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CONTENIDO
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Disoluciones acuosa
Electrolitos
Aniones y cationes
Tipos de reacciones
Estequiometria de las reacciones
Disoluciones
Unidades de soluciones
Gravimetría
Valoraciones
GASES
Leyes de los gases
Termoquímica y Termodinámica
09/08/2017
1
Reacciones en disolución acuosa
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Una disolución es una mezcla homogénea de dos o
más sustancias
El soluto es(son) la sustancia(s) presente en
menor cantidad(es)
El disolvente es la sustancia que está en mayor
cantidad
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Disolución
bebida no
alcohólica (l)
Aire (g)
Soldadura
suave
(s)
09/08/2017
Disolvente
Soluto
H2O
Azúcar, CO2
N2
O2, Ar, CH4
Pb
Sn
3
Un electrólito es una sustancia que, cuando se
disuelve en agua, forma una disolución que conduce la
electricidad.
Un no electrólito es una sustancia que, cuando se
disuelve en agua, forma una disolución que no
conduce la electricidad.
no electrólito
09/08/2017
electrólito débil
electrólito fuerte
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4
¿Conduce electricidad en la disolución?
Cationes (+) y Aniones (-)
Electrólito fuerte: 100% disociación
NaCl (s)
H 2O
Na+ (ac) + Cl- (ac)
Electrólito débil: no se disocia completamente
CH3COOH
09/08/2017
CH3COO- (ac) + H+ (ac)
5
Hidratación es el proceso en el que un ion se ve
rodeado por moléculas de agua acomodadas de
manera específica.
d-
d+
09/08/2017
H2O
6
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Un no electrólito no conduce electricidad?
No cationes (+) y aniones (-) en disolución
C6H12O6 (s)
H 2O
C6H12O6 (ac)
Electrólito fuerte
Electrólito débil
No electrólito
HCl
CH3COOH
(NH2)2CO
HNO3
HF
CH3OH
HClO4
HNO2
C2H5OH
NaOH
H2O
C12H22O11
Compuestos
iónicos
09/08/2017
7
Reacciones de precipitación
Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución
precipitado
Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac)
PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)
ecuación molecular
Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I-
PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3-
ecuación iónica
Pb2+ + 2IPbI2
09/08/2017
PbI2 (s)
ecuación iónica neta
Na+ y NO3- son iones espectadores
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8
Cómo escribir las ecuaciones iónicas
netas
1. Escriba una ecuación molecular balanceada.
2. Escriba la ecuación iónica que muestra los electrólitos fuertes.
3. Determine el precipitado de las reglas de solubilidad.
4. Cancele los iones espectadores en ambos lados de la
ecuación iónica.
Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato
de plata con cloruro de sodio.
AgNO3 (ac) + NaCl (ac)
AgCl (s) + NaNO3 (ac)
Ag+ + NO3- + Na+ + Cl-
AgCl (s) + Na+ + NO3-
09/08/2017
Ag+ + Cl-
AgCl (s)
9
Reglas de solubilidad para compuestos iónicos
comunes en el agua a 250C
Compuestos solubles
Excepciones
Compuestos que contengan iones
de metales alcalinos y NH4+
NO3-, HCO3-, ClO3Cl-, Br-, I-
Halogenuros de Ag+, Hg22+, Pb2+
2-
Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+,
Hg2+, Pb2+
SO4
Compuestos insolubles
Excepciones
CO32-, PO43-, CrO42-, S2-
compuestos que contengan iones
de metales alcalinos y NH4+
OH-
Compuestos que contenGAN iones
de metales alcalinos y Ba2+
09/08/2017
10
Ácidos
Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético.
Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.
Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno.
Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir el gas
dióxido de carbono.
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y.
Bases
Tiene un sabor amargo.
Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases.
09/08/2017
11
Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+)
en agua
Una base Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua
09/08/2017
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12
Un ácido Brønsted es un donador de protones
Una base Brønsted es un aceptor de protones
base
ácido
ácido
base
Un ácido Brønsted debe contener por lo
menos un ¡protón ionizable!
09/08/2017
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13
Ácidos monopróticos
HCl
H+ + Cl-
HNO3
CH3COOH
H+ + NO3H+ + CH3COO-
Electrólito fuerte, ácido fuerte,
Electrólito fuerte, ácido fuerte,
Electrólito débil, ácido débil,
Ácidos dipróticos
H2SO4
H+ + HSO4-
Electrólito fuerte, ácido fuerte,
HSO4-
H+ + SO42-
Electrólito débil, ácido débil,
Ácidos tripróticos
H3PO4
H2PO4HPO4209/08/2017
H+ + H2PO4H+ + HPO42H+ + PO43-
Electrólito débil, ácido débil,
Electrólito débil, ácido débil,
Electrólito débil, ácido débil,
14
Reacción de neutralización
ácido + base
sal + agua
HCl (ac) + NaOH (ac)
NaCl (ac) + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH-
Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH-
09/08/2017
H2O
15
Reacciones de oxidación-reducción
(reacciones de transferencia de electrones)
2Mg (s) + O2 (g)
2MgO (s)
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2Mg2+
2Mg
O2 + 4e-
+
4e-
Oxidación semirreacción
(pierde e-)
Reducción semirreacción
(gana e-)
2Mg + O2 + 4e2Mg2+ + 2O2- + 4e-
09/08/2017
2O2-
2Mg + O2
2MgO
16
Un trozo de zinc
metálico se
coloca
en una
disolución
acuosa de
CuSO4
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Los iones Cu2+ se convierten
en átomos de Cu.
