agua hasta 380ml, es decir se agregan 122ml de agua.

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2.- Calcule el volumen de solución 0.0500M de Ba(OH)2 que contiene el mismo número de moles de Ba(OH)2 que 120 ml de una solución 0.0800M de Ba(OH)2.Respuesta 192ml.

Propiedades Coligativas de las Soluciones

Cuando un disolvente forma parte de una solución, algunas de sus propiedades físicas se modifican, por ejemplo cuando se agrega azúcar o sal al agua al agua, el punto de ebullición aumenta, es decir hierve a una mayor temperatura, el punto de congelación disminuye, se congela a menor temperatura, la presión de vapor baja, que tan grandes son estos cambios, depende de la cantidad de azúcar y sal que se añada al la cantidad de agua. Por lo que se puede definir a estas propiedades como:

Propiedades físicas del disolvente que se modifican cuando se agrega cierta cantidad de soluto (para esta parte solo se consideran solutos no volátiles y no ionizables). Estos cambios dependen de la cantidad de partículas y no del tipo. Estos cambios se pueden analizar a nivel cualitativo y a nivel cuantitativo.

Para determinar si solo aumenta o disminuye, lo hacemos cualitativamente

1 La presión de vapor Disminuye

Menos moléculas de disolvente pasan a la fase de vapor por la interacción con las moléculas de soluto.

2 Punto de ebullición AumentaSe necesita una mayor temperatura para alcanzar la temperatura de ebullición.

3 Punto de congelación

DisminuyeLa solución congela a una temperatura menor

4 Presión osmótica ApareceEsta presión aparece cuando se forma una solución

Para determinar que tan grandes son los cambios, se deducen las ecuaciones con la que se pueden calcular, esto es cuantitativamente.

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Disminución de la Presión de vapor

Ley de Raoult

- Ejemplo:La presión de vapor de H2O pura a 120ºC es de 1480mmHg. Si se sigue la ley de Raoult. ¿Qué cantidad en gramos de etilenglicol (C2H6O2), se deben agregar a 800g de H2O para reducir la presión de vapor a 760mmHg (procedimiento: para encontrar los gramos de etilenglicol, se hace a partir de la ecuación más sencilla que es la de n= g/PM, de la que se necesitan los moles, los cuales se pueden encontrar con la fracción molar, la que a su vez se obtiene de la ecuación de la ley de Raoul, en la que P se calcula con la diferencia de la presión de vapor del agua menos la de la solución).

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1) P = P°H2O - Psol

P = 1480mmHg -760mmHgP = 720 mmHg.

2.- 720mmHg= Xeq(1480mmHg ) 720 mmHg Xeq= --------------------- = 0.486

1480mmHg neg

3.- Xeq = ------------------ ==> Xeg( neq + nH2O ) = neg ===> Xeg neq + Xeg

nH2O = neg ==> neq + nH2O

Xeg nH2O

==> neg - Xeg neq = Xeg nH2O ====> neg (1 - Xeg ) = Xeg nH2O ===> neg

= ----------- (1 - Xeg )

neg= (44.4 )( 0.486) / 1- 0.486 = 21.6/0.514 = 42 moles de etilen glicol ===> .

g = nPM = (42mol)( 62g/mol ) = 2605.4g.

Ejercicios:

1.-¿Qué cantidad de C2H6O2 se debe de añadir a un kilogramo de Etanol para reducir su presión de vapor en 9.5mm de Hg a 35°C. La presión de vapor del etanol a esta temperatura es de 100mmHg. Respuesta 141g de C2H6O2

2.- ¿Que cantidad de KBr se debe de añadir a 120g de H2O para reducir la presión de vapor a 1.50mmHg a 25°C?. Respuesta 26.75g de KBr.

3.- ¿Qué cantidad de urea H2NCONH2 se debe de agregar a 450g de agua a 25°C para dar una disolución cuya presión de vapor sea inferior en 2.5mmHg. Respuesta 176.0g de urea

Aumento del punto de ebullición:

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Disminución en el punto de congelación:

- EjemploCalcule el punto de congelación de una solución que contiene 600g de CHCl3 y 42 g de eucaliptol C10H18O una sustancia fragante que se encuentra en las hojas del eucalipto. Para cloroformo (CHCl3) kc=4.68°C/m y la Tc =-63.5°C. (procedimiento se necesita el T, que se calcula con la ecuación correspondiente de las propiedades coligativas, para la cual se necesita la molalidad, la que se calcula con los datos dados).

Tc = Tdisolvente - Tsolucion

de tablas n=g/PM

TC= kcCHCl3m mn

Kgsoluto

disolv

PM de eucaliptol = 10(12) + 18(1) + 1(16) = 154g/mol.

n de eucaliptol = (42g)/(154g/mol)= 0.273 mol

m= 0.273mol / 0.600Kg = 0.454m. Tc = ( 4.68 °C/m)( 0.454m) = 2.13°C

Tc = Tsolvente - Tsolucion Tsolucion= Tsolv - Tc

Tcsolucion = -63.5 - 2.13= -65.6C

Ejercicios:

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1.- Calcule la presión de vapor a 25°C, el punto de congelación y el punto de ebullición de una solución acuosa de sacarosa 1.25m. Consulte las constantes en su libro de texto.Respuestas: Teb=100.65°C, Tc=-2.32°C, P=23.3mmHg=3.1x10-2atm.

2.- El alcanfor C10H16O funde a 179.8°C, su constante de abatimiento de congelación es de 40°C/m. Sí cuando se disuelven 0.186g de una sustancia orgánica desconocida en 22.01g de alcanfor líquido, el punto de congelación de la solución es de 176.7°C, ¿Cuál es el peso molar aproximado de la sustancia orgánica? Respuesta PM=108.8 g/mol

Presión Osmótica

La ósmosis es un proceso en el cual las moléculas de disolvente pasan de una solución de menor concentración a otra de mayor concentración a través de una membrana que solo permite el paso de moléculas de disolvente conocida como membrana semipermeable. La finalidad es la de igualar las concentraciones y ser más estables. Para evitar que ocurra la ósmosis, se necesita aplicar una presión que se conoce como presión osmótica.Si las soluciones que están en contacto, separadas por una membrana semipermeable, tienen la misma presión osmótica, se dice que las soluciones son isotónicas, y no se presenta el fenómeno de ósmosis. Si una solución es de menor presión osmótica se le conoce como hipotónica con respecto a la de mayor concentración que se le conoce como hipertónica..

La presión osmótica sigue una ley similar a la de los gases ideales, ya que el soluto se puede considerar como el responsable de la aparición de la presión y se encuentra en pequeñas cantidades, como lo sería un gas en un volumen muy grande.

nsoluto / L de solucion = M T

T en escala Kelvin

R= 0.082 atm l/molK

Ejercicios:1.- Una solución diluida de un azúcar desconocida se preparó con 16gramos del azúcar desconocido y suficiente agua para formar 0.200L de solución, si la presión osmótica de la solución es de = 2.86atm a 25C, calcule el Peso Molar del azúcar desconocido. Respuesta: 684g/mol

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= MRT


2.- La lisozima es una enzima que rompe las paredes de las células bacterianas. Una solución que contiene 0.150g de esta enzima en 210mL de solución, tiene una presión osmótica de 0.953mmHg a 25ºC, determine el peso molar de esta sustancia. Respuesta: 1.39 x104 g/mol

Propiedades Coligativas de Compuestos Iónicos

Factor de van´t Hoff

Indica el número de partículas de un compuesto Iónico:

i= # de partículas de un compuesto.

P= XP°i Teb = Kebmi Tc = Kcmi = MRTiValores de i ideales:

NaCl i = 2FeCl3 i = 4CaO i = 2Na2SO4 i = 3Al2O3 i = 5Al(OH)3 i = 4

- Ejemplo:Determine la presión osmótica de una solución de CuSO4 0.0020M a 20°C = ? = MRTi

Cu2+

i = 2(SO4)2-

= (0.0020M)(0.082 atm / k mol )(293K)(2) = 0.096atm.

Ejercicio:

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1- El agua de mar contiene 3.4g de sales por cada litro de solución. Considerando que el soluto es únicamente NaCl (más del 90% lo es), determine la presión osmótica del agua de mar a 20°C. Respuesta: 2.8atm

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Termoquímica.

Objetivos Específicos:

Analizar los cambios de energía involucrados en los procesos químicos.

6.1 Definir la primera ley de la termodinámica y su función de estado. 6.2 Aplicar la primera ley de la termodinámica para calcular los

cambios de entalpía en las reacciones químicas y en calorimetría 6.3 Definir la segunda ley de la termodinámica en términos de la

entropía 6.4 Calcular las diferencias de energía libre en reacciones químicas

para predecir la espontaneidad de las mismas.

La termodinámica tiene cuatro leyes fundamentales para el estudio de la energía tanto en proceso físicos como en procesos químicos y toma la ley de la conservación de la energía para enunciar lo que se conoce como la primera ley de la termodinámica, la segunda ley esta relacionada con la dirección natural de los procesos y el orden de los sistemas, la tercera con la referencia para determinar el cero de desorden, y la combinación de estas leyes determinará si un proceso es o no espontaneo.

La Termodinámica estudia los cambios de energía y la relaciòn entre ellas tanto en procesos físicos como en procesos químicos

. La Termoquímica es la parte de la termodinámica que estudia los

cambios de energía en las reacciones o procesos químicos.

Tanto los proceso físicos como los procesos químicos pueden ser exotérmicos (E= -) ó endotérmicos (E=+).

- Ejemplo de proceso físico:

H2O(l) H2O(g) Endotérmico ( + )

H2O(g) H2O(l) Exotérmico ( - )

- Ejemplo de proceso químico:

C4H10(g) + O2(g) H2O(g) + CO2(g) Exotérmico

Q-811 60


H2O(g) H2(g) + O2(g) Endotérmico

La primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea ni se destruye solo se transforma esto es que la energía del universo es constantes .

Euniv. = Constante

De este universo de energía solo estudiaremos una parte.La Ley cero de la termodinámica, recibe ese nombre debido a que fue enunciada después que la primera ley, pero se vió que era más fundamental. Esta ley cero dice que el l calor fluye de un cuerpo de mayor temperatura a uno de menor temperatura hasta alcanzar el equilibrio térmico.Sistema: Parte del universo en estudio.Entorno ó alrededores: Lo que resta , lo demás.

Esist + Ealrededores = Euniv = cte. Esist i + Eentorno i = Euniv.

EsistF + EentornoF = Euniv.

( EsistF - Esist0 ) + ( EunivF - Ealred.0 ) = EunivF - Euniv0 = 0

Esist = -Ealred.

Esta ecuación nos dice que lo que gana ó pierde de calor el sistema, lo pierde ó lo ganan los alrededores y que solo hay un intercambio de calor.

Los sistemas para su estudio se pueden clasificar en tres tipos:

Sistemas abiertos: Hay intercambio de masa y energía con alrededores.

Sistemas cerrados: Solo hay intercambio de energía con los alrededores.

Sistemas Aislados: No hay intercambio ni de masa ni de energía.

Para iniciar con el estudio de la energía en los sistemas químicos, se necesita conocer la definición de energía que es de dos maneras:

Q-811 61


Energía. Es la capacidad de realizar trabajo Es la capacidad de transmitir calor.

A partir de estas definiciones se observa que para determinar el cambio de energía de un sistema se necesita sumar el calor y el trabajo que entran o salen del sistema.

Esist = Einterna sistema

E = q + w

Para determinar si entra o sale calor y si entra o sale trabajo del sistema existe una convención de signos:

q y w son positivos (+) cuando entran al sistema q y w son negativas (-) cuando salen del sistema.

Propiedades termodinámicas del sistema son aquellas que definen a un sistema y lo diferencian de otro.

Por ejemplo: q, w, m, V, T, P, E.

Dentro de las propiedades termodinámicas hay algunas que no les importa el camino por el cuál se hace un cambio al sistema, sino únicamente su estado final e inicial y que por lo tanto se pueden evaluar mediante un incremento ( estas se les conoce como funciones de estado.

- Ejemplos de Funciones de estado:

V=(Vf -Vo)T=(Tf - To)P=(Pf - Po)E=(Ef - Eo)

w y q no son funciones de estado

Las unidades de q y w son:

w Joules N·mw L atm.

Q-811 62


Caloría (q)

Es la cantidad de calor necesaria para aumentar 1°C 1g de agua de 14.5°C a 15.5°C

1cal = 4.184Joules

- Ejemplo:Al comprimir un gas se realiza un trabajo de 462 Joules. Durante el proceso se transfieren al entorno 30.58 calorías, calcular E.

