Unidad 4 Y 5 Quimiuca

INSTITUTO TECNOLOGICO DE OAXACA

DEPARTAMENTO DE INGENERIA INDUSTRIAL

Resumen 4 y 5 unidad

Q. B. MARIA NIEVES BOLAÑOS ZAMBRADO

HORARIO: FECHA:

MIERCOLES: 11-12 HRS. 12/12/2012

JUEVES: 11-12 HRS.

VIERNES: 10-12 HRS. 

UNIDAD 4. REACCIONES QUIMICAS INORGANICAS Y ORGANICAS

CONCEPTOS DE MOL, SOLUCIONES Y REACCIONES.

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.

El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA) y equivale a:

Una disolución o solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada disolvente o solvente.

Una reacción química es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRIA

El término “estequiometria” que proviene de los términos griegos stoicheion, que significa elemento y metron, que significa medida.

La estequiometria es el estudio de las proporciones numéricas. En que reaccionan químicamente las sustancias.

La estequiometria es el estudio de las relaciones de mol, masa, energía, y volumen en las reacciones químicas. Cuando los químicos investigan la estequiometria de una reacción generalmente evalúan las cantidades de reactantes que se combinan para producir diferentes cantidades de productos.

Estequiometria es el estudio de las relaciones ponderales o de masa entre reactivos y productos en una reacción química.

Reacción química es el cambio o transformación química.

Las reacciones químicas son representadas por las ecuaciones químicas.

Reactivos

Productos

La estequiometria preside lo que debería suceder, pero no lo que sucederá en una reacción química.

LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS

Ley de la conservación de la materia

Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de realizar varios experimentos en los cuales la cantidad de más de las sustancias constituyentes rea igual al de las sustancias obtenidas de la masa de las sustancias obtenidas después del cambio químico sufrido.

Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

Ley de las proporciones constantes

Esta ley es también conocida como ley de las proporciones definidas o fijas.

En sus experimentos el químico francés Joseph Prooust realizo innumerables análisis cuantitativos, en los cuales se percató de que los elementos, al unirse para formar un compuesto, siempre lo hacen de la misma cantidad, la cual permanece fija e invariable.

Es por eso que esta ley dice: Los elementos que forman un compuesto se combinan siempre en la misma proporción.

Ley de las proporciones múltiples

Dalton, al realizar sus experimentos, se dio cuenta de que hay elementos que al combinarse en diferente proporción forman compuestos distintos.

Esta ley nos menciona lo siguiente: Dos elementos se pueden combinar en proporciones diferentes formando compuestos distintos.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA.

Ley de conservación de la materia. La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos en reacción. Así fue enunciada en el año 1745, Mijaíl Lomonosov. En el mismo año, y de manera independiente, el químico Antoine Lavoisier propone que “la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Es por esto que muchas veces la ley de conservación de la materia es conocida como ley de Lavoisier-Lomonosov.

La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».

Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.

Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.

Estos científicos se referían a la materia másica. Más adelante se observó que en algunas reacciones nucleares existe una pequeña variación de masa. Sin embargo, esta variación se explica con la teoría de la relatividad de Einstein, que propone una equivalencia entre masa y energía. De esta manera, la variación de masa en algunas reacciones nucleares estaría complementada por una variación de energía, en el sentido contrario, de manera que si se observa una disminución de la masa, es que ésta se transformó en energía, y si la masa aumenta, es que la energía se transformó en masa.

Teniendo en cuenta la ley de conservación de la materia, cuando escribimos una ecuación química, debemos ajustarla de manera que cumpla con esta ley. El número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los productos. El ajuste de la ecuación se logra colocando índices estequiométricos delante de cada molécula. El índice estequiométrico es un número multiplica a los átomos de la sustancia delante de la cual está colocado.

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

Cuando se producen reacciones no siempre se consumen el total de los reactivos que en estas reacciones intervienen.