09/08/2017
Los átomos de zinc
entran a la disolución
como iones de Zn2+
Cuando se coloca
un trozo de alambre de
Cu en una disolución
acuosa de AgNO3 los
átomos Cu entran a la disolución
17
como iones Cu2+
y los iones Ag+ se convierten
Zn (s) + CuSO4 (ac)
Zn2+ + 2e- Zn es oxidada
Zn
Cu2+ + 2e-
ZnSO4 (ac) + Cu (s)
Zn es el agente reductor
Cu Cu2+ es reducido Cu2+ es el agente oxidante
El alambre cobrizo reacciona con el nitrato de plata para
formar el metal de plata.
¿Cuál es el agente oxidante en la reacción?
Cu (s) + 2AgNO3 (ac)
Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)
Cu2+ + 2e-
Cu
Ag+ + 1e-
09/08/2017
Ag Ag+ es reducido Ag+ es el agente oxidante
18
Número de oxidación
La carga que tendría un átomo en una molécula (o un compuesto
iónico) si los electrones fueran completamente transferidos.
1. Los elementos libres (estado no combinado) tiene un
número de oxidación de cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación
es igual a la carga en el ion.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente –
2. En H2O2 y O22- éste es –1.
09/08/2017
19
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto
cuando está enlazado a metales en los compuestos
binarios. En estos casos, su número de la oxidación
es –1.
5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2
y el flúor siempre es –1.
6. La suma de los números de oxidación de todos los
átomos en una molécula o ion es igual a la carga la
neta del ion.
HCO3¿Los números de
oxidación de todos los
elementos en HCO3- ?
09/08/2017
O = -2
H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
20
¿Los números de
oxidación de todos los
elementos en lo
siguiente?
IF7
F = -1
7x(-1) + ? = 0
I = +7
NaIO3
Na = +1 O = -2
3x(-2) + 1 + ? = 0
I = +5
09/08/2017
K2Cr2O7
O = -2
K = +1
7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0
Cr = +6
21
Tipos de reacciones de oxidaciónreducción
Reacción de combinación
A+B
C
0
+4 -2
0
S + O2
SO2
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Reacción de descomposición
C
+1 +5 -2
2KClO3
09/08/2017
A+B
+1 -1
0
2KCl + 3O2
22
Tipos de reacciones de oxidaciónreducción
Reacciones de desplazamiento
A + BC
0
+1
+2
Sr + 2H2O
+4
0
TiCl4 + 2Mg
0
AC + B
-1
Cl2 + 2KBr
09/08/2017
0
Sr(OH)2 + H2 Desplazamiento de
hidrógeno
0
+2
Ti + 2MgCl2 Desplazamiento de
metal
-1
0
2KCl + Br2
Desplazamiento de
halógeno
23
La serie de actividad de los metales
Reacción de desplazamiento
M + BC
AC + B
M es metal
BC es ácido o H2O
B es H2
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Ca + 2H2O
Ca(OH)2 + H2
Pb + 2H2O
Pb(OH)2 + H2
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.
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24
Tipos de reacciones de oxidaciónreducción
Reacción de desproporción
El elemento es simultáneamente oxidado y reducido.
0
Cl2 + 2OH-
+1
-1
ClO- + Cl- + H2O
Química del cloro
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Clasifique las reacciones siguientes:
Ca2+ + CO32NH3 + H+
Zn + 2HCl
Ca + F2
09/08/2017
CaCO3
NH4+
Precipitación
Ácido-Base
ZnCl2 + H2 Redox (H2 Desplazamiento)
CaF2
Redox (Combinación)
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Estequiometría de las disoluciones
La concentración de una solución es la cantidad de
soluto presente en una cantidad dada de disolvente o
disolución .
moles de soluto
M = molaridad =
litros de disolución
¿Qué masa de KI se requiere para producir 500 mL
de una solución de 2.80 M de KI?
volúmen KI
500. mL x
09/08/2017
M KI
moles KI
1L
1000 mL
x
2.80 mol KI
1 L soln
M KI
x
gramos KI
166 g KI
1 mol KI
= 232 g KI
27
Disoluciones
1) Preparar la cantidad
de soluto apropiada
para el volumen
deseado de disolución
2) Disolver todo el soluto
en un poco de disolvente
3) Enrasar: diluir la mezcla
con más disolvente hasta
el volumen deseado de
disolución
4) Homogenizar
28
Química (1S, Grado Biología) UAM
Cómo preparar una disolución de molaridad conocida
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Marca que muestra
el volumen conocido
de la disolución
09/08/2017
Menisco
29
Dilución es el procedimiento que se sigue para preparar
una disolución menos concentrada a partir de una más
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Dilución
Solvente
adicionado
Moles de soluto
antes de la dilución
(i)
09/08/2017
MiVi
=
=
Moles de soluto
después de la dilución
(f)
MfVf
30
¿Cómo prepararía 60.0 mL de 0.2 M de
HNO3 de una disolución existente de 4.00 M HNO3?