Solución: como se esta comprimiendo el gas, quiere decir que los alrededores hacen el trabajo sobre el sistema para comprimirlo y que sale calor del sistema, por lo que el trabajo es positivo y el calor es negativo. Para poder sumar las dos cantidades se necesita tener las mismas unidades.

E = q + w

En Joules:

E= 462 + ( -127.95)= 334.05 Joules

En calorías

E= 110.42 + (-30.58) = 79.84 cal

Ejercicio:

Un gas se expande a temperatura constante y realiza un trabajo sobre los alrededores de 325J. Al mismo tiempo absorbe 127 J de calor de los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas.

Q-811 63


Como q y w no son funciones de estado se necesita saber como determinarlas:

Como medir W:

W F dr

A B A B Cos

W F dlCos

W F dl Fl F l l

W F l lA

A

l

l

l

l

ll

Producto punto:

1801

2

2

1

21

2 1

2 1

ª

( )

( )

W = -PV

- EjemploCierto gas a temperatura ambiente experimenta una expansión de un volumen Vo=2.0 a Vf=6.0. Calcule el Trabajo realizado por el gas si se expande:

a) en contra del vacíob) en contra de una presión externa de 0.5atmc) en contra de una presión externa de 1.5atm

a) W = -0 (6.0 - 2.0) = 0 atmb) W = -0.5 (6.0 - 2.0) = -2.0 -atmc) W = - 1.5 ( 6.0 - 2.0) = -6.0 -atm

Como medir calor: A partir de la definición de caloría, se pueden obtener otras definiciones en las que no se involucre el agua.

1Caloría 1°C, 1g de H2O

Calor específico: cantidad de calor necesaria para elevar 1°C un gramo de alguna substancia se representa por la letra S y sus unidades son J/g°C

Capacidad calorífica: cantidad de calor necesaria para elevar 1°C cualquier cantidad de muestra se representa por la letra C = mS sus unidades son J/°C

Q-811 64


Calor: cantidad de energía para elevar en cualquier temperatura cualquier cantidad de masa:

q = mST (en Joules)

m = masa en gramos; S = calor específico J/°C; T = diferencia de temperatura en °C.

Ejemplos:Un trozo de Ag cuya masa es de 362g. Tiene una C = 85.7 J/C , ¿Cuál es el calor específico de la plata?

solución: se despeja de la ecuación la S y se sustituye

SC

m

J C

gJ g C

85 7

3620 2367

. /. /

Ejercicio:

1.-El calor específico del óxido de Fierro(III) es 0.75J/g °C a) ¿Cuál es la capacidad calorífica de un bloque de 2Kg de Fe2O3. Respuesta 1500 J/g

b) ¿Cuál es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1.75g de Fe2O3 de 25°C a 380°C?. Respuesta 466 J

2.- El calor específico del etanol es de 2.46 J/g°C, determine los joules de calor que se desprenden al enfriar 193g de etanol de 35.00°C a 19.00°C. Respuesta 7600 J

Formas de medir calor en Reacciones Químicas

Para medir calor en las reacciones químicas, se tienen dos maneras de hacerlo, a volumen constante y a presión constante en un equipo llamado calorímetro, el de volumen constante se le llama también calorímetro “bomba”, al de presión constante se le conoce como calorímetro “de la taza de café”.

Para determinar el calor de una reacción en el calorímetro bomba, se coloca la muestra en un recipiente tapado y que contiene una

Q-811 65


resistencia eléctrica, este recipiente se rodea de agua contenida en otro recipiente cerrado que tiene además un agitado y un termómetro, todo el sistema se encuentra aislado, por lo que se considera que no hay intercambio de calor ni de masa con los alrededores, se quema la muestra mediante la resistencia eléctrica, y la temperatura del agua se incrementa. El calor de la reacción se calcula de la siguiente manera:

qsist = qreac + qH2O + qcalorìmetro

qsist = 0 = qreac + ( qH2O + qcalorimetro )

qreac = -(qH2O + qcalorìmetro )

qH2O = mH2OSH20T

qcalorimetro = mcalorimetroScalorimetroT

qcalorimetro = CcalorimetroT

qreac = -(mH2OSH20T + CcalorimetroT )

- Ejemplo:

En una bomba calorimétrica se quema a volumen constante 1.435g de naftaleno en consecuencia la temperatura del agua aumenta de 20.17 grados a 25.84 grados. Si la cantidad de H2O del calorímetro es de 2000g y C del calorímetro es de 1.8KJ/°C, calcule qcombustion del naftaleno (C10H8).

Por cada gramo de naftaleno Por cada mol de naftaleno

Solución: se sustituye en la ecuación y después con reglas de tres ó factores de conversión se determina por cada gramo y por cada mol.

qr x n =-[(2000g)(4.184J/g°C)(25.84°C-20.17°C) + (1800J/°C)(25.84°C-20.17°C)]= -57600J peso molar de naftaleno = 10(12) + (8)( 1) = 128g/mol

1.435g-------57600J 1.00g-------x = -39480J/g

n=1.435g / 128g/mol=0.0112moles-----57000j1.00 moles--------x=- 5138 kJ/mol

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Ejercicios:

1.-Se quema una muestra de 0.5865g de ácido láctico ( C3H6O3 ) en un calorímetro bomba cuya C= 4.812kJ/C, en consecuencia la temperatura del agua se incrementa de 23.10°C a 24.95°C, calcule qC3H6O3 por cada gramo y por cada mol.

Respuesta: -13.19kJ/g; -1187kJ/mol

2.- Una muestra de 1.80g de octano C8H18 se quemaron en una bomba calorimétrica cuya C era de 11.66kJ/°C, en consecuencia la temperatura se elevó de 21.36°C a 28.78°C. ¿Cuál es el calor de combustión de esta reacción?.

Respuesta: -5475kJ/mol

3.-Bajo condiciones de volumen constante el calor de combustión del ácido benzóico es 26.38kJ/g. Una muestra de 12g se quemó en una bomba calorimétrica, en consecuencia la temperatura del calorímetro se elevó de 22.45°C a 26.10°C.

a) ¿ Cual es la capacidad calorífica total del calorímetro?. Respuesta 86.73 kJ/°C

c) Si tenia 1500g de H2O ¿Cuál es la C del calorímetro sin agua?.Respuesta 84.50kJ/°C.

d) ¿Qué aumento de temperatura se puede esperar si había 1000g de H2O?.

Respuesta. 3.74°C

En el calorímetro de la taza de café ó de presión constante, en el mismo recipiente, el cual está aislado térmicamente y provisto de termómetro y agitador, se mezclan las dos soluciones que van a reaccionar y se mide la temperatura de la mezcla de reacción, el sistema se considera aislado y el calor específico de la solución generalmente se considera como el del agua, al igual que la densidad de la mezcla de reacción como la del agua. La ecuación quedaría de la siguiente forma:

qreac = -(mreac.SreacT + CcalorimetroT)

- Ejemplo

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50mL de una solución 0.100M de HCl se mezclan con 50mL de una solución 0.100M de AgNO3, en un calorímetro a presión constante con una C de 227J/°C, si la temperatura inicial de ambas soluciones es de 22.5°C y la temperatura final de la mezcla de reacción es de 23.03°C. Calcule el qreac por cada mol suponiendo que Sreac y la densidad son las del agua.

Solución: sustituyendo directamente en la ecuación se obtiene el resultado del calor de la reacción, para hacerlo por mol se calcula el número de moles de HCl y con una regla de tres se encuentra el resultado). qreac = -[(100g)( 4.184J/g°C)(23.03°C-22.5°C) + (227J/°C)(23.03°C - 22.5°C)]=342.06J

n= MV=(0.100mol/L)(0.050L)= 0.005mol

0.005mol ----- 342.06J1.00mol ----- x= 68412J/mol

Ejercicios

1.-200mL de una solución 0.862M de HCl se mezclan con 200mL de una solución 0.431M de Ba(OH)2, en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica de 453J/°C. La temperatura inicial de ambas soluciones es la misma de 20.48°C. Sabiendo que el calor de neutralización para el proceso: H+

(ac) + OH-(ac) H2O(l) es de -56.2 kJ. Determine la temperatura final de

la solución mezclada. Respuesta: 25.03°C

2.-Cuando una muestra de 6.50g de NaOH sólido se disuelve en 100g de H2O en un calorímetro de taza de café, la temperatura se eleva de 21.6°C a 37.8°C. calcule el calor para el proceso de disolución en kJ/mol. NaOH(s) + H2O(l) Na+

(ac) + OH-(ac) ,

considere el calor específico de la solución como el del agua. Respuesta: - 44.4kJ/mol

Entalpía

De las dos formas de medir calor, la medición de calor a presión constante resulta ser una función de estado, y por lo tanto su cambio se

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puede evaluar si se conoce su valor al principio y al final de un proceso, sin importar el camino por el cual se realizó este cambio, y para distinguirlo se le da el nombre de entalpía y se le representa como H. Para evaluara un cambio en un proceso H = Hf - Hi

Si la reacción que se lleva a cabo en el calorímetro es con elementos en su estado más estable, y se forma solo una mol de producto, en condiciones estandar, el calor que desprende esta reacción se le conoce como Entalpía molar estandar de formación, que se define como el calor necesario para formar una mol de un compuesto a partir de elementos en su estado mas estable, por ejemplo para el agua, la formación de una mol de agua a partir de una mol de hidrógeno y media mol de oxígeno desprende 241 kJ de calor.

H2 + ½ O2 H2O Hºf = -241.8 kJ/mol

Por lo que lo que la entalpía molar estándar de formación (conocido también como Calor molar estándar de formación, calor molar de formación ó simplemente Calor de formación)

Para el agua ( Hºf ) es de -241.8 KJ/mol.

En este caso la entalpía de la reacción corresponde a la entalpía de formación del agua, ya que para evaluar el cambio de entalpía de la reacción, con la resta de final menos inicial, a los elementos en sus estado mas estable, que en este caso son los reactivos, se les toma como referencia asignándoles un valor de cero de entalpía, por lo que los valores de entalpía de formación serán relativos.

Hºreac = Hºf = H°fprod - H°freactivos

(º indica condiciones estándar termodinámicas que son 1atm y 25ºC) Cuando en una reacción no participan únicamente elementos en su estado más estable y además se generan más productos, la entalpía de los reactivos es diferente de cero y habrá mas valores de entalpía en los productos. Para calcular la entalpía en estos casos, existe la ley de Hess que nos dice como calcular el Hºreac.

Esta ley de Hess se puede enunciar de dos maneras, lo que generan dos métodos para calcular las entalpías de las reacciones.A partir de calores de formación y a partir de calores de reacciones intermedias.

Primera forma a partir de calores de formación:

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Dice que la entalpía de una reacción se calcula con la suma de los calores de formación de los productos multiplicados por su coeficiente estequiométrico menos la suma de los calores de formación de los reactivos multiplicados por su coeficiente estequiométrico,

LEY DE HESS: H m H n Hreac fprod freact0 0 0

Ejemplo: Calcular la entalpía de la reacción de combustión del metano en condiciones estandar.Los pasos son los siguientes:1.- Balancear la ecuación.2.- Buscar los valores de los calores de formación de los productos y de los reactivos en la tabla de datos termodinámicos. (apéndice 3 del libro de texto).3. Multiplicar cada valor de entalpía de formación de productos y

reactivos por su coeficiente estequiométrico.4. Sumar los resultados anteriores de reactivos con reactivos y

productos con productos.5. Restar la suma de los reactivos a la de los productos.

1.- CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

2.- -74.1 0 -393.5 -241.8 ( kJ/mol) ( estos valores son datos tomados del apéndice del libro de texto)

3.- H0reac = [(1)(-393.5kJ/mol) + (2)(-241.8kJ/mol)] - [(1)(-74.1kJ/mol)

+ 2(0kJ/mol)]H0

reac= -877.1kJ + 74.1kJH0

reac= -803kJ (El signo menos indica que se libera calor)

Ejercicio

Calcule la entalpía de las siguientes reacciones en condiciones estandar:a) CH3OH(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)

b) C6H12(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)

H0f para C6H12(l) = - 151.9 kJ/mol

Respuesta: a)-1452.8kJb)-3924kJ

Q-811 70


Segunda forma de calcular entalpía, a partir de calores de reacciones intermedias:

En esta forma la entalpía de reacción es la suma de las entalpías de las reacciones intermedias que dan por resultado la reacción deseada.

Segunda forma de ley de Hess

H0reac=H0

reac

Para poder aplicar esta segunda forma, antes es necesario conocer tres propiedades de la entalpía, que son las siguientes: Características de la Entalpía

Es una cantidad termodinámica que depende de la masa , es decir es una propiedad extensiva de las reacciones. Si se coloca una mol de metanol se tendrá un valor de entalpía, pero si se colocan tres moles de metanol se tendrá el triple de entalpía.