Joseph Louis Proust (1754 – 1826) de nacionalidad Francesa al igual que Lavoisier, trabaja como químico en España por un lapso de veinte años, tras un trabajo muy preciso y minucioso acotando todo tipo de experiencias, logra demostrar la relación entre sustancias químicas por que las sustancias reaccionantes era siempre la misma, un aporte que lego, dejo claro la no dependencia del método de trabajo utilizado en los laboratorios que esta relación no era dependiente de ello.

Proust enunció su ley.

“Los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una proporción determinada.

“Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto siempre lo hacen en una relación de masas constantes” Lo que está diciendo es que siempre va a sede un porcentaje igual cada uno de aquellos elementos, sin importar si solo se combinan 10g o 100 g, esta ley es utilizada al encontrarse reactivos de manera ilimitada en la naturaleza.

Pongamos un metal a la intemperie (Cu) como cualquier metal se oxidara con la ayuda de nuestro amigo el oxígeno

Cu + O = Cu2O (100 %)

2 g + 0,5 g = 2.5 g (100%)

Como vez Cu tiene una proporción del 80% y el O completa el 100% aportando el 20% restante.

Con este conocimiento podemos saber cuándo hay otro compuesto aun si no poseemos todos los datos.

Un Resumen de la ley de Proust.

De los experimentos de electrolisis, se obtuvieron reacciones volumétricas y de masa en el agua formada porH2O.

En 1799 Louis Proust estableció que” cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una relación de masa definida y constante.

H2O MH / MO= K = 1 / 8 Esto indica que un gramo de hidrogeno necesita 8 gr de oxígeno para formar agua.

(Cuando hacemos un ejercicio si nos da como cociente 1/8 es que esta en la proporción indicada, de lo contrario no cumple la ley de Proust)

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

El químico de Inglés Dalton descubrió que algunos elementos se combinaban en más de una proporción con una cantidad fija, dando compuestos distintos. Fue entonces cuando enunció la Ley de las proporciones múltiples.

Dos elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

La teoría de Dalton y de Proust fue justificada por la Teoría atómica que el mismo Dalton enunció y ayudó a comprender o a intuir de la existencia de los átomos aunque en aquella época, no se podían ver.

Justificación de las leyes ponderales (Ley de las proporciones definidas y Ley de las proporciones múltiples):

1º Consecuencias de la ley de las proporciones definidas.

Si la materia está formada por átomos la masa de sus productos será la masa de los reactivos:

Ejemplo.

2º Consecuencias de la Ley de las proporciones múltiples.

Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél esté en relación de 1: 2.

Ejemplo.

Curiosidad: El Daltonismo (ceguera a algunos colores) fue descrito por primera vez por Dalton, que sufría el mismo de Daltonismo. De ahí el nombre de la enfermedad. La ceguera a ciertos colores que padecía, conocida hoy como daltonismo, le jugó más de alguna mala pasada a este científico. Al momento de experimentar sus teorías en el laboratorio, pocas veces pudo comprobarlas porque confundía los frascos de reactivos. Sin embargo, continuaba firme defendiendo sus ideas en el papel.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS A:

La expresión ³cantidad estequiometria´ indica la cantidad exacta que se necesita de una sustancia de acuerdo con una ecuación química. Para efectuar los cálculos estequiométricos A se siguen una serie de etapas.

1) Primero se escribe la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es utilizar relaciones de moles como base de cálculo.

2) La segunda etapa consiste en transformar en moles la información suministrada.

3) En la tercera etapa se examinan las relaciones molares en la ecuación química para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa hay que tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivó limitante, que es aquel reactivo que está presente en la cantidad estequiometria más pequeña de manera que determina la cantidad máxima de producto que se puede obtener.