MiVi = MfVf
Mi = 4.00
Vi =
Mf = 0.200
MfVf
Mi
Vf = 0.06 L
Vi = ? L
0.200 x 0.06
=
= 0.003 L = 3 mL
4.00
3 mL de ácido + 57 mL de agua= 60 mL de disolución
09/08/2017
31
Dilución
Ejemplo:
¿Que concentración tiene la disolución resultante de diluir 39 ml de disolución de
glucosa(aq) 0,25 M hasta 750 ml?
a) Podemos despejar la fórmula:
M final =
Vinicial Minical
Vfinal
M=
39 ml×0,25 M
= 0,013 M
750 ml
b) O podemos utilizar factores de conversión
0,25 mol glucosa
1000 ml dsln inicial = 0,013 mol glucosa = 0,013 M
1l
l dsln final
750 ml dsln final 
1000 ml
39 ml dsln inicial 
Química (1S, Grado Biología) UAM
2. Disoluciones
32
Unidades de concentración
Molaridad
M
=
moles de soluto
litros de disolución
Preparación de disoluciones diluidas a partir de disoluciones más
concentradas:
nº moles en disoluc. concentrada = nº de moles en disoluc diluida
McVc= MdVd
Molalidad
moles de soluto
m=
Kg de disolvente
Unidades de concentración
Fracción molar:
XA =
moles de A
moles totales
xi= xA+xB+....= 1
% en masa
masa de soluto
% masa =
masa total de disolución
ppm =
masa de soluto
masa total de disolución
x 106 = % masa x 104
Para disoluciones muy diluidas se utilizan:
ppm:
partes por millón
(g/g, mg/L)
ppb:
partes por billón
(ng/g, g/L)
ppt:
partes por trillón
(pg/g, ng/L)
(Nota: 1.0 L para densidad 1.0 g/mL = 1000 g)
Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una
disolución.
Porcentaje
en masa
Indica los gramos de
soluto en 100 gramos
de disolución
Molaridad
Indica los moles de
soluto en 1 litro de
disolución
Normalidad
Indica el nº de eq de
soluto en 1 litro de
disolución
% masa =
M =
N =
NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA
g soluto
g disolución
x 100
moles de soluto
litros de disolución
eq de soluto
litros de disolución
35
Análisis gravimétrico
1. Disuelva la sustancia desconocida en agua
2. El reactivo desconocido con la sustancia conocida para
formar un precipitado
3. Filtre y seque el precipitado
4. Pese el precipitado
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5. Use la fórmula química y masa del precipitado para
determinar la cantidad de ion desconocido
09/08/2017
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Valoraciones
En una valoración una disolución de concentración
exactamente conocida se agrega en forma gradual a otra
disolución de concentración desconocida hasta que la reacción
química entre las dos disoluciones se complete.
Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa.
Indicador: sustancia que cambia de color en (o cerca de)
el punto de equivalencia.
09/08/2017
Despacio agregue la
base al ácido
desconocido
hasta
que el indicador
cambie de color
37
¿Qué volumen de una disolución de 1.420 M NaOH
se requiere para valorar 25.00 mL de una
disolución de 4.50 M H2SO4 ?
¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA!
H2SO4 + 2NaOH
volumen ácido
M
ácido
25.00 mL x
moles ácido
4.50 mol H2SO4
1000 mL soln
09/08/2017
x
2H2O + Na2SO4
rx
coef.
M
moles base
2 mol NaOH
1 mol H2SO4
x
base
volumen base
1000 ml soln
1.420 mol NaOH
= 158 mL
38
Valoraciones ácido base
•Están basadas en una reacción ácido-base (reacción volumétrica)
•La valoración puede realizarse tanto en medios acuosos como en
disolventes orgánicos
•El fundamento es la transferencia de protones entre el ácido y la
base.
•Se caracterizan porque en el Punto de Equivalencia (P.E.) existe un
cambio brusco y nítido en el valor del pH del medio.
•Precisan de un indicador químico o de un pHmetro para detectar
el Punto Final (P.F.)
Aplicaciones
*Se pueden valorar tanto ácidos y bases orgánicas como inorgánicas
y el agente valorante se ha de seleccionar siempre de la forma mas
adecuada.
*La muestra una vez disuelta a menos que sea ya ácida o básica,necesita
tratarse para que el analito presente el carácter básico o ácido indispensable
en este tipo de métodos.
09/08/2017
39
Patrones o estándares
¡El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario!
Patrones ácidos
El valorante mas frecuente es el HCl que se prepara a partir de HCl (c) (12M).
No se suelen usar otros ácidos minerales (HNO3, H2SO4) porque pueden
modificar el analito (orgánico) o provocar precipitaciones (inorgánico).
No es patrón primario y necesita estandarización.
Estandarización de HCl
Patrones primarios alcalinos
* 4-amino purina ( tiene el inconveniente de su bajo P.M.)
* Na2CO3 Sustancia pura que una vez desecada es el patrón
de uso mas frecuente en la estandarización de ácidos. El
desprendimiento de CO2 puede provocar dificultades en la
percepción del P.F.
La estandarización con NaOH ( patrón secundario) induce a
09/08/2017
la acumulación de errores.
40
Patrones o estándares
¡El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario!
Patrones alcalinos
El valorante mas frecuente es el NaOH que se prepara por disolución del
sólido que es muy higroscópico y se carbonata con facilidad.
++Se necesita descarbonatar decantando disoluciones muy concentradas
o precipitando el carbonato con Ba2+ que introduce mas impurezas.
No es patrón primario y necesita estandarización.
Estandarización de NaOH
Patrones primarios ácidos
Pftalato ácido de potasio:
P.M. = 204.2 (grande), pKa = 5.4
Elevada pureza
09/08/2017 Cinética rápida
Estable térmicamente
Estandarización de NaOH
Patrones primarios ácidos
Ácido 2- furónico:
pKa = 3.06 (más fuerte)
Mejores saltos de pH
41
LAS VALORACIONES REDOX
Las valoraciones redox, también conocidas como
valoraciones de oxidación-reducción, o volumetrías
redox, son técnicas de análisis frecuentemente usadas
con el fin de conocer la concentración de una
disolución de un agente oxidante, o reductor. Este es
un tipo de valoración que se basa en las reacciones
redox, que tienen lugar entre el analito sustancia de la
cual no conocemos la concentración, y la sustancia
conocida como valorante.
09/08/2017
42
Valoración redox
Similar a la valoración ácido base, debiendo
determinar el número de moles de especie oxidante y
reductora que reaccionan entre sí.
El nº de moles de e- que pierde el oxidante es
igual a los que gana el reductor.
Si “a” es el nº de e- que captura el oxidante y “b” los que pierde
el reductor, sabremos que “a” moles de reductor reaccionan con
“b” moles de oxidante.
Vox ×[oxidante ]× b ( nº e- perd) = Vred ×[reductor ]× a (nº e- gan.)
Se necesita conocer qué especies químicas son los
productos
y
no
sólo
los
reactivos.
09/08/2017
43
Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto de
masa equivalente, y el de normalidad.
Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante
o reductora hay que dividir su masa molecular por el nº de e–
ganados o perdidos:
M eq
M
=
nº de e -
De esta manera: neq(oxidante ) = neq(reductora)
Es decir: Vox × N ox = Vred × N red
Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué
sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia se
transforma (semirreacción).
09/08/2017
44
Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución de
FeSO4 acidulada con H2SO4 con 30 ml de KMnO4
0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO4 si el
MnO4– pasa a Mn2+?
Red.: MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O
Oxid.: Fe2+  Fe3+ + 1e–
Como el MnO4– precisa de 5e– para reducirse:
N (KMnO4) = 0,25 M x 5 = 1,25 N
neq(MnO4– ) = neq(Fe2+)
V (KMnO4) x N (KMnO4) = V (FeSO4) x N (FeSO4)
30 ml x 1,25 N
N (FeSO4) = —————— = 0,75 N ; 0,75 M
09/08/2017
50 ml
45
09/08/2017
46
Se denomina GAS al ESTADO DE AGREGACION
DE LA MATERIA que no tiene forma ni volumen
propio. Su principal composición son moléculas no
unidas, expandidas y con poca fuerza de
atracción, haciendo que no tengan volumen y
forma definida, provocando que este se expanda
para ocupar todo el volumen del recipiente que la
contiene, con respecto a los gases, las fuerzas
gravitatorias y de atracción entre partículas,
resultan insignificantes.
09/08/2017
Scientific And Technical Gases Ltd - Refillable Cylinders - Pure Gases
stgas.eu
47
Los gases se expanden hasta ocupar todo el volumen del
recipiente que lo contiene.
Si inyectamos a muy alta velocidad un líquido por
un pequeño orificio para formar un aerosol dentro
de un volumen vacío, las pequeñas y rapidísimas
partículas de líquido, también terminarán por
ocupar todo el volumen formando una niebla.
09/08/2017
Pero un gas "deberá estar formado por un gran número de
moléculas". Pero bueno... el líquido también está formado por
muchas moléculas, así que aun no está resuelto del todo, nos
falta aun algo, por eso agregamos que "las moléculas se mueven
en todas direcciones" cosa que no sucede en el líquido del
aerosol, donde el grupo de moléculas que forman la partícula se
mueven todas en la misma dirección debido a la interacción
molecular que mantienen y que a su vez impide la libre
expansión.
48
En un gas además "el tamaño de la molécula debe ser despreciable,
comparado con la distancia entre ellas" de forma tal que esa enorme
distancia relativa, hace que no haya interacción, y que esta solo se
limite a su choque físico eventual.
Finalmente un gas es entonces.
Una sustancia que cumple con las condiciones siguientes:
Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene
Está formado por un gran número de moléculas
Estas moléculas se mueven individualmente al azar en todas
direcciones
La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.
09/08/2017
49
EL GAS IDEAL
El gas ideal cumple las condiciones siguientes:
Ocupa el volumen del recipiente que lo contiene.
•Está formado por moléculas.
•Estas moléculas se mueven individualmente y al azar en todas
direcciones.
•La interacción entre las moléculas se reduce solo a su choque.
•Los choques entre las moléculas son completamente elásticos
(no hay pérdidas de energía).
•Los choque son instantáneos (el tiempo durante el choque
es cero).
LOS GASES REALES, SIEMPRE QUE NO ESTÉN SOMETIDOS
A CONDICIONES EXTREMAS DE PRESIÓN Y TEMPERATURA,
CUMPLIRÁN MUY APROXIMADAMENTE LAS REGLAS
ESTABLECIDAS PARA LOS GASES IDEALES. 50
09/08/2017
COMPOSICION DE LA
ATMOSFERA
Nitrógeno
78.08 %
Oxígeno
20.95 %
Argón
0.93 %
Anhídrido Carbónico
0.03 %
Neón
0.018 %
Helio
0.005 %
Criptón
0.001 %
Hidrógeno
0.00006 %
Ozono
0.00004 %
Xenón
0.000008 %
09/08/2017
www.slideshare.net/.../gases-en-la-atmosfera-presentation-
51
Gases nobles (inertes, raros)
Gases monoatómicos,
constituyen el grupo
18, tienen sus capas de
electrones de valencia
completas y
propiedades físicas y
químicas
características del
grupo.
09/08/2017
www.uam.es/docencia/elementos/.../familias.html
52
PRESION DE LOS GASES Y SU
MEDICIÓN.
La presión se define como
fuerza por unidad de área.
P= F/A
preparatoriaabierta.com.mx
09/08/2017
F = masa * aceleración
constante de la
gravedad
F=m*a
53
PRESIÓN ATMOSFÉRICA
La presión atmosférica es el
peso que ejerce el aire sobre
la superficie terrestre.
Si el peso de la columna
disminuye, también lo hace
la presión. Si aumenta el
número de moléculas del
aire en una superficie, habrá
más moléculas para ejercer
fuerza sobre esa superficie.
aire5e.blogspot.com
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54
UNIDADES
DE PRESION
09/08/2017
• La unidad SI de presión ,
recibe el nombre de Pascal
(kg/(m*s2)
• milímetros de mercurio
(mm Hg)  torr.
Es una unidad de presión
ejercida por una columna
de mercurio de 1mm de
altura a 0,00ºC
• Atmosfera:
unidad
de
presión = a 760 mm Hg 55
proton.ucting.udg.mx
RELACION PRESION ALTURA
P= gdh
g= aceleración
constante de
gravedad= 9,81
m/s2
d = densidad del
líquido en el
manómetro.
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• Suponga que en un
barómetro se utiliza
agua en lugar de
mercurio. Si la presión
barométrica es 760 mm
Hg ¿cuál es la altura de
la columna de agua en el
barómetro a 0,00ºC?
Las densidades del agua
y del mercurio a 0ºC son
0.99987 g/cm3 y 13,596
g/cm3 , respectivamente.
56
• Pagua = PHg
MATRAZ EQUIPADO DE
MANOMETRO
proton.ucting.udg.mx
09/08/2017
57
LAS LEYES DE LOS
GASES IDEALES
Se han desarrollado leyes empíricas que
relacionan las principales variables de un gas en
base a las experiencias de laboratorio
realizadas.
EN LOS GASES IDEALES, ESTAS VARIABLES
INCLUYEN LA PRESIÓN (P), EL VOLUMEN (V)
Y LA TEMPERATURA (T).
09/08/2017
58
LEY DE BOYLE
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662.
Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle,
pero no publicó sus trabajos hasta 1676.
Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley
con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.
La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un
recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen
del recipiente, cuando la temperatura es constante.
El volumen es inversamente proporcional a la presión:
•Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
•Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
09/08/2017
59
Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la
temperatura permanecen constantes, el producto de la
presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
La expresión matemática de esta ley es:
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PV=k
(el producto de la presión por el volumen es constante)
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60
Otra manera de expresar la ley de Boyle
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que
se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento.
Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2,
entonces la presión cambiará a P2
se cumplirá:
P1
V1
09/08/2017
P 1 V1 = P 2 V2
P2
V2
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61
LEYES
POSTULADO
A temperatura
constante, el
volumen
de
Ley de cualquier gas,
Boyle - es
Mariotte inversamente
proporcional a
la presión a
que se somete.
EXPRES
IÓN
MATEM
ÁTICA
V1 = P1
V2 P2
EJEMPLO
REPRESENTACI
ÓN GRAFICA
Se tiene un volumen de 400
cm3 de Oxigeno a una presión
de 380 mm de Hg Que
volumen ocupara a una
presión de 760 mm de Hg si
la temperatura permanece
constante?
Según
la
expresión
matemática:
380mmHg*400cm3=760*V1
DespejandoV1,
V1 = 200cm3
09/08/2017
62
LEY DE GAY-LUSSAC
Relación entre la presión y la temperatura de un gas
cuando el volumen es constante
Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de
1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión
de un gas cuando el volumen es constante.
La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:
•Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
•Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
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63
Gay-Lussac descubrió que al aumentar la temperatura las
moléculas del gas, el cociente entre la presión y la temperatura
siempre tenía el mismo valor:
P
T
=k
(el cociente entre la presión y la temperatura es constante)
09/08/2017
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64
Otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac
Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una
presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del
experimento.
Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces
la presión cambiará a P2, y se cumplirá:
P1
P1
T1
T1
=
P2
P2
T2
T2
Esta ley está expresada en función de la temperatura absoluta.
Las temperaturas han de expresarse en Kelvin. 65
09/08/2017
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LEYES
Ley de
gay
Lussac
POSTULADO
A
volumen
constante , la
presión de un
gas
es
directamente
proporcional a
la
temperatura .
EXPRES
IÓN
MATEM
ÁTICA
EJEMPLO
REPRESENTACI
ÓN GRAFICA
Se calienta aire en un cilindro
de acero de 20 °C a 42°C. Si la
presión inicial es de 4.0
atmósferas ¿Cual es su presión
final?
Condiciones iniciales:
P1 = T1
P2 T2
T1=273+20=293°K; P1=4atm
Condiciones finales:
T2=273+42=315°K ;P2=?
P2=P1 x T2
T1
P2 =4,0 * 315ºK
293
P2 = 4,3 atm.
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66
Ley de Charles
Charles (1787)
VT
A presión constante, una
cierta cantidad de gas ideal,
aumenta el volúmen en forma
directamente proporcional a la
T.
V = k3 T
para n y P constantes
Para 2 estados:
V1/T1= cte=V2/T2
09/08/2017
67
www.unap.cl/public/GASES%20I.ppt
Ley de Charles
Calentar o enfriar un gas a presión constante
Disminuye la temperatura
(Disminuye el volumen)
Aumenta la temperatura
(Aumenta el volumen)
Ley de Charles
es constante
Ley de
Charles
Calentar o enfriar un gas a volumen constante
Disminuye la temperatura
(Disminuye la presión)
Aumenta la temperatura
(Aumenta la presión)
Ley de Charles
es constante
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68
www.unap.cl/public/GASES%20I.ppt
Ley de Boyle
V  1/P
n, T constante
Ley de Charles
Ley de Avogadro
VT
V n
n, P constante
P, T constante
P V = nRT
Ley de los gases
ideales
Si la temperatura = 273,15 K
el volumen = 22,4 L,
n= 1 mol
R= 0,082 L atm / K mol
la presión = 1 atmosfera
09/08/2017
69
Ley de Dalton de las presiones parciales
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• Las leyes de los gases se aplican a las mezclas de gases.