Ejemplo:

CH4+2O2 CO2 + H2O H0rxn= - 803kJ

3CH4+6O2 3CO2+6H2O H0rxn= -2409kJ

Para aplicar esta propiedad se hace de la siguiente forma:Cuando una ecuación balanceada se multiplica por un número, el H0

reac

de la reacción se multiplica por el mismo número.

Es una cantidad que depende de la dirección de la reacción, debido a que una reacción que es exotérmica en una dirección será endotérmica si se invierte, por lo que se puede calcular H0

rxn para el inverso de la reacción:

CH4(g)+2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H0rxn= -803kJ

CO2(g)+H2O(g) CH4(g)+2O2(g) H0rxn= 803kJ

Para aplicar esta propiedad se hace de la siguiente forma:Si se invierte la dirección de una reacción, se cambia el signo.

Es una cantidad que depende del estado físico de productos y reactivos, por ejemplo, si se tiene agua en una reacción como producto, si se obtiene en estado líquido el valor de la entropía de la reacción será mayor que si se encuentra en forma gaseosa, ya que el agua al pasar del estado gaseoso al estado líquido, se libera mas calor en la reacción.

CH4(g)+2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H0rxn=-803kJ

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CH4(g)+2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H0rxn=-890.3kJ

H2O(g) H2O(l) H0condensación= -43.2kJ

Para aplicar esta propiedad se debe tener cuidado con el estado físico de productos y reactivos. Para poderlos eliminar un producto con un reactivo deben tener el mismo estado físico.Aplicando estas tres propiedades se puede calcular el H0

de una reacción si se conocen los valores de H0 de las reacciones intermedias que sumadas den como resultado la reacción que se quiere calcular.

Ejemplo: Calcule el H0reac de la reacción indicada, utilizando las

ecuaciones y H0 de las reacciones indicadas:Cgrafito(s) + H2(g) CH4(g) H0

rxn= ?

Cgrafito(s) + O2(g) CO2(g) H0rxn= -393.5kJ (1)

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) H0rxn= -285.8kJ (2)

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H0rxn= -890.3kJ (3)

El procedimiento será el siguiente:1. Balancear la ecuación principal, las reacciones intermedias deben estar balanceadas.2. Localizar los reactivos y productos de la reacción principal en las reacciones intermedias.3. Realizar los cambios necesarios en las reacciones intermedias

de acuerdo a la reacción principal. Los cambios que se le hagan a las reacciones se le deben hacer también a la entalpía.

4. Si los reactivos y productos de la reacción principal aparecen en más de una reacción intermedia, se toma como base aquella reacción intermedia que contenga un reactivo o producto que no se repita en las otras reacciones y se hacen los cambios necesarios a esta reacción para que se ajuste a la reacción principal.

5. Se eliminan los términos comunes de las reacciones intermedias, cancelando reactivos con productos, o sumando reactivos con reactivos y productos con productos.

6. Se escribe la ecuación final sumando los reactivos y los productos que quedaron y se calcula la entalpía de la reacción sumando la entalpía de las reacciones intermedias.

1.- Balancear: Cgrafito(s) + 2H2(g) CH4(g)

2.- Localizar:

(1)Cgrafito(s) + O2(g) CO2(g) H0rxn= -393.5kJ (1)

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(2)H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) H0rxn= -285.8kJ (2)

(3)CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H0rxn= -890.3kJ

3.- Cambiar: La ecuación uno se queda igual, la ecuación 2 se multiplica por 2 y la ecuación 3 se invierte.


(2)2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) H0rxn= -571.6kJ (2)

(3)CO2(g) + 2H2O(l) CH4(g) + O2(g) H0rxn= +890.3kJ

4.- En este caso no se aplica.

5.- Eliminar:


(2)2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) H0rxn= -571.6kJ (2)

(3)CO2(g) + 2H2O(l) CH4(g) + 2O2(g) H0rxn= +890.3kJ (3)

6.- Sumar: Cgrafito(s) + 2H2(g) CH4(g) H0rxn= - 74.8kJ

Ejercicios:

1.- Calcular la Entalpía estándar de formación para la formación de etino a partir de las siguientes reacciones:

2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2 + 2H2O(l) H0rxn=-2599.92kJ

C(s) + O2(g) CO2(g) H0rxn=-393.5kJ

2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) H0rxn=-571.8kJ

C(s) + H2(g) C2H2(g) H0reac= ?

__CO2(g)+___H2O(l) ___C2H2(g) + ___O2(g) H0rxn=_______

___C(s) + ___O2(g) ___CO2(g) H0rxn=_______

__H2(g) + ___O2(g) ___H2O(l) H0rxn=_______

___C(s) + ___H2 ___C2H2(g) H0rxn=_______

H0rxn=_____?

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2.- Calcular la Entalpía estándar de reacción para la siguiente ecuación a partir de las siguientes reacciones:

N2H4(l) + O2(g) N2(g) + H2O(l)a partir de:

a) 2NH3(g) + 3N2O(g) 4N2(g) + 3H2O(l) H0rxn=-1010kJ

b) N2O(g) + 3H2(g) N2H4(l) + H2O(l) H0rxn=-317kJ

c) 2NH3(g) + ½O2 (g) N2H4(l) + H2O(l) H0rxn=-143kJ

d) H2(g) + ½O2(g) H2O(l) H0rxn=-286kJ

___NH3(g) + ___N2O(g ___N2(g) + ___H2O(l) H0rxn=______

___N2H4(l) + ___H2O(l) ___N2O(g) + ___H2(g) H0rxn=______

___N2H4(l) + ___H2O(l) ___NH3(g) + ___O2 (g) H0rxn=______

___H2(g) + ___O2(g) ___H2O(l) H0rxn=______

___N2H4(l) + ___O2(g) ___N2(g) +___ H2O(l) H0rxn=______

H0rxn=_____?

Respuestas: 1) 226.6 kJ; 2) -622.5kJ

Una aplicación muy importante de la entalpía es su relación con la espontaneidad de una reacción.una reacción espontanea es aquella que se lleva a cabo bajo las condiciones planteadas.

La entalpía nos da una primera aproximación acerca de si una reacción es o no espontanea. Así tenemos por ejemplo si:

H es negativa: exotérmica Generalmente espontáneaH es positiva: endotérmica Generalmente no espontánea

Como nos podemos dar cuenta, la entalpía no asegura si una reacción es o no espontanea, por lo que para poder determinar la espontaneidad de una reacción, se necesitó de otra cantidad termodinámica. Esta cantidad surge con la segunda ley de la termodinámica y es la entropía, representada por la letra S que se define como la medida del desorden de un sistema.

Q-811 74


Esta segunda ley de la termodinámica está relacionada con la dirección natural de los procesos, que nos dice que entre mas desorden se genere en el universo debido a un proceso, este proceso será espontaneo. Pero el aumento de entropía del universo se puede deber a que el sistema o los alrededores se desordenaron, y por lo tanto aún cuando se ordene un sistema el sistema puede ser espontaneo, por lo que para determinar si una reacción es espontanea o no se necesitan combinar las dos cantidades termodinámicas relacionadas con la espontaneidad.

El enunciado de esta segunda ley nos dice que :“Para un proceso espontáneo, la entropía del universo va en aumento.”, nuevamente, solo se estudia un sistema, y la entropía del universo puede ser positiva, aún cuando el sistema tenga un cambio de entropía negativo. Suniverso > 0Ssistem,a + Salrededor = Suniverso

Sgas > Slíquido > Ssòlido

Los gases tienen mayor movimiento y desorden por lo tanto mayor entropía que los líquidos y estos a su vez mayor que la de los sólidos.S(+) (mayor entropía) generalmente la reacción es espontáneaS(-) (menor entropía) generalmente la reacción es no espontánea

Para determinar los valores de entropía se considera que un cristal puro y perfecto a 0K no presenta desorden por lo que tendrá cero de entropía, esto quiere decir que los valores de entropía son absolutos, ya que se conoce donde esta el cero de entropía. Tercera ley de la TermodinámicaLa Entropía de un cristal puro y perfecto a cero Kelvin es cero Joule sobre mol kelvin.

Para medir la Entropía de una reacción química se toman los datos de entropía de las tablas y se aplica la ecuación siguiente:

S0reac = aS0

prod - bS0reac

( a y b son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y de los productos). Los valores de entropía se toman del apéndice del libro de textoEjemplo.- Calcule la entropía de la siguiente reacción

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)S0 = 186.19 205 213.6 188.7 (J/mol K)

S0reac = [(1mol)(213.6 J/mol K) + (2mol)(188.7 J/mol K)] - [(1mol)

(186.19 J/mol K) + (2mol)(205 J/mol K)]= -5.19 J/K

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Ejercicio Calcule la entropía de la siguiente reacción:

a) N2(g) + H2(g) NH3(g) Respuesta: -199J/K

b) NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g) Respuesta: 203.74 J/K

Para determinar si una reacción es espontanea o no, se tienen que relacionar la entalpía y la entropía, esto se logra con la Ecuación de Gibbs-Haltmotz, que dice ya con certeza si una reacción es espontanea o no.

G=H - (TS)

donde: G es la Energía libre de Gibbs, T es la temperatura absoluta en Kelvin, y si:

G=(-) la reacción es espontáneaG=(+) la reacción es no espontáneaG=0 la reacción está en equilibrio dinámico (Tema 7)

Si las mediciones de H y de S se hacen en condiciones estándar la energía libre de Gibbs también será estándar y se tendrá la siguiente ecuación:

G0=H0 - (S0)(T)

esta energía también se puede calcular, a partir de las energías libres de formación, de los productos y de los reactivos de acuerdo a la siguiente ecuación:

G0reac=mG0

f prod - nG0f react

Los valores de G0f son de tablas. La energía libre estándar de

formación de un compuesto es el cambio de energía que ocurre cuando se forma un mol de un compuesto a partir de elementos en su estado mas estable, a los elementos se les asigna un valor de cero de energía libre y los valores obtenidos de cambios de energía libre son nuevamente relativos como los de entalpía.

Para determinar si una reacción que no es espontanea a una temperatura podría ser espontanea a otra temperatura, se analizan los valores de entalpía y entropía como sigue:

Q-811 76


Relación Espontaneidad - TemperaturaH(-) S(+) G(-) Siempre espontáneaH(-) S(-) G(-) Espontánea a bajas temperaturasH(+) S(+) G(-) Solo espontánea a altas temperaturasH(+) S(-) G(+) Nunca espontánea

- Ejemplo

Diga si la siguiente reacción es espontánea a 25°C si no lo es a que temperatura será espontanea: NH3(g) H2(g) + N2(g)

H°= -80.3 0 0 (J/mol K)S° = 111.3 131.0 191.5 (J/mol K)G°= -26.5 0 0 (J/mol K)

Procedimiento:1.- Balancear la ecuación.2.- Calcular G°.( con cualquiera de las dos ecuaciones).3.- Si es no espontanea se calcula la temperatura de espontaneidad.a) Calcular el H° y el S° de la reacción.b) Resolver la desigualdad.

1.- Balanceo: 2NH3(g) 3H2(g) + N2(g)

2.- Calcular G°: G°= [(1)(0) + (3)(0)] -[(2)(-26.5)]= 53.0 kJ

Como el resultado es positivo la reacción es no espontanea a 25°C, para calcular la temperatura de espontaneidad, se necesita calcular la entropía y entalpía de la reacción:

3.- Temperatura de espontaneidad:H°reac = [(3)(0) + (1)(0)] - [(2)(-80.3)] = 160.6 kJS°reac = [(3)(131.0) + (1)(191.5)] - [(2)(111.3)] = 361.9 J/K.Para que la reacción sea espontanea, G0 debe ser menor que cero:

G0=H0 - (S0)(T) < 0

Q-811 77


160 600 J - 361.9J/K(T) < 0

- 361.9J/K(T) < 160 000 J

T >160000

36194421

JK

..

Ejercicio

Diga si la siguiente reacción es espontánea a Condiciones Estándar Termodinámicas y si no lo es, ¿A que temperatura (si es que existe) es espontánea?

MgO(s) Mg(s) + O2(g)Respuesta: no es espontanea a 25°C y sera espontanea solo a temperaturas mayores que 5554K.

Q-811 78


Cinética y Equilibrio Químico

Objetivos específicos

Explicar el concepto de velocidad de reacción Conocer los factores que afectan la velocidad de reacción Conocer el método empleado para calcular los ordenes de reacción 0,

1 y 2 y la constante cinética Resolver problemas relacionados con la velocidad de reacción Conocer la influencia de la temperatura en la velocidad de reacción Explicar el concepto de catálisis química y sus principales

aplicaciones Describir el equilibrio químico y la ley de acción de masas en fase gas Aplicar la ley de acción de masas en el cálculo de constantes de

equilibrio en fase gaseosa. Usar el principio de LE CHATELIER para predecir desplazamientos

ocurridos en un sistema de equilibrio.

En esta unidad se estudiaran las velocidades con que ocurren las reacciones espontaneas, por lo que es necesario conocer como se llevan a cabo las reacciones, para poder modificar esta velocidad. Se verá cuales son los factores que la afectan y como se determina el orden de una reacción.

Para definir el concepto de Cinética Química en necesario recordar lo siguiente:En física existen dos conceptos de velocidad, la media o promedio y la instantánea, la primera emplea intervalos de tiempo muy grandes y la segunda intervalos de tiempo diferenciales. Además de conocer que la cinemática estudia el movimiento y las causas del mismo.

Q-811 79

Resultante

Velocidad media =

Diferencial

Vr

t

limr

t

d r

dtV

t

0


Mecánica clásica Dinámica: Cinética Estudia las causas

Cinemática No estudia las causas

Estática

Con lo anteriormente expuesto el concepto de Cinética Química se puede expresar de la siguiente forma:

Cinética Quimica:Estudia las velocidades de reacción y los mecanismos por los que se llevan a cabo. Lo hace midiendo los cambios de concentración en un intervalo. La concentración se maneja en Molaridad a menos que se especifique otra cosa

Cambios de concentración:

Existen dos teorías de cinética química: Estas teorías explican la manera en que se efectúan las reacciones químicas

1.- De colisiones2.- Del estado de transición.

1.- Teoría de colisiones. Para que haya reacciones químicas debe de haber colisiones

entre los átomos con energía suficiente para reacomodar a los electrones de valencia.

Las colisiones deben de tener una orientación adecuada.

2.- Estado de transición

Q-811 80

V

V limd

dtt

t velocidad media.

Si se toman varios puntos en la curva se

tendrian muchas velocidades, entonces

tomamos velocidades instantaneas:

t

La derivada representa la pendiente de la

recta tangente a la curva.

0


Para que se dé una reacción se debe formar un estado de transición de mayor energía que la que tienen originalmente reactivos y productos.

Avance Reac

React.Prod.

E

Estado Intermedio o detransición.

Ep

Reacción Exotérmica

Para rxn exotérmica: E=EAD - EAI E=-

E

Eai

Ea

Avance Reac

Ep

React.

Prod.

Reacción Endotérmica

Para rxn endotérmica: E=EAD - EAI E=+

De acuerdo con estas teorías, para que se lleven a cabo las reacciones se necesitan que haya colisiones, con lo que se pueden deducir los Factores que modifican la velocidad de una reacción:

Concentración Temperatura Naturaleza de reactivos Catalizadores

Primer Factor que modifica la velocidad de reacción:

Concentración:

Q-811 81


La concentración afecta la velocidad de una reacción por la cantidad de colisiones que se pueden tener por aumento o disminución del numero de partículas

Expresión de velocidad:

para la reacción A + B C + D se determinan las velocidades media de reactivos y productos, las de reactivos serán velocidades de desaparición, y las de productos serán velocidades de aparición.

A + B C + D

VA

t

VB

tV

C

t

VD

t

A

B C

D

en molaridad

en segundos en este caso V es velocidad de

desaparicion.

Pero V es velocidad de aparicion.

A

C, ,

Si ahora tenemos: nA + nB nC + nD

V

A

t

B

t

C

t

D

trxn

Esto solo es válido para coeficientes estequiométricos iguales. Los signos negativos de las concentraciones de A y B son debido a que desaparecen conforme avanza la reacción y C y D aparecen.

Si los coeficientes estequiométricos son distintos:E 2F en este caso por cada molécula de E que desaparece, aparecen 2 moléculas de F, por lo que la velocidad de aparición de F es el doble que la velocidad de desaparición de E. Esto se puede escribir de la siguiente manera:

VE

tV V

VV

F

t

E

t

E F E

FE

2

2 2

Q-811 82


Generalizando para la reacción : aA + bB cC + dD la relación de velocidades medias o promedios entre reactivos y productos se puede escribir como:

Expresión de velocidad:

VA

a t

B

b t

C

c t

D

d treac

- Ejemplos:

1.- Escriba la expresión de velocidad para la reacción:NH3 + O2 NO + H2O Procedimiento: 1.- balancear la reacción.2.- Escribir la ley de velocidad1.- Balanceo: 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O2.- Ley de velocidad

V

NH

t

O

t

NO

t

H O

treac

3 2 2

4 5 4 6

2.- Para la reacción anterior calcular la velocidad de desaparición de NH3

si la velocidad de aparición del agua es 3.28M/s. Solución: Se toma la relación de velocidades entre NH3 y H2O y se despeja la velocidad de NH3.

VNH

t

H O

treac

3 2

4 6

H O

t

2= 3.28 M/s .:

NH

t

3=

4

6

2H O

t=

4 328

6

( . )= 2.19M/s

Ejercicios:

Considere la reacción: N2 + H2 NH3. Si se parte de [H2]0 = 0.14M y después de 2.35 horas se tiene una concentración de 0.074M, determinar la concentración de NH3 a ese tiempo, si la concentración inicial de NH3 es de 0.0M

Respuesta: 0.044M

Orden de Reacción y ley de velocidad:

Cuando se determinó la velocidad promedio de reacción, se calculó la velocidad en todo un intervalo de tiempo, y no me dio la información de cual era el valor de la velocidad en un punto. Para calcular la velocidad en un punto, es necesario definir la velocidad instantánea; se determinan algunos valores de velocidad y se grafica contra la concentración, se obtiene una línea recta que indica que la

Q-811 83


velocidad instantánea es directamente proporcional a la concentración de los reactivos, por lo que se puede establecer una relación de proporcionalidad, y para pasar a una igualdad se necesita una constante que se conoce como constante de velocidad de reacción; la dependencia puede no ser lineal, por lo que puede variar la velocidad con la concentración de los reactivos de manera exponencial. Para determinar si es lineal o no, a la ecuación resultante de la velocidad se le agregan exponentes X y Y, los cuales se determinan a partir de datos experimentales, a la ecuación resultante se le conoce como Ley de velocidad, a la suma de los exponentes ( X + Y ) se le conoce como orden de reacción, a la X se le conoce como orden de reacción con respecto a A y a la Y se le conoce como orden de reacción con respecto a B.

Orden de reacción = x + y

Para Determinar el orden de Reacción hay dos formas de manejar los datos experimentales que son: Método por inspección Método algebraico

Ejemplo:Para la reacción A+2BC a 25°C se tienen los siguientes datos:Experimento [A]M [B]M V0 M/s1 0.1 0.1 5.5x10-6

2 0.2 0.1 2.2x10-5

3 0.4 0.1 8.8x10-5

4 0.1 0.3 1.65x10-5

5 0.1 0.6 3.3x10-5

Determinar: k(constante de velocidad), x + y(orden de reacción), y la Ley de Velocidad

Por inspección(procedimiento):

a) Se elige un par de experimentos en los cuales la concentración de A sea constante

Q-811 84

Vd

dtV A B

V k A Bx y

Ley de Velocidad


b) Se divide la concentración mayor entre la concentración menorc) Hacer lo mismo con las velocidadesd) Se establece la relación de cambio para x y por inspección se determina el valor de x

a) De experimento 2 y 3, para determinar el valor de XV=k[A]x[B]y

8.8x10 -5 =k(0.4) x (0.1) y 2.2x10-5=k(0.2)x(0.1)y

4=2x .: x=2

De experimento 4 y 5 para determinar el valor de yV=k[A]x[B]y

3.3x10 -5 =k (0.1) x (0.6) y 1.6x10-5=k (0.1)x(0.3)y

2=2y .: y=1

El orden de la reacción es de 3

V k A B

kM s

M M

V A B

2

6

23

3 2

55 10

01 0155 10

55 10

. /

( . ) ( . ).

.

M-2s-1

2. Método algebraico.

Este método a diferencia del anterior, utiliza los logaritmos naturales o base 10. para determinar los exponentes.

a) Se elige un par de experimentos en el que solo cambie uno de los reactivos de concentración.

b) Se sustituyen los valores en la expresión de velocidad.c) Se dividen las dos ecuacionesd) Se resuelve la ecuación por logaritmos.

Tomando los dos primeros experimentos del ejercicio anterior:

Q-811 85


55 10 01 01

2 2 10 0 2 01

55 10

2 2 10

01

0 20 25 05

0 25 05

0 25 05

0 25

0 52

16 10

6

5

6

5

. / . .

. / . .

. /

. /

.

.. .

ln . ln( . )

ln . ln( . )

ln( . )

ln( . )

:

.

M s k M M

M s k M M

M s

M s

M

M

x

x

y

x y

x y

x

x

x

x

En esta ecuacion cancelamos los terminos que son iguales y dividimos los restantes:

Ahora tomamos los experimentos 4 y 5 para calcular

5

533 10

01 01

0 2 01

0 48 05

0 48 0 5

105 1

.

. .

. .

. ( . )

ln . ln .

.

k M M

k M M

y

y

x y

x y

y

El procedimiento sigue igual que en el otro método.

Ejercicios:

1.- Determine para 3A + 2B 2C + D

la ley de velocidad a partir de:

Experimento [A]M [B]M V(M/min)1 1x10-2 1x10-2 6x10-3

2 3x10-2 3x10-2 1.44x10-1

3 1x10-2 2x10-2 1.2x10-2

Respuesta: V=6.0x103M-2min-1[A]2[B]

2.- Determine la ley de velocidad y el orden de reacción para 2A + 2B + C A2B + BC

a partir de los siguientes datos experimentales:

Experimento [A]M [B]M [C]M V(M/min)1 0.2 0.2 0.2 2.4x10-6

2 0.4 0.3 0.2 9.6x10-6

3 0.2 0.3 0.2 2.4x10-6

4 0.2 0.4 0.6 7.2x10-6

Respuesta: V=k[A]2[C] k=3.0 x 10-4M-2min-1

Q-811 86


La determinación del orden de una reacción tiene dos aplicaciones muy importantes. La primera es la de determinar la concentración a cualquier tiempo, y la segunda para encontrar el paso lento en un mecanismo de reacción.

Primera aplicación.- Relación de concentración a cualquier tiempo. Para determinar la concentración de reactivos a cualquier tiempo, se necesita conocer la ley de velocidad y a partir de esta, generar una ecuación que relacione concentración con tiempo.(solo se hará con reacciones de primero y segundo orden que dependan de un reactivo).

Para Primer Orden.- considerando la reacciónA B

Ley de velocidad para una reacción de primer orden será:

Q-811 87


V k A

d A

dtk A

d A

dtk dt

1

Durante el transcurso de la reacción, hay un tiempo en el que la concentración final es la mitad de la concentración inicial. Este tiempo se conoce como tiempo de vida media. Para reacciones con ley de velocidad de primer orden se calcula de la siguiente manera:

Q-811 88

d A

Ak dt dx x

x kt

A A k t t

A A kt

f

t

t

A

A

A

A

t

t

f f

f f

ff

f f

A

Ak t

00

0 0

0 0

0

0

0

usando: 1

x

como t 0

ln

ln

ln ln ( )

ln ln

ln ( )


ln

ln ln

lnln

A

Akt

A

A

Akt

A

Akt A

kt

f

f

tk

0

0

01

2 0

12

0

01

20 0

12

12

21

21

2

2

inicialmente se tiene una concentracion A entonces al llegar a la mitad de

la concentracion se tiene una A

aqui, A

unidades de k: cualquier unidad de tiempo a la -1:ej. seg

o

-1

¿Cómo hacer para obtener una recta en [] vs. T?

ln ln

ln ln

A A kt

A kt A

y mx b

f0

0

Se grafica ln[A]o contra tiempo y da una línea recta, además es una forma de reconocer una reacción de primer orden.

- Ejemplo:

La descomposición de Pentóxido de Dinitrógeno tiene una constante de velocidad de k = 5.1 x10-2 min-1 a 45°C y se descompone de acuerdo a la siguiente ecuación:

N2O5(g) NO2(g) + NO3(g)

para esta reacción determine lo siguiente:

a) Si la concentración inicial de pentóxido de dinitrógeno [N2O5]0 es de 0.25M, ¿Cuál es la concentración después de 5.2 minutos?b) ¿Cuánto tiempo le toma a la reacción disminuir la concentración de Pentóxido de Dinitrógeno desde 0.25M hasta 0.15M?c) ¿Cuánto tiempo le tomará transformar el 62% de la concentración inicial?d) ¿Cuál es el tiempo de vida media de la reacción?

Q-811 89

ln[A]

ln[A]0

m=-k

t


Solución: Las unidades de la constante indican que se trata de una reacción de primer orden:

a) despejando de la ecuación de concentración [A]f = [A]o / ekt sustituyendo:

[A]f= (0.25M) / e (0.051)(5.2) = 0.192M

b) t = ln([A]o/[A]f) / k = ln([0.25]/[0.15]) / (0.051) = 10.02 min.

c) t = ln ([0.25]/ [0.095]) / (0.051) = 18.97min 0.25—100%

x - 38% x= 0.95 Md) t1/2= ln2/k = 0.693/ 0.051 = 13.59min

Ejercicio

La descomposición de un cierto antibiótico en agua sigue una cinética de primer orden y tiene una constante de velocidad de 1.65 año-1. Si una solución 6.0x10-3M del antibiótico se guarda a 20°C determine la concentración del antibiótico después de a) 3 meses, b) 1 año, c) determine el tiempo que se requiere para tener una concentración sea de 1.0x10-3M, d) encuentre el tiempo de vida media, e) Determine el tiempo que se requiere para que se descomponga 73% del material inicial. Respuestas: a) 3.97x10-3M, b) 1.15x10-3M; c) 1.1 años, d) 153 días, e) 289.6 días

SEGUNDO ORDEN

Relación de concentración con tiempo para reacciones de Segundo Orden de ReacciónCuando depende solo de un reactivo, en este caso, de B:Reacción: A2 + 3B 2C + D que tiene una ley de velocidad v k B 2 se tiene:

Q-811 90


d B

dtk B

d B

Bk t

Bkt

B

B

tt

B Bkt

2

2

1

0

0

0

1 1

Si se grafica 1

B contra el tiempo, se obtiene una línea recta con

ordenada al origen 1

0B y pendiente k.

Ejercicio 27

Q-811 91

Tiempo de vida media de reaccion de segundo orden:

Empleamos el procedimiento para primer orden, es decir que nuestra concentracion final es

un medio de la concentracion inicial y queda:

unidades de k para una reaccion de segundo orden: 1

s M

1 1

2 1

1

1

1

2 0 01

2

0 01

2

01

2

12 0

1

B Bkt

B Bkt

Bkt

tk B

sM

( )

m=k

t

1/[B]0

1

0B


1.-Para la reacción I(g)+I(g)I2(g), cuya constante de velocidad es k=5.1x109 M-1s-1 a 45°C. Determinar:a) La concentración de iodo atómico a 45°C después de tres minutos si

su concentración inicial es 0.86M

b) El tiempo de vida media si la concentración de iodo atómico es 0.6MRespuestas: a) 1.1x10-12M, b) 2.3x10-10s.

2.-¿Cuál es el tiempo de vida media de una compuesto que sigue una cinética de primer orden, si 75% de una muestra 0.375M se descompone en 60 minutos?Respuesta: 30.13 minutos

3.- Para la reacción B C + D, el tiempo de vida media es 0.8s, y k=1.46M-1s-1, calcular la concentración de B después de 20 minutos de iniciada la reacción.Respuesta: 5.7x10-4M.

El segundo uso de la ley de velocidad es el de plantear el paso lento en el Mecanismos de una Reacción: El mecanismo es la serie de reacciones intermedias en que se considera ocurre una reacción, ya que no se llevan a cabo en un solo choque.La información que ofrece el mecanismo de una reacción es :1) Las especies involucradas en el paso lento de una reacción.2) el número de veces que cada especie participa en el paso lento.

- EjemploSi tenemos la reacción NO2 + CO NO +CO2 y su ley de velocidad es V=k[NO2]2, ¿De que manera se lleva a cabo la reacción?

En este caso, el exponente 2 de [NO2], nos indica que en la reacción lenta, que es la que determina la velocidad total de la reacción, chocan dos moléculas de NO2 de la siguiente manera:

Paso 1: NO2 + NO2 N2O4 (el N2O4 es un intermediario) PASO LENTO

Paso 2: N2O4 + CO NO + CO2 + NO2 PASO RÁPIDO

Sumando: NO2 + CO NO + CO2

Un intermediario es un producto que se forma en una reacción y que se consume en otra reacción por lo que al final no aparece.

Q-811 92


(los reactivos/productos en negrillas indican cual de ellos se elimina con el de la otra reacción)

Segundo factor que modifica la velocidad de reacción:

Naturaleza de Reactivos. Son cuatro las formas en que la naturaleza de los reactivos afecta la velocidad de la reacción.

A) Estado Físico: Dependiendo del estado físico de los reactivos será mayor o menor la interacción que tengan:

C6H14(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)C6H14(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

La velocidad de reacción varía: gas>líquido>sólido

Para un mismo reactivo el estado gaseoso tiene una mayor velocidad de reacción que el estado líquido y este a su vez mayor que la del estado sólido.

B) Superficie de contacto: Mientras mayor sea la superficie de contacto, mayor será la velocidad de reacción: una barra de Fe:

2Fe(s) + 2/3O2(g) Fe2O3(s)Fe en polvo: misma reacción, pero hay mayor superficie de contacto,

entonces: a mayor superficie de contacto mayor velocidad de reacción

C) Formas alotrópicas: También influyen en la velocidad de reacciónC(grafito) + O2 CO2

C(diamante) + O2 CO2

La forma alotrópica más estable , tiene menor velocidad de reacción.

D) Tipos de compuestos: En una reacción, los distintos compuestos de un mismo elemento tienen diferentes velocidades de reacción:

Na + H2O NaOH + H2ONaCl + H2O Na+ + Cl-

mismo elemento en este caso sodio Na, diferentes velocidades de reacción.

Tercer factor que modifica la velocidad de reacción: TEMPERATURARelación de temperatura con velocidad de reacción.

Considerando la reacción A + B C + D como una reacción de primer orden y que depende solo de A, la ley de velocidad se puede escribir de la siguiente manera: V=k[A],

Q-811 93


si graficamos velocidad contra concentración, se tendrá una línea recta y= mx + b , con ordenada al origen cero y el valor de la pendiente k depende de la temperatura a mayor k mayor velocidad por mayor frecuencia de colisiones con una mayor temperatura.En este caso k2>k1 y T2>T1

Arrhenius determinó como se afectaba la constante de velocidad por la temperatura de manera empírica: encontró que a mayor frecuencia de colisiones se tenia una mayor k y que esta variaba exponencialmente con la energía de activación y con el inverso de la temperatura.

Q-811 94

k A

k e

k Ae

E

RT

E

RT

a

a

T2

T1

A + B C + D

T1


Donde: A es el factor de frecuencia de colisiones con las unidades de k, e es la constante matemática, Ea es la energía de activación (J/mol), T es temperatura absoluta en Kelvins y R es la constante de los gases (8.314J/mol K).

Si se determina la constante de velocidad a varias temperaturas, se puede obtener los valores de A y de la energía de activación. Si se grafica el logaritmo natural de k contra el inverso de la temperatura, la ordenada al origen es ln A y la pendiente es Ea/RT.

ln ln( )

ln ln

ln ln

k Ae

k AEa

RT

kEa

R TA

y mx b

Ea

RT

1

Tomando dos experimentos podemos encontrar una relación entre dos constantes de velocidad a dos temperaturas:

Q-811 95

ln k

ln A

1T


ln ln

ln ln

ln ln

ln

ln

kEa

R TA

kEa

R TA

k kEa

R T

Ea

R T

k

k

Ea

R T T

k

k

Ea

R

T T

T T

11

22

1 21 2

1

1

1 1

1

2

1

2

1

1

1

2

1 2

1 2

Restando las ecuaciones tenemos:

Cualquiera de las dos ecuaciones anteriores se puede utilizar para determinar una constante a una temperatura dada si se conoce la constante a otra temperatura.

Ejercicio:1.- ¿Cuál es la constante de velocidad a 80°C para A + B C si a 25°C k=2x10-5s-1 y Ea=50.2kJ/mol?Respuesta: k = 4.8x10-4s-1.

2.-La reacción de descomposición para el bromuro de etano, que produce eteno y HBr tiene un tiempo de vida media de 9.5 horas a 377°C. Si la energía de activación es de 226kJ/mol, ¿Cuál es la temperatura en que la constante de velocidad es 6.0x10-5 s-1 si la concentración inicial es de 0.9M. Respuesta: T = 405°C

3.- Para las mismas concentraciones, la reacción de CO + Cl2 COCl2. A 250°C es 1.5x103 veces más rápida que a 150°C. Calcule Ea para esta reacción.Respuesta: 134.3 kJ/mol

Cuarto factor que modifica la velocidad de reacción:Catalizadores

Q-811 96


Un catalizador es un compuesto o elemento que aumenta la velocidad de reacción y se recupera totalmente al final de la misma.Los catalizadores reducen la energía de activación necesaria para que se lleve a cabo la reacción ya que participan en el estado de transición. En la gráfica, Ea es la energía de activación normal, y EaC es la energía de activación necesaria cuando existe un catalizador en la reacción.

De acuerdo a la fase en que se encuentra el catalizador con respecto a los reactivos estos se clasifican de tres formas.Catálisis en:

Fase homogénea Fase heterogénea Catálisis Enzimática

La catálisis en fase homogénea es aquella en que los reactivos y productos se encuentran en la misma fase, la heterogénea los reactivos y productos se encuentran en distinta fase y la catálisis enzimática es aquella en que las enzimas son los catalizadores.

Ejemplo de catálisis en fase homogénea:

Acetato de etilo

O H+Cl(cat) O

CH3-C-O-CH2-CH3 + H2O CH3-C-OH + CH3-CH2-OH

O O

CH3 - C -||- O - CH2 - CH3 CH3 - C - OH + CH2 - CH3 – OH

Q-811 97

0

1

2

3

4

5

1 3 5 7 9

Avance Rxn

E. Pot.Ea

EaCA2+B2

2AB


O

H H

O O

CH3 - C -||- O - CH2 - CH3 CH3 - C + OH - CH2 - CH3

O OH

H H

H+

(|| = se rompe el enlace)

Ejemplo de fase heterogénea:Convertidor catalítico. gases - sólidos(cat.) - gases

O - C O - O O - C · · · ________________________ Superficie metálica

2CO + O2 2CO2

2NO N2 + O2

2SO2 + O2 2SO3 + 2H2O 2H2SO4

EQUILIBRIO QUÍMICO

Q-811 98


Esta gráfica representa a la reacción A + B C + D, en la cual se puede apreciar que después de algún tiempo, las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes, es decir, parece que la reacción no continúa.

Lo que sucede en realidad es que después de alcanzar ciertas concentraciones, la probabilidad de que existan colisiones entre moléculas de los reactivos disminuye, pero la probabilidad de que se den colisiones entre moléculas de los productos aumentan. Cuando las moléculas de los productos chocan, la reacción se revierte y una parte muy pequeña de los productos regresa a reactivos, mientras que una parte exactamente igual de reactivos se vuelven productos. A esto se le llama equilibrio dinámico.

A + B C + D después de algún tiempo se revierte a C + D A + B:

VDERECHA=VIZQUIERDA

Equilibrio Químico: Período de tiempo en el cual la velocidad es constante e igual de izquierda a derecha y viceversa, las concentraciones se mantienen constantes.VDERECHA=k1[A][B]

VIZQUIERDA=k2[C][D] entonces

k A B k C D1 2 : K

k

k

C D

A BC 1

2

donde Kc es la constante de equilibrio en fase acuosa

Q-811 99

A B C D

A B C D

C D A B

tiene una constante de velocidad k

tiene una constante de velocidad k1

2

E(g) + F(g) G(g) + H(g)

donde K es la constante de equilibrio en función de presiones.P

KP P

P PPG H

E F


Ambas ecuaciones son solo válidas para coeficientes estequiométricos iguales a 1.

Para coeficientes estequiométricos diferentes de 1:

Relación entre KP y KC:

KG RT H RT

E RT F RTK

RT

RT

G H

E F

K RT K

P

g h

e f P

g h

e f

g h

e f

Pg h e f

C

esto último es KC

( ) ( )

g + h = np número de moles en fase gaseosa de productos

e + f = nr número de moles en fase gaseosa de reactivos

np - nr = n = cambio en número de moles en fase gaseosa de la reacción

K K RTP Cn ( ) KP y Kc son adimensionales, ya que viene de k1/k2.

Información que proporciona KP y KC:

Como esta definida, nos da información acerca de quién esta en mayor cantidad en el equilibrio en una reacción si los reactivos o los productos. Dependiendo de quien este en mayor cantidad, se dice que la reacción esta desplazada hacia ese parte.

Kproductos

reactivosC

Q-811 100

Para soluciones Acuosas:

Para gases:

aA bB cC dD

KC D

A B

eE fF gG hH

KP P

P P

C

c d

a b

PGg

Hh

Ee

Ff


KC>1 [productos]>[reactivos] la reacción está desplazada hacia productos

KC<1 [reactivos]>[productos] la reacción está desplazada hacia reactivos

KC=1 [reactivos] y [productos] mismo orden de magnitud

Tipos de Equilibrio

Esta clasificación se hace de acuerdo al la fase en que están los reactivos y los productos

a) Equilibrio en fase homogénea: reactivos y productos en una mismo fase. b) Equilibrio en fase heterogénea: reactivos y productos en distinta fase.

Para los equilibrios en Fase heterogénea la constante de equilibrio KC

solo considera a los reactivos y productos en solución y a los gases, ya que los sólidos y los líquidos puros mantienen su concentración constante y ya esta incluido en el valor de la constante de equilibrio.

aA(s)+bB(l)+cC(g)+dD(ac) eE(s)+fF(l)+gG(g)+hH(ac)

KE F G H

A B C DC

s

e

l

f

g

g

ac

h

s

a

l

b

g

c

ac

d`( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

para la concentración de sólidos y líquidos puros se tiene:

[A] = n

V=

g PM

g

/

/ = PM

= constante, ya que el peso molar y la densidad

son constantes,por lo que se tiene:

KH G

D CC

ach

gg

acd

gc

( ) ( ))

( ) ( )

.

En el caso de KP solo se incluyen gases.

Ejercicios:

Q-811 101


1.- La KC para la reacción N2O4 2NO2 es KC=4.63x10-3 a 25°C. ¿Cuál es el valor de KP a esta misma temperatura?Respuesta: Kp= 0.113

2.- Para la reacción de descomposición de CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) a 800°C, la presión de CO2 es de 0.236atm. Calcule KP y KC de la reacción a esa temperatura.Respuesta: Kp=0.236, Kc=2.68x10-3

Son tres las Propiedades de K que se pueden aplicar a las reacciones en equilibrio:

a) Se pueden Invertir reacciones, es decir que los reactivos sean productos y que los productos sean reactivos

Si se tiene aA + bB cC + dD KC D

A BC

c d

a b si se invierte la reacción

cC + dD aA + bB

KA B

C DC

a b

c d la nueva constante se relaciona

con la anterior como su inverso:

KKC

C

' 1

Cuando se invierte una reacción en equilibrio, se saca el inverso de la constante de equilibrio para obtener el valor de la nueva constante de equilibrio.

b)Se pueden multiplicar las reacciones en equilibrio ya balanceadas por un número y la constante de equilibrio cambia de la siguiente forma. Si se multiplica una reacción por un número r tenemos: (aA + bB cC + dD)rraA + rbB rcC + rdD.

La constante de la ecuación original es KC D

A BC

c d

a b , mientras la nueva

constante sería

K

C D

A B

C D

A BKC

rc rd

ra rb

c d

a b

r

C

r

KC = (Kc)r

Q-811 102


Cuando se multiplica una reacción por un número, la constante de equilibrio se eleva a ese número para obtener el valor de la nueva constante de equilibrio.

c) Si se suman reacciones en equilibrio, la constante de equilibrio de la reacción final se puede obtener de la siguiente forma:

A + B C + D KC D

A BC'

C + D E + F KE F

C DC' '

suma: A + B E + F KE F

A BK K KC C C C ' ' '

Cuando dos reacciones en equilibrio se suman para obtener otra reacción en equilibrio, las constantes de equilibrio se multiplican para obtener la nueva constante de equilibrio.

- Ejemplo:Determine la constante de equilibrio K para la reacción:

H2CO3 2H+ + CO32-

A partir de las siguientes reacciones:2H2CO3 2H+ + 2HCO3

1- K’=17.64x10-14

H+ + CO32- HCO3

1- K”=2.1x1010

Procedimiento1.- Se localizan los reactivos y los productos de la reacción principal en las reacciones intermedias.2.- Se hacen los cambios necesarios a las reacciones intermedias, para que los reactivos y productos de la reacción principal estén en el lugar y número adecuado.3.- Se hacen los cambios a las constantes de equilibrio de acuerdo a los cambios que se hicieron en las reacciones intermedias.4.- Se suman las reacciones y se multiplican las constantes.

1.- Localizar: H2CO3 2H+ + CO32-

2H2CO3 2H+ + 2HCO31- K’=17.64x10-14 (1)

H+ + CO32- HCO3

1- K”=2.1x1010 (2)

2 y 3 - Cambios:La reacción 1 se multiplica por ½ y la constante se eleva a la ½ y la reacción 2 se invierte por lo que la constante se le saca inverso.

H2CO3 H+ + HCO31- K’”= 4.2x10-7

HCO31- H+ + CO3

2- K””= 4.76x10-11

Q-811 103


4.- Sumar las reacciones y multiplicar las constantesH2CO3 H+ + HCO3

1- K’”= 4.2x10-7

HCO31- H + + CO 3

2- K””= 4.76x10 -11 H2CO3 2H+ + CO3

2- K = 2.0 x 10-17

Ejercicios:

1.- Determine la constante de equilibrio K para la reacción:

NO2 ½N2O4

si para la reacción N2O4 2NO2 la constante es de K’= 4.63x10-3

Resultado: K=14.7

Los usos que tiene la constante de equilibrio son principalmente los siguientes: Usos de K

1.Determinar Concentraciones en el Equilibrio.

2.Calcular las concentraciones iniciales para determinadas concentraciones en el equilibrio.

3. Determinar si una reacción se encuentra o no en equilibrio.

1.-Determinación de concentraciones en el equilibrio

Los datos serán la constante de equilibrio K y las concentraciones iniciales de A y de B es decir [A]0 y [B]0, por ejemplo, para la reacción:

aA + bB cC + dDal inicio: [A]0 + [B]0 0 + 0durante la reacción, A disminuirá en una forma ax, donde a es el coeficiente estequiométrico, y de la misma manera, B disminuye en forma bx, mientras C y D aumentan de forma cx y dx. De lo anterior concluimos que la constante de equilibrio.

K

cx dx

A ax B bxC

c d

a b 0 0

De forma resumida:Reacción aA + bB cC + dD con KC o KP dadaInicio de reac [A]0 [B]0 0 0Cambio en [] -ax -bx cx dxConc. en Equilibrio

[A]0-ax [B]0-bx + cx + dx

Q-811 104


Para conocer las concentraciones en el equilibrio, solo se necesita sustituir los datos conocidos y despejar la incógnita (por lo general x), posteriormente substituimos el valor resultante de x en la condición de equilibrio planteada (que en este caso sería [A]f=[A]0-ax [B]f=[B]0-bx, [C]f=cx, [D]f=dx).Los pasos serán los siguientes:1.- Balanceo2.- Establecer las condiciones de Inicio.3.- Establecer las condiciones de Cambio.4.- Establecer las condiciones de equilibrio5.- Plantear la ecuación de la constante de equilibrio6.- resolver para x7.- sustituir en las concentraciones en equilibrio y determinarlas.

Ejercicios:1. Dada la reacción N2O4(g) 2NO2(g) a 22°C, cuya KC=4.63x10-3, calcular las concentraciones de ambos compuestos en el equilibrio, si inicialmente se colocan 6 moles de N2O4 en un recipiente de 12 litros. Respuesta: [NO2]=4.68x10-2M; [N2O4]=4.77x10-1M

2. Calcula las concentraciones en el equilibrio de I, H y HI para la reacción H2(g) + I 2(g) 2HI (g) si se lleva a cabo a 430°C, su KC=54.3 y se tienen las siguientes cantidades iniciales: [H]=0.5moles, [I]=0.5. La reacción se lleva a cabo en un recipiente de 1 litro.Respuesta: [HI]=0.9M; [H2]=[I2]=0.06M

2.-Calcular las concentraciones iniciales para determinadas concentraciones en el equilibrio. Los datos serán la constante de equilibrio K, una concentración inicial de A ó de B y una concentración en el equilibrio de C ó de D, es decir [A]0 o [B]0, y [C] ó [D] por ejemplo, para la reacción: aA + bB cC + dD Se tiene lo siguiente:Reacción aA + bB cC + dD Inicio de reac Y [B]0 0 0Cambio en [] -ax -bx cx dxConc. en Equilibrio

Y-ax [B]0-bx + cx + dx

[A]eq [B]eq [C]eq [D]eq

En este caso conocemos [C]eq y [B]o, por lo que de la ecuación [C]eq=cx encontramos el valor de x. Para determinar la concentración inicial de A([A]o) necesitamos encontrar el valor de [A]eq, que se obtiene de la ecuación de equilibrio:

KC D

A BC

eqc

eqd

eqa

eqb

[ ] [ ]

[ ] [ ]

Q-811 105


y se sustituye este valor en la ecuación Y - ax=[A]eq en la que Y es la concentración inicial de A que es la que se quiere encontrar. Los pasos serán los siguientes:1.- Balanceo2.- Establecer las condiciones de Inicio.3.- Establecer las condiciones de Cambio.4.- Establecer las condiciones de equilibrio5.- Encontrar el valor de x con la concentración en equilibrio dada.6.- Plantear la ecuación de la constante de equilibrio7.- Resolver para la concentración de [A]eq

8.- Encontrar el valor de y9.- Obtener la concentración inicial.10.- Obtener los moles con la molaridad y el volumen.11.- Obtener los gramos con los moles y el peso molar.

Ejercicios:

1.- Para la reacción de equilibrio de ozono y O2 a 2400°C se tiene una KC=2.54x1012.Calcular la cantidad de O3 en gramos que se deben poner en un recipiente de 3 litros para que la concentración en el equilibrio de O2

sea de 0.3M. O3 O2

Respuesta: 28.8g de O3

2.- Para la reacción: 2NOCl 2NO + Cl2 ,

a una determinada temperatura, la constante de equilibrio Kc es de 8.0. Cuantos gramos de NOCl se deben poner en un recipiente de 4.00L, para que la concentración de NOCl en el equilibrio sea de 1.00M.Respuesta: 922.24g = 0.922Kg.

3.-Para determinar si una reacción está en equilibrio, es necesario definir una nueva cantidad a la que se le conoce como cociente de reacción Q y que se calcula igual que la constante de equilibrio K, pero con la diferencia de que las concentraciones no son necesariamente las del equilibrio. Los datos serán K, [A], [B], [C], [D].

Por ejemplo para la reacción: aA + bB cC + dD con K conocida y las concentraciones de productos y reactivo distintas a cero, podemos

Q-811 106


determinar el cociente de reacción (Q) con la ecuación: QC D

A B

c d

a b .

Una vez obtenido el valor de Q se compara con K y se tienen tres posibilidades:

Si Q=K: La reacción está en equilibrio y por lo tanto las concentraciones son las del equilibrio.

Si Q<K: La reacción no esta en equilibrio y la cantidad de reactivos es mayor que la de productos, por lo que la reacción se desplaza hacia productos para alcanzar el equilibrio.

Si Q>K: La reacción no esta en equilibrio y la cantidad de productos es mayor que la de reactivos, por lo que la reacción se desplaza hacia reactivos para alcanzar el equilibrio.

Se tiene lo siguiente:

Reacción aA + bB cC + dD Inicio [A] [B] [C] [D]Cambio I ax bx -cx -dx Q>KCambio II -ax -bx cx dx Q<KEquilibrio I [A]+ax=[A]eq [B]+bx=[B]eq [C]-cx=[C]eq [D]-dx=[D]eq Q>KEquilibrio II [A]-ax=[A]eq [B]-bx=[B]eq [C]+cx=[C]eq [D]+dx=[D]eq Q<K

Se toma el renglón correspondiente de acuerdo al resultado de la comparación entre Q y K para plantear la constante de equilibrio.

KC D

A Bc

eqc

eqd

eqa

eqb

c d

a b

[C] cx [D] dx

[A] ax [B] bx

Se resuelve para x y se encuentran las concentraciones en el equilibrioLos pasos serán los siguientes:1.- Balanceo2.- Calcular Q3.- Comparar Q con K y establecer la dirección del cambio. 4.- Establecer las condiciones de Inicio.5.- Establecer las condiciones de Cambio.6.- Establecer las condiciones de equilibrio7.- Plantear la ecuación de la constante de equilibrio8.- Resolver para x9.- Sustituir el valor de x en las concentraciones en el equilibrio y determinarlas.

Ejercicios:

Q-811 107


1. Para la reacción H2(g) + I2(g) 2HI(g) se inicia con concentraciones de Iodo e Hidrógeno de 2.24x10-3M, y con una concentración de HI de 6.14x10-2M a 430°C. Si la constante de equilibrio KC es de 54.3 a esa temperatura. Determinar si la reacción esta en equilibrio. Si no lo esta, determinar hacia que lado se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio, y cuales serán las concentraciones en el equilibrio.

Respuesta: a) no esta en equilibrio; b) Se desplaza hacia los reactivos; c) [H2]=[I2]=2.62x10-2M; [HI]=3.79x10-2M.

Un sistema que ya se encuentra en equilibrio se puede modificar si se aumenta o disminuye la concentración de reactivos o productos, si se aumenta o disminuye la temperatura, si hay gases en la reacción con un aumento o disminución de la presión y teóricamente con la adición de un catalizador. Estos son los factores que modifican el Equilibrio.1. Concentraciones2. Temperatura3. Presión4. CatalizadoresCuando a un sistema en equilibrio se le hace alguno de los cambios anteriores, el sistema tiende a contrarestar ese cambio para restablecer nuevamente el equilibrio, a este principio se le conoce como principio de LeChatelier. A continuación se analizarán de manera cualitativa cada uno de estos factores.

1. ConcentracionesSi se tiene una reacción aA + bB cC + dD en equilibrio (Equilibrio 1), con concentraciones [A]i + [B]i [C]i + [D]i y se aumenta la concentración de A y/o B, se altera el equilibrio, por lo que el cociente de reacción es menor que la K, es decir Q<KC por lo que la reacción se desplazará hacia la derecha para restablecer el equilibrio.

Si aumentan C y/o D, Q>K, la reacción se desplaza hacia la izquierda para llegar al equilibrio.

Si disminuyen A y/o B Q>K, la reacción se desplaza hacia la izquierda para alcanzar el equilibrio.

Si disminuyen C y/o D Q<K, la reacción se desplaza hacia la derecha para alcanzar el equilibrio.

2.- Para la Temperatura Se tienen dos casos, ya que la reacción puede ser endotérmica o exotérmica.

Q-811 108


Si tenemos una reacción aA + bB cC + dD y es exotérmica, ¿Qué pasa si aplicamos calor? Podemos pensar en el calor como un producto aA + bB cC + dD + calor entonces, si aplicamos calor, la reacción se desplaza hacia reactivos.

Reacción exotérmica, se reduce la temperatura La reacción se desplaza hacia productos

Reacción endotérmica, se aumenta temperatura La reacción se desplaza hacia productos

Reacción endotérmica, se reduce la temperatura La reacción se desplaza hacia reactivos

3. Presión

La presión solo influye cuando existen gases en productos y/o en reactivos y con distinto número de moles, por ejemplo:

2A(g) + bB(s) 3C(g) + dD(l).Si cambiáramos la presión en una reacción que tuviera gases tanto en reactivos como productos, pero con el mismo número de moles, las concentraciones aumentarían o disminuirían en la misma proporción, por lo que no influiría. Para las soluciones un cambio en la presión no modifica de manera notable el volumen y por lo tanto se puede considerara la concentración constante.Para la reacción con mas moles de gas en reactivos que en productos se tiene:

2A(g) B(g),

KB

AC 2 por lo que:

Si aumenta la presión, Q<K y la reacción se desplaza hacia productos. Si disminuye la presión, Q>K y la reacción se desplaza hacia reactivos

E(g) 2F(g), KF

EC 2

entonces:

Aumenta presión, Q>K reacción desplazada hacia la izquierdaDisminuye presión, Q<K reacción desplazada hacia la derecha

4. Los Catalizadores disminuye la energía de activación para la reacción hacia la derecha y para la reacción a la izquierda por lo que no modifican el equilibrio solo lo establecen más rápido.A + B C + D

Q-811 109


Los catalizadores establecen más rápido el equilibrio.

Forma cuantitativa para concentración: Para poder calcular las nuevas concentraciones en el equilibrio cuando se hace un cambio en la concentración se tiene que conocer la constante de equilibrio, las concentraciones en el equilibrio I y el cambio de concentración. Por ejemplo para la reacción: aA + bB cC + dD que ya se encuentra en equilibrio, se le agrega más reactivo C para modificar el equilibrio

Se tiene lo siguiente:

Reacción aA + bB cC + dD Equilibrio I [A]e [B]eqI [C]eqI [D]eqI

Cambio I +[C] Inicio [A]eqI [B]eqI [C]eqI+[C] [D]eqI

Cambio II +ax +bx -cx -dx Equilibrio II [A]eqI+ax=[A]eqII [B]eqI+bx=[B]eqII [C]eqI+[C]-cx=[C]eqII [D]eqI-dx=[D]eqII

KC D

A B

Cc

eqIIc

eqIId

eqIIa

eqIIb

c d

a b

[C] cx [D] dx

[A] ax [B] bx

eqI eqI

eqI eqI

[ ]

Se resuelve para x y se encuentran las concentraciones del equilibrio II.Los pasos serán los siguientes:1. Balanceo2. Establecer las condiciones de equilibrio I y calcular la constante de equilibrio.3. Establecer las condiciones de cambio I y determinar la dirección del cambio. 4. Establecer las condiciones de Inicio.5. Establecer las condiciones de Cambio II.6. Establecer las condiciones de equilibrio II. 7. Plantear la ecuación de la constante de equilibrio8. Resolver para x9. Sustituir el valor de x en las concentraciones en el equilibrio y

determinarlas.

Q-811 110

Catalizador

A+B

C+D


Ejercicios:

1.- Para la reacción CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) , las concentraciones en el equilibrio son: [CO]=0.48M; [H2O]= 0.48M; [CO2]=0.24M; [H2]= 0.24M. Determinar las concentraciones en el equilibrio cuando:a) se agrega 0.2M de CO; Respuesta:[CO2]=[H2]= 0.27M; [CO]=0.65m;[H2O]= 0.45M;

b) se elimina 0.2M de CO. Respuesta: [CO2]=[H2]= 0.20M; [CO]=0.32M;[H2O]= 0.52M2.- Para la reacción

N2(g) + O2(g) 2NO(g) ,en el equilibrio se encontraron las siguientes cantidades: 0.113mol de NO, 0.800mol de O2, 0.800mol de N2 en un recipiente de 10 litros, determine las concentraciones en el equilibrio si se agregan 0.600mol de N2.Respuesta:[NO]=0.0893;[N2]=0.101; [O2]=0.041

La constante de equilibrio varia con la temperatura y esta variación depende de si la reacción es exotérmica o endotérmica lo que se puede saber con el H°. La ecuación que permite conocer una constante de equilibrio a otra temperatura si se conoce la constante de equilibrio a una temperatura y el H°, se llama ecuación de vant Hoff. Relación de K1 a T1 y K2 a T2

ln.

K

K

H

T T

T

T

o1

2 8 314

1 1

2 1

ecuación de van,t Hoff.

Donde H° está dado en kJ/mol, R= 8.314 tiene unidades J/mol K y las temperaturas son absolutas (en Kelvins).

La ecuación anterior se puede obtener a partir de la relación que existe entre la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio. Recordando la relación entre la espontaneidad y la energía libre, tenemos lo siguiente:

G= + Reacción no espontáneaG= -Reacción espontáneaG= 0 Equilibrio

Y la relación entre energía libre en condiciones estandar con condiciones no estandar esta dada por: G = G0 + RTlnQ.

Q-811 111


Para una reacción en equilibrio la energía libre de Gibbs es cero y el cociente de reacción Q es igual a la constante de equilibrio K por lo que podemos escribir:

0G0 + RTlnK .: G0=-RTlnK

Ejercicios:

Conociendo que G0=H0 - TS0 y con la ecuación anterior deduce la ecuación de ecuación de vant Hoff.

1.- Para la reacción N2O4(g) 2NO2(g) el H° de la reacción es de 58.0kJ y la KcI a 25°C es de 4.63x10-3, determine el valor de la constante de equilibrio KcII a 65°C.

2. Dada la reacción A + B C + D, determinar K25°C si:a) G°=23kJ b) G°=-23kJRespuesta: a) 9.296x10-5, b) 10756.7

3. Para el sistema CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g), H° a 25°C es -99kJ y K a esa temperatura es 1x1018, determina:a) Si se aumenta la temperatura a 100°C, ¿aumenta o disminuye K?b) ¿Cuál es la nueva K?Respuesta: a) disminuye; b) aumenta

Q-811 112


Electroquímica

Objetivos Específicos Definir los conceptos básicos de los procesos de óxido- reducción. Balancear ecuaciones de óxido- reducción por el método de ión-

electrón. Describir los componentes de las celdas electroquímicas. Aplicar los conceptos electroquímicos a los procesos de óxido-

reducción de importancia tecnológica (corrosión, pilas, electrometalurgia, procesos biológicos).

La electroquímica: estudia la relación entre la corriente eléctrica y las reacciones químicas. Esta relación puede ser de dos tipos: Generando corriente eléctrica a partir de reacciones químicas. Generando reacciones químicas por medio de una corriente eléctrica.

Para que se pueda generar corriente por una reacción o viceversa se necesitan reacciones en las que ocurra un intercambio de electrones, este tipo de reacciones se conocen como reacciones de oxidación- reducción o simplemente reacciones redox.

Para explicar el concepto de Oxidación y Reducción

existen tres formas.

Oxidación Reduccióna) Combinación (ganancia) con oxígeno, por ejemplo la oxidación de un metal:

2Fe + O2 2FeOAquí el hierro se oxida y el oxígeno se reduce.

a) pérdida de oxígeno:

WO3 + 3H2 W + 3H2O

En este caso el tugsteno se reduce y el hidrógeno se oxida.

b) Pérdida de electronesEjemplo:

2FeBr3 + 3Cl2 2FeCl3 + 3Br2

Cada Bromo que esta combinado con el Hierro tiene 8 electrones. 7 que tenia y uno que le quitó al Hierro.

b) Ganancia de electronesEjemplo:

2FeBr3 + 3Cl2 2FeCl3 + 3Br2

El Cloro se está reduciendo, ya que por su electronegatividad, cada cloro toma uno de los electrones del Hierro

c) Aumento algebraico del número de oxidación. Ejemplo: 2FeBr3 + 3Cl2 2FeCl3 + 3Br2

3+ 1- 0 3+ 1- 0El bromo pasa de -1 a 0, por lo que esta aumentando su número de oxidación

c) Disminución algebraica del número de oxidación. Ejemplo:2FeBr3 + 3Cl2 2FeCl3 + 3Br2

3+ 1- 0 3+ 1- 0El cloro pasa de 0 a -1 por lo que esta disminuyendo su número de oxidación

Q-811 113


El proceso de oxidación siempre esta acompañado del proceso de reducción, ya que si alguien pierde electrones, otro mas debe ganarlos en la misma reacción.

Otra forma de llamar a la sustancia que se reduce y a la que se oxida es agente oxidante y agente reductor.

Agente Oxidante Agente ReductorAquel que oxida al otro

compuesto, por lo que el se reduce,

y gana electrones

Aquel que reduce al otro compuestopor lo que el se oxida,

y pierde electrones

En las reacciones de oxidación y reducción además de cumplirse las leyes de: Conservación de masa y Conservación de energía

Se debe cumplir la ley de: Conservación de cargas

Para verificar que esta ley se cumpla y además, para determinar cuantos electrones se están intercambiando en la reacción es necesario balancear la reacción en una forma que indique las cargas y los electrones intercambiados.

Existen tres Formas de Escribir las Ecuaciones Redox:

Forma molecular: es la forma común de escribir las reacciones químicas, en esta forma se muestran las moléculas completas.

- Ejemplo:FeBr3 + Cl2 FeCl3 + Br2

(No esta balanceada)

Forma iónica total: en esta forma se separan las moléculas iónicas en sus iones componentes.

- Ejemplo:(Fe3+ + 3Br1-) + Cl2 (Fe3+ + 3Cl1-) + Br2

Cuando un ion no cambia su número de oxidación, se le llama ion espectador, como el caso del Hierro en esta reacción.

Forma iónica neta: indica únicamente los iones o compuestos que participan en la reacción, es decir se quitan los iones espectadores.

3Br1- + Cl2 3Cl1- + Br2

Esta forma permite separa la reacción en dos semireacciones:semireacción de oxidación: 3Br1- Br2

semireacción de reducción: Cl2 3Cl1-

Q-811 114


En esta forma se pueden balancear las semireacciones para obtener el número de electrones intercambiados al que se conoce como “n”.

6Br1- 3Br2 + 6e-

6e- + 3Cl2 6Cl1-

(Número de electrones intercambiados)

Para determinar el número de electrones intercambiados se necesita balancear las reacciones y cuando se utilizan las reacciones iónicas para este proceso se le conoce como método de ion-electrón. Este balanceo se puede llevar a cabo por dos métodos:

Método I:1. Escribir la ecuación iónica neta lo más completa posible.2. Separarla en semireacciones e identificarlas como oxidación y

reducción3. Balancear la masa, primero los átomos que se oxidan y se reducen y

después H y O.Para balancear O y H se debe considerar si es:

En medio ácido ó En medio básico

Para balancear en medio ácido: Para balancear O, agregar una de H2O por cada O que falte. Para Balancear H, agregar un ion H+ por cada H que falte.

Para balancear en medio básico: Para balancear O, agregar 2OH- para cada O. Para balancear H, agregar una molécula de H2O por cada 2 H.

4. Balancear carga con electrones, colocando los electrones del lado de productos en la reacción de oxidación y del lado de reactivos en la reacción de reducción.

5. Igualar el cambio en el número de electrones (este será n ) con el mínimo común múltiplo.

6. Sumar ambas semireacciones, eliminando términos comunes para obtener la Ecuación Iónica Neta Balanceada.

Método II: este difiere del método anterior únicamente en el paso 3.1. Escribir la ecuación iónica neta lo más completa posible.2. Separarla en semireacciones e identificarlas como oxidación y

reducción3. Balancear la masa, primero los átomos que no sea O y H y después

estos.Para balancear O y H se debe considerar si es:

En medio ácido ó En medio básico

Para balancear en medio ácido:

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a) Para balancear O, agregar una de H2O por cada O que falte.b) Para Balancear H, agregar un ion H+ por cada H que falte.

- En medio básico además de los pasos anteriores se hace lo siguiente:c) agregar OH- en ambos lados de la semireacción en el mismo número de H+.c) Formar moléculas de H2O donde quede H+ y OH- y eliminar moléculas

de agua.

4. Balancear carga con electrones, colocando los electrones del lado de productos en la reacción de oxidación y del lado de reactivos en la reacción de reducción.

5. Igualar el cambio en el número de electrones ( este será n ), en ambas semireacciones con el mínimo común múltiplo.

6. Sumar ambas semireacciones, eliminando términos comunes para obtener la Ecuación Iónica Neta Balanceada.

Para saber si el medio es ácido o básico se hace en referencia al equilibrio iónico del agua:

H2O OH- + H+ ò 2H2O OH-+H3O+

La constante de equilibrio para esta reacción es K=[H+][OH-]=1x10-14 y la concentración de cada uno de estos es de 1x10-7.

Si la sustancia que se agrega al agua aumenta la concentración de H+(H3O+), se dice que es un ácido y habrá un exceso de estos iones en la solución, si la sustancia que se agrega al agua aumenta la concentración de OH- es una base y habrá un exceso de estos iones en la solución.

Para determinar cuantitativamente que tanto se aumenta esta concentración de H+ se tiene el concepto de pH, donde la p significa -log, por lo que tenemos que: pH=(-log)[H+], y cuando no se ha agregado nada al agua el pH es igual a -log[1x10-7]=7, que se conoce como pH neutro. Si se aumenta la concentración de H+, el pH será entre de 0 a <7 y se dice que es medio ácido. Si se aumenta la concentración de OH-, la concentración de H+ disminuye y el pH será de >7 a 14 y se dice que es medio básico, es decir que en medio ácido hay un exceso de H+ y en medio básico un exceso de OH-.

- Ejemplo de balanceo por el método de ión electrón: En medio básico, los iones hipoclorito oxidan a los iones cromito a iones cromato y se reducen a iones cloruro. Escriba la ecuación iónica neta

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balanceada para esta reacción y determine el número de electrones intercambiados.

1) Reacción: ClO- + CrO2- CrO4

2- + Cl-

2) Separar: CrO2- CrO4

2- semireacción de oxidación (gana oxígeno el Cr)

ClO- Cl- semireacción de reducción ( pierde oxígeno el Cl)

3) Balancear la masa. El Cr y el Cl ya están balanceados, por lo que se balancea el O en ambas semireacciones:

Método I4OH- + CrO2

- CrO42- + 2H2O

H2O + ClO- Cl- + 2OH-

Método IIa), b), c) 4OH- + 2H2O + CrO2

- CrO42- + 4H+ + 4OH-

2OH- + 2H+ + ClO- Cl- + H2O + 2OH-

d) 4OH- + 2H2O + CrO2- CrO4

2- + 4H2O 2H2O + ClO - Cl - + H 2O + 2OH - 4OH- + CrO2

- CrO42- + 2H2O

H2O + ClO- Cl- + 2OH-

En los dos métodos la ecuación quedo igual

4) Balancear la carga, (los electrones en productos en la semireacción de oxidación y en reactivos en la semireacción de reducción):

4OH- + CrO2- CrO4

2- + 2H2O + 3e-

2e- + H2O + ClO- Cl- + 2OH-

5) Igualar( la primera se multiplica por 2 y la segunda por 3)(4OH- + CrO2

- CrO42- + 2H2O + 3e-)(2)

(2e- + H2O + ClO- Cl- + 2OH-)(3)6) Sumar y obtener n y la ecuación:

8OH- + 2CrO2- 2CrO4

2- + 4H2O + 6e-

6e - + 3H 2O + 3ClO - 3Cl - + 6OH - 2OH- + 2CrO2

- + 3ClO- 2CrO42- + 3Cl- + H2O n=6

EjercicioBalancee las siguientes reacciones y obtenga n. 1. En medio ácido : MnO4

- + Fe2+ Fe3+ + Mn2+

Respuesta: MnO4- + Fe2+ Fe3+ + Mn2+

2. En medio básico : ClO- + Cr CrO42- + Cl-

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3. En medio básico: Cr2O72- + SO3

2- SO42- + Cr3+

Reacción Redox:

Al lugar físico donde se lleva a cabo la reacción de oxidación-reducción se le llama Celda.En una celda se encuentran físicamente “conectadas” las reacciones de oxidación y las de reducción. Cuando separamos físicamente cada una de las reacciones, se le llama Semicelda. En la semicelda se encuentra la forma oxidada y reducida del elemento.

Celda Lugar físico de una reacción redox.

Inicialmente se tiene Sulfato de Zinc en una de las semiceldas y Sulfato de Cobre en la otra. El Zinc de la barra comienza a disolverse (pasando a Zn2+

+2e-), y el cobre en la otra semicelda (Cu2+) pasa a Cu0, depositándose sobre la barra. Al suceder esto, en la semicelda de Oxidación hay deficiencia de iones SO4

2-

mientras en la otra celda hay un exceso. El puente salino se encarga de equilibrar las cargas, liberando Potasio (K+) en la semicelda de reducción para compensar al Cobre que se deposita, y iones SO4

2- en la semicelda de Oxidación, ya que al disolverse el Zinc, son necesarios más iones SO4

2-. Ánodo se define como la semicelda donde ocurre la oxidación y cátodo donde ocurre la reducción . La diferencia de energía potencial de la celda se mide en volts. A esta diferencia de energía potencial se le conoce también como diferencia de potencial o simplemente potencial de celda y se le representa como E, también se le conoce como fuerza electromotriz o fem.

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1 Voltio: Diferencia de energía potencial necesaria para darle 1 Joule de energía a una carga de 1 Coulomb.

1

La celda de Cu y Zn tiene un potencial de 1.1V y en esta el cobre se reduce y el zinc se oxida. Si se construye una celda de cobre y plata, lo que ocurre ahora es que la plata se reduce y el cobre se oxida con un potencial de 0.460V. Para determinar si un elemento se reduce o se oxida frente a otro, se necesita saber quien tiene mayor energía y para saber esto se necesita una referencia, esta referencia es la celda se hidrógeno, con respecto a la cual se comparan todas las demás semiceldas y se construye una tabla con estos valores, que se conoce como serie electromotríz en la cual están reportados los potenciales de reducción frente al hidrógeno, un valor negativo en esta tabla indica que este elemento se oxida frente al hidrógeno.

Energía de CeldaSe define como: ECELDA=EOXID.+EREDUC.

En condiciones estándar (25°C, [1M], P=1atm), E0CELDA=E0

OXID.+E0REDUC.

Se toma con referencia a la celda de hidrógeno

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Celdas Galvánicas o Voltáicas

Se toma como referencia el electrodo de hidrógeno

Serie electromotriz: Tabulación de la comparación de Semiceldas comparadas contra el electrodo de Hidrógeno. En ella solo se reporta la Energía de reducción.

Usos de la serie electromotriz:Determinar si una reacción es espontánea o no: Cuando la E0

CEL=(+)

Ejercicios:1. Determinar si los iones Cr3+ oxidan a los iones Cu2+ o viceversa.Como resolverlo: Plantear las reacciones de ambas semiceldas, tomando en cuenta los valores de la serie electromotriz. Balancear por ion-electrón si es necesario y obtener la E0

CEL.

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2. Calcule el potencial estándar de celda para una celda formada por Aluminio y Yodo: 2Al + 3I2 2Al3+ + 6I-. Diga si es o no espontánea e indique el número de electrones intercambiados.

Cálculo en condiciones no estándar (Ecuación de Nernst):

Donde: R es la constante de los gases 8.314J/mol K, Q es el cociente de reacción, F es la constante de Faraday 96500 J/Volt·mol de e -, n es el número de electrones intercambiados, T es la temperatura en Kelvins. Esta expresión también relaciona concentraciones con potenciales de celda (por Q).

Relación entre energía libre y Energía de celda

E = +, G = - la reacción es espontánea

G=-nFEG°=-nFE°

G=G° + RTlnQG°=-RTlnK

Relación entre K y E

Ejercicios:1. Calcule la Fuerza Electromotriz que se genera en una celda formada por Al e I:Al(s) + I2(s) Al3+(ac) + I-(ac) E0

celda=2.19V., cuando [Al3+]=4x10-3M y [I-]=0.1M.

2. Empleando la serie electromotriz, calcule K a 25°C para la reacción:2IO-

3(ac) + 5Cu(s) + 12H+(ac) I2(s) + 5Cu2+(ac) + 6H2O(l).

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3. Calcule la energía libre de la siguiente reacción empleando los potenciales estándar de celda: I2(s) + 5Cu2+(ac) + 6H2O(l) 2IO-

3(ac) + 5Cu(ac) + 12H+(ac).

4. Calcule la concentración de iones H+ para la celda formada por Zinc e Hidrógeno, si: [Zn2+]=1M, [H+]=1 atm, y E°Zn2+/Zn0=-0.76v.Zn + 2H+ Zn2+(ac) + H2(g)

Celdas Electrolíticas

Na++1e- Na reducción

2Cl- Cl2(g) + 2e-

Na+ + 1e- Na1mol + 1mol e- 1mol(=23g)1mol e-=6.023x1023 e-=1 Faraday

Ley de Faraday de la ElectrólisisLos gramos oxidados y/o reducidos son directamente proporcionales a la corriente eléctrica.

Cu2+ + 2e- Cu0 un mol de Cobre 2+, + dos Faradays 1 mol Cobre 0.

Un faraday = un mol de electrones = 6.023x1023 electrones. Se define como la cantidad de electrones que deposita un peso equivalente del elemento.

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El peso equivalente del elemento se obtiene dividiendo el peso molecular (o atómico) entre el número de moles de electrones de la reacciòn.

Corriente eléctrica: se mide en amperes. Ampere = Coulomb/SegundoUnidad de Carga eléctrica:

Coulomb = (1 Amp)(1 Seg)

Coulomb: es la carga transferida cuando un ampere fluye durante un segundo y es equivalente a la cantidad de electrones que depositan 0.001118g de plata en el càtodo, durante la electròlisis de una disoluciòn acuosa de iones plata sin lìmite de tiempo. Y la equivalencia entre faraday y coulomb es la siguiente:

1 Faraday 96486C = 96500 CoulombsConstante de Faraday

Ejercicios:1. Calcular la cantidad de gramos de Cobre que se depositan cuando se hace pasar una corriente de dos amperes a través de una solución de sulfato de cobre (CuSO4), durante 45 minutos.

2. Determinar el número de oxidación de una solución de Bi, si cuando se hace pasar una corriente de seis amperes durante dos horas se obtuvieron 3.5g de Bi.Sugerencia: plantea en la ecuación el número de electrones de mas o menos y los moles de electrones proporcionados como incógnitas.

3.-¿Què masa de platino puede depositarse sobre un anillo mediante electròlisis de sal de platino(II) con una corriente de 0.150 amperes durante 60.0 segundos?.

4.- ¿Què volumen de H2 y O2 se producen durante la electròlisis de agua con una corriente de 1.80amperes durante 4 horas en condiciones PTE?

- Forma de Resolver los problemas:

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Corriente y Tiempo Carga en Coulombs Número de Faradays Número de moles oxidados o reducidos Gramos de substancia reducida u oxidada.

Q-811 124

manual temas(1,2,3,4,5,6,7,8)

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