Unidades de Medida

Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo. H= 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr 1.-un átomo ± gramo de oxígeno pesa 16 gramos 2.-un átomo ± gramo de nitrógeno pesa14 gramos 3.-un átomo ± gramo de carbono pesa 12 gramos Mol-gramo: Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia expresada en gramos. H2O = 18 (U.M.A.); 18 gr. Número de Avogadro: El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de Avogadro. El número o constante de Avogadro NA ²por Amedeo Avogadro² es una constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor recomendado para NA en 2002 por CODATA es: NA = (6,0221415 0,0000010) × 1023 mol1. A la cantidad de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA uma. Volumen-gramo: Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol. Temperatura normal: 0° C o 273° K Nota: Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas. As, los términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula

gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol. Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente

UNIDAD 5. CONCEPTOS GENERALES DE GASES, TERMOQUÍMICA Y ELECTROQUÍMICA

Conceptos básicos: gas como estado de agregación, gas ideal, gas real, propiedades críticas y factor de compresibilidad.

Gas Real

Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de los gases ideales.

Gas Ideal

Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

Punto crítico. Hay un punto, a una temperatura elevada, en que todo gas no puede licuarse por aumento de presión y la agitación molecular provocada por la temperatura es tan elevada que las moléculas no soportan la cohesión del estado líquido. Este punto se denomina punto crítico y la temperatura y presión correspondientes, reciben los nombres de temperatura y presión críticas.

Desde el punto de vista de la temperatura, el punto crítico representa la temperatura máxima a la cual un elemento permanece en estado líquido, y la presión crítica, es la presión medida a esta temperatura.

Propiedades de los gases

Los gases tienen 3 propiedades características: (1) son fáciles de comprimir, (2) se expanden hasta llenar el contenedor, y (3) ocupan más espacio que los sólidos o líquidos que los conforman.

COMPRESIBILIDAD

Una combustión interna de un motor provee un buen ejemplo de la facilidad con la cual los gases pueden ser comprimidos. En un motor de cuatro pistones, el pistón es primero halado del cilindro para crear un vacío parcial, es luego empujado dentro del cilindro, comprimiendo la mezcla de gasolina/aire a una fracción de su volumen original.

EXPANDIBILIDAD

Cualquiera que haya caminado en una cocina a donde se hornea un pan, ha experimentado el hecho de que los gases se expanden hasta llenar su contenedor, mientras que el aroma del pan llena la cocina. Desgraciadamente la misma cosa sucede cuando alguien rompe un huevo podrido y el olor característico del sulfito de hidrógeno (H2S), rápidamente se esparce en la habitación, eso es porque los gases se expanden para llenar su contenedor. Por lo cual es sano asumir que el volumen de un gas es igual al volumen de su contenedor.

VOLUMEN DEL GAS Y VOLUMEN DEL SÓLIDO

La diferencia entre el volumen de un gas y el volumen de un líquido o sólido que lo forma, puede ser ilustrado con el siguiente ejemplo. Un gramo de oxígeno líquido en su punto de ebullición (-183oC) tiene un volumen de 0.894 mL. La misma cantidad de O2 gas a 0oC la presión atmosférica tiene un volumen de 700 mL, el cual es casi 800 veces más grande. Resultados similares son obtenidos cuando el volumen de los sólidos y gases son comparados. Un gramo de CO2 sólido tiene un volumen de 0.641 mL. a 0oC y la presión atmosférica tiene un volumen de 556 mL, el cual es más que 850 veces más grande. Como regla general, el volumen de un líquido o sólido incrementa por un factor de 800 veces cuando formas gas.

La consecuencia de este enorme cambio en volumen es frecuentemente usado para hacer trabajos. El motor a vapor, está basado en el hecho de que el agua hierve para formar gas (vapor) que tiene un mayor volumen. El gas entonces escapa del contenedor en el cual fue generado y el gas que se escapa es usado para hacer trabajar. El mismo principio se pone a prueba cuando utilizan dinamita para romper rocas. En 1867, Alfredo Nobel descubrió que el explosivo líquido tan peligroso conocido como nitroglicerina puede ser absorbido en barro o aserrín para producir un sólido que era mucho más estable y entonces con menos riesgos. Cuando la dinamita es detonada, la nitroglicerina se descompone para producir una mezcla de gases de

CO2, H2O, N2, y O2

4 C3H5N3O9(l) 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + 6 N2(g) + O2(g)

Porque 29 moles de gas son producidos por cada 4 moles de líquido que se descompone, y cada mol de gas ocupa un volumen promedio de 800 veces más grande que un mol líquido, esta reacción produce una onda que destruye todo alrededor. El mismo fenómeno ocurre en una escala mucho menor cuando hacemos estallar una cotufa. Cuando el maíz es calentado en aceite, los líquidos dentro del grano se convierten en gas. La presión que se acumula dentro del grano es enorme, causando que explote.

PRESIÓN Y FUERZA

El volumen de un gas es una de sus propiedades características. Otra propiedad es la presión que el gas libera en sus alrededores. Muchos de nosotros obtuvimos nuestra primera experiencia con la presión, al momento de ir a una estación de servicio para llenar los cauchos de la bicicleta. Dependiendo de tipo de bicicleta que tuviéramos, agregábamos aire a las llantas hasta que el medidor de presión estuviese entre 30 y 70 psi.

PROPIEDADES PVT: LEY DE BOYLE, LEY DE CHARLES, LEY DE GAY-LUSSAC. ECUACIÓN GENERAL DEL ESTADO GASEOSO

LEY DE BOYLE-MARIOTTE

En 1660 Robert Boyle encontró una relación inversa entre la presión y el volumen de un gas cuando su temperatura se mantiene constante

La expresión matemática de la ley de Boyle indica que el producto de la presión de un gas por su volumen es constante:

PV= K

P1V1= P2V2

Ley de charles

Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante

En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.

Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).

Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.

Matemáticamente podemos expresarlo así:

(el cociente entre el volumen y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Charles.

Esta ley se descubre casi ciento cuarenta años después de la de Boyle debido a que cuando Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el volumen con la temperatura Celsius ya que aún no existía la escala absoluta de temperatura.

LEY DE GAY-LUSSAC

Esta ley muestra la clara relación entre la presión y la temperatura con el volumen lleva el nombre de quien la enuncio en el año 1800.

La ley expresa que al aumentar la temperatura, las moléculas del gas comienzan a moverse muy rápidamente aumentando su choque contra las paredes del recipiente que lo contiene.

Gay-Lussac descubrió que, no importa el momento del proceso el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor, o sea es constante.

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:

Las temperaturas siempre deben ser expresadas en Kelvin para esta ley.

Conclusión: Al aumentar la temperatura aumenta la presión y al disminuir la temperatura disminuye la presión.

Ley general del estado gaseoso: El volumen ocupado por la unidad de masa de un gas ideal, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, e inversamente proporcional a la presión que se recibe. Dónde: PV =nRT o P1V1/T1=P2V2/ T2

V = volumen

n = constante

P = presión

n no. de moles o gramos

R =constante

T = temperatura

R= 0.0821 (lts) (atm)/ °K

mol= 8.31 °J/°K mol

La combinación de la Ley de Boyle y la Ley de Charles nos permite establecer una relación matemática entre el volumen, temperatura y presión de una muestra determinada de gas. Esta relación queda formulada así:

"La razón entre el producto Presión - Volumen y la Temperatura es una constante".

esta masa gaseosa puede expresarse en términos de una condición inicial y una condición final:

que representa la ecuación general del estado gaseoso y en ella están incluidos los tres parámetros que determinan el comportamiento de los gases, donde:

P se expresa en atm, mmHg o psig

T se expresa en kelvin

V se expresa en litros, sus múltiplos y submúltiplos, cm3.

TERMOQUÍMICA

La Termoquímica se encarga de estudiar las características de una reacción química, con respecto al requerimiento o liberación energética implicada en la realización de los cambios estructