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