• Presión parcial:
–Cada componente de una mezcla de gases ejerce una presión
igual a la que ejercería si estuviese él sólo en el recipiente.
71
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09/08/2017
Ley de Dalton (Ley de las Presiones parciales)
Ptot = PA + PB + PC + …
Pi = Xi PT
Xi = ni =
ni
.
nT
nA + nB nC +...
La presión total de una mezcla de gases es igual a la
suma de las Presiones parciales.
09/08/2017
72
Difusión
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Efusión
09/08/2017
73
LEY DE DIFUSIÓN DE
GRAHAM
• “LA VELOCIDAD DE DIFUSIÓN DE
UN GAS ES INVERSAMENTE
PROPORCIONAL A LA RAÍZ
CUADRADA DE SU DENSIDAD”
Vd  1/ d ½
• A mayor densidad, mas le cuesta
difundir al gas ( difunde a menor
velocidad)
09/08/2017
74
Gas
Acetileno
(C2H2)
Aire
Amoniaco
(NH3)
Argón (Ar)
Butano
(C4H10)
Cloro (Cl2)
Cloruro de
Hidrógeno
(HCl)
Dióxido de
Azufre
(SO2)
Dióxido de
Carbono
(C02)
Etano
(C2H6)
Ethyne
(C2H4)
09/08/2017
Fluor (F2)
Densidad
(kg/m³)
Gas
NTP
1,092
STP
1,17
1,205
0,717
1.293
0,769
1,661
2,489
1,78
2,5
2,994
1,528
3,21
-
2,279
2,926
1,842
1,977
1,264
-
-
1,26
1,574
1,7
Helio
(He)
Hidrógen
o (H2)
Metano
(CH4)
Monóxido
de
Carbono
(C0)
Neón (Ne)
Nitrógeno
(N2)
Oxido
Nítrico
(NO)
Oxigeno
(O2)
Sulfuro de
Hidrógen
o (H2S)
Densidad
(kg/m³)
NTP
0,1664
STP
0,178
0,0893
0,09
0,668
0,717
1,165
1,25
-
0,90
1,165
1,25
1,249
-
1,331
1,429
1,434
-
75
LEY DE HENRRY
• A TEMPERATURA CONSTANTE, LA SOLUBILIDAD
DE UN GAS ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL
A LA PRESION PARCIAL QUE EL GAS EJERCE
SOBRE EL LIQUIDO.
C =  . Pi
• C = solubilidad. (vol de gas /vol de
agua)
  = coef. de solubilidad del gas a cierta
T. (ml de gas.ml-1 de agua. atm -1)
09/08/2017
76
• Pi = Presión Parcial del gas. (atm)
Ejemplo: solubilidad de O2 en
plasma.
= 0,024 ml de O2.ml-1.atm-1 (a 37 °C)
A 1 atm de presión:
C = (0,024 ml de O2.ml-1de plasma.atm-1 )x 1
atm
C = 0,024 ml de O2 / mL de plasma.
09/08/2017
77
LEY DE HENRY
• A la Presión de los Alveolos (100 mmHg
• =0,132 atm)
C = (0,024 ml/ml.atm). 0,132 atm
C = 0,003 ml de O2/ml de plasma
• En ml de O2/L de plasma:
C= 3 ml de O2/L de plasma
09/08/2017
78
• El hombre tiene 5L de sangre aprox. de la cual el
HEMATOCRITO es 45%.
Hematocrito= 5 L x 45% = 2,25 L
100%
• La fracción liquida (plasma) es de:
Vol de Plasma=5L – 2,25L = 2,75 L
• Como la solubilidad de O2 era 3 ml/L de plasma,
en la sangre circula:
3 x 2,75 ml = 8,25 ml de O2 ¡cantidad muy baja!
09/08/2017
79
09/08/2017
80
P V = n k1k2k3 T
www.unap.cl/public/GASES%20I.ppt
PV=nR T
LEY DE LOS GASES IDEALES
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81
09/08/2017
82
Para un mismo
número de moles
09/08/2017
83
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09/08/2017
84
Sistemas
• Parte pequeña del universo que se aísla para
someter a estudio.
• El resto se denomina ENTORNO.
• Pueden ser:
– Abiertos (intercambia materia y energía).
– Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
– Aislados (no intercambia ni materia ni energía).
• En reacciones químicas...
SISTEMAS = Sustancias químicas
09/08/2017
85
Definición de Termoquímica.
• Es la parte de la Química que se encarga
del estudio del intercambio energético de
un sistema químico con el exterior.
• Hay sistemas químicos que evolucionan
de reactivos a productos desprendiendo
energía. Son las reacciones exotérmicas.
• Otros sistemas químicos evolucionan de
reactivos a productos precisando energía.
Son las reacciones endotérmicas.
09/08/2017
86
La Termodinámica nos muestra
cómo utilizar el
concepto de la E. Interna, sin
exigir que analicemos las
contribuciones individuales a la
Energía interna de un
sistema.
09/08/2017
87
La Termodinámica define
Universo = Sistema + Medio*
L
M
S
Sistema (S): Porción del
universo en estudio
Medio (M): La parte del
universo que rodea al
sistema
Límite (L): Superficie o línea
imaginaria que define la
extensión del sistema.
docencia.izt.uam.mx/japg/Bioquimica1/.../Termodinamica.pdf
09/08/2017
* : también ambiente, alrededores o entorno.
88
CONCEPTOS BÁSICOS. SISTEMAS, VARIABLES Y PROCESOS
Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio.
Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo
Según su relación con el entorno hay varios
tipos de sistemas
Abierto
Puede
intercambiar
Materia
Energía
Cerrado
Materia
Aislado
Materia
Energía
09/08/2017
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docencia.izt.uam.mx/japg/Bioquimica1/.../Termodinamica.pdf
Los sistemas se presentan de diferentes formas ESTADOS
Caracterizados por VARIABLES termodinámicas
Variable = Propiedad Termodinámica = Función de Estado
No dependen de la historia
Tipos de variables
Intensivas
•No dependen de la cantidad
de materia del sistema
• Ej: T, P, r
• No son aditivas
09/08/2017
Extensivas
•Dependen de la cantidad
de materia del sistema
•Ej: m, V
• Son aditivas
90
¿Qué separa el sistema de los alrededores?
Paredes
Rígida
Permeable
Adiabática
Semipermeable
Móvil
09/08/2017
Impermeable
Diatérmicas
91
Variables de estado
• Magnitudes que pueden variar a lo largo
de un proceso (por ejemplo, en el
transcurso de una reacción química) .
• Ejemplos:
– Presión.
– Temperatura.
– Volumen.
– Concentración.
09/08/2017
92
Funciones de estado
• Tienen un valor único para cada estado
del sistema.
• Su variación solo depende del estado
inicial y final y no del camino desarrollado.
• SÍ son variables de estado: Presión,
temperatura, energía interna, entalpía.
• NO son variables de estado: calor, trabajo
09/08/2017
93
Si las propiedades macroscópicas
intensivas a lo largo de un sistema son idénticas
el sistema de denomina homogéneo
Si por el contrario estas propiedades no
son idénticas el sistema se denomina
heterogéneo
09/08/2017
docencia.izt.uam.mx/japg/Bioquimica1/.../Termodinamica.pdf
94
Un sistema heterogéneo puede constar de varios sistemas
homogéneos a estas partes se les llama fases
En este caso tenemos tres
fases, la sal no disuelta, la
solución y el vapor de agua
docencia.izt.uam.mx/japg/Bioquimica1/.../Termodinamica.pdf
09/08/2017
95
09/08/2017
96
LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.
La primera ley de la Termodinámica es el principio de conservación de
la energía aplicado a un sistema: la energía ni se crea ni se destruye
Si el sistema absorbe calor
o recibe trabajo del entorno
Aumenta su energía interna U
Si el sistema realiza trabajo
o cede calor al entorno
Disminuye su energía interna U
El cambio de energía interna de un sistema U es igual a la suma de la energía
intercambiada como calor y como trabajo con el entorno
U = Q +W
09/08/2017
Primera Ley de la
Termodinámica
97
Primer principio de la
Termodinámica
• ENERGÍA INTERNA (U)
Es la energía total del sistema.
– U = Q + W
Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.
• U es función de estado.
09/08/2017
98
EL TRABAJO EN TERMODINÁMICA.
Cuando un sistema experimenta un cambio de volumen V, intercambia
energía mediante trabajo W con su entorno.
p=presión normalmente en atm
V=volumen normalmente el litros
p = cte
Expansión
V>0 y W<0
Compresión
V<0 y W>0
U = Q +W
Si V= cte
W=0
W = - p V
Trabajo realizado por el sistema
Trabajo realizado sobre el sistema
U = QV
En un proceso a volumen constante, la variación de energía
interna U se debe sólo a la energía intercambiada mediante
calor con el entorno
09/08/2017
99
ENTALPIA
• La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema
termodinámico que éste puede intercambiar con su
entorno. Se representa por H
H = U + pV
donde U es la energía interna, p es la presión y V es el
volumen. H se mide en julios.
• Cuando un sistema pasa desde unas condiciones
iníciales hasta otras finales, se mide el cambio de
entalpía ( Δ H).
ΔH = Hf – Hi
09/08/2017
100
CONCEPTO DE ENTALPÍA.
La entalpía es una magnitud física,con unidades de energía, que se define como:
U = Q +W
H = U + pV
Variación de entalpía a presión constante
H = U + p V = Qp+ W +p V = Qp - pV+ pV = Qp
U = Q+W
p = cte
W = - pV
En un proceso a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a
la energía intercambiada mediante calor
09/08/2017
101
ENTALPÍA DE REACCIÓN
El intercambio de calor que se produce en una reacción a presión
constante se denomina entalpía de reacción ΔH = Qp.
La entalpía es una función de estado, no depende del proceso
de la reacción, sino únicamente del estado final e inicial.
Reacción exotérmica ΔH<0, si la reacción es endotérmica ΔH>0
Es una magnitud extensiva, depende de la cantidad de materia.
Depende de la temperatura y presión a las que se lleve la
reacción.
09/08/2017
102
09/08/2017
103
TRABAJO Y CALOR
Energía transferida
en virtud de
un vínculo mecánico
entre los
sistemas
09/08/2017
Energía transferida
debido a una
diferencia
de temperatura.
104
Tipos de calor de reacción
Calor de formación ΔfHº
Calor de combustión ΔcHº
CALOR DE FORMACIÓN ΔfHº o ΔHfº
Calor intercambiado con el medio ambiente, a P = cte
cuando la reacción química que se produce es la formación
de un compuesto a partir de sus elementos (en la forma
más estable).
ΔHfºH 2O = - 286 kJ/mol
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔHf =- 286 kJ/mol
Por convención ΔHf de los elementos es = 0
09/08/2017
105
ENTALPÍA ESTÁNDAR
El estado estándar de una sustancia es la
forma más estable a 1 atm y a una
temperatura de 298 K.
Cuando los reactivos y productos se
encuentran en estado estándar se
denomina entalpía estándar de reacción,
ΔHº.
La entalpía estándar de una reacción química
de síntesis en la que se forma un mol de
una sustancia se denomina entalpía molar
09/08/2017
106
estándar de formación, ΔHºf.
Ejemplo: Determinar la variación de
energía interna para el proceso de
combustión de 1 mol de propano a 25ºC y
1 atm, si la variación de entalpía, en estas
condiciones, vale – 2219,8 kJ.
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
 H = –2219,8 kJ
nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3   n = – 3
Despejando en  U =  H –  n · R · T =
– 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –
2214 kJ
 U = – 2212 kJ
09/08/2017
107
El calor
El calor NO es una
nueva forma de
energía, es el nombre
dado a una
transferencia de
energía de tipo especial
en el que intervienen
gran número de
partículas.
09/08/2017
Se denomina calor a la
energía intercambiada entre
un sistema y el medio que
le rodea debido a los
choques entre las
moléculas del sistema y el
exterior al mismo y siempre
que no pueda expresarse
macroscópicamente como
producto de fuerza por
desplazamiento.
108
CALOR
≠
ENERGIA INTERNA DE UNA SUSTANCIA
El flujo de calor es una
transferencia de energía que se
lleva a cabo como
consecuencia de las diferencias
de temperatura
La energía interna es la energía que
tiene una sustancia debido a su
temperatura, que es esencialmente a
escala microscópica la energía
cinética de sus moléculas.
El calor se considera positivo cuando fluye hacia el sistema,
cuando incrementa su energía interna. El calor se considera
negativo cuando fluye desde el sistema, por lo que
09/08/2017
109
disminuye su energía interna.
CALOR DE REACCIÓN
En un sistema termodinámico cerrado en el que tenga lugar una reacción:
aA + bB
cC + dD
se produce una rotura de enlaces y formación de otros, por lo
que habrá una variación de la energía interna del sistema.
Se denomina calor de reacción a la cantidad de
energía calorífica que el sistema ha de ceder o
absorber para que la temperatura permanezca
constante durante todo el proceso de la reacción
09/08/2017
110
química.
Si el medio exterior RECIBE ENERGÍA, la reacción se denomina
EXOTÉRMICA, y si el sistema ABSORBE ENERGÍA se llama
ENDOTÉRMICA.
En las reacciones exotérmicas, se necesita menos calor
para romper los enlaces del que se desprende al formar
los nuevos, y en las reacciones endotérmicas, ocurre al
contrario, se necesita más calor para romper los enlaces
del que se desprende al formar los nuevos.
De acuerdo con el criterio
termodinámico de signos, para una
reacción exotérmica, el calor de
reacción será negativo y para una
endotérmica será positivo.
09/08/2017
111
Si la reacción es a volumen
constante:
ΔU = Qv
REACCIONES DE ESTE TIPO PUEDEN SER:
• Reacciones que se producen en un recipiente cerrado.
• Reacciones entre sólidos o líquidos sin desprendimiento de gases.
• Reacciones entre gases en las que el número de moles permanece
constante.
Si la reacción se realiza a presión
constante, el calor de reacción Qp es
igual a la variación de la entalpía:
Qp = DH
09/08/2017
112
Para poder comparar los calores de reacciones
distintas es preciso conocer bajo qué condiciones se
están llevando a cabo y el estado físico de los distintos
componentes de la reacción (gas, líquido o sólido).
Para ello se define un estado estándar o condiciones
estándar que corresponde a la forma física más estable
de cualquier cuerpo puro a la presión de 1 atm y 25ºC,
(a diferencia de las condiciones normales que tienen
lugar a presión 1 atmósfera y temperatura 0º C).
Las entalpías determinadas en condiciones estándar se
denominan entalpías estándar y se representan de la siguiente
manera: Hº.
09/08/2017
113
Ley de Hess
El paso de los reactivos a los productos finales
puede hacerse directamente o a través de una serie
de estados intermedios, y se cumple que: "la
variación de la entalpía en la reacción directa es la
suma de las entalpías de cada una de las reacciones
intermedias", ya que al ser la entalpía una función
de estado, no depende del camino seguido sino de
las condiciones iniciales y finales.
Esto es lo que se conoce como la ley de Hess,
formulada en 1840, y a través de ella podemos
calcular variaciones de entalpía de una reacción
con tal de que pueda obtenerse como suma
algebraica de dos o más reacciones cuyos valores
09/08/2017de variación de entalpía son conocidos.
114
La Ley de Hess dice que
El valor de DH (cambio de Entalpia)
en una reacción química es el mismo
si ésta transcurre directamente o por
etapas.
Si la reacción puede expresarse como la suma de
dos o más reacciones:
Ecuación [3] = Ecuación [1] + Ecuación [2] + ...
entonces, DH se puede expresar como:
DH3 = DH1 + DH2 + ...
09/08/2017
115
09/08/2017
www12.uniovi.es/quimiorg/jfcolinas/.../Termoquimica.ppt
116
Por lo tanto, para la Termodinámica, hay tres premisas que se
deben cumplir siempre:
• Primera: El valor de la variación de entalpía (∆H) para una
reacción que se realiza a una Temperatura y a una Presión
determinadas, es siempre el mismo, independientemente de la
que reacción transcurra en uno o varios pasos.
• Segunda: El valor de la variación de la entalpía (∆H) es
directamente proporcional a la cantidad de reactivo utilizado o de
producto obtenido.
• Tercera: Los valores de la variación de entalpía (∆H) para dos
reacciones inversas, son iguales en magnitud pero de signo
contrario.
09/08/2017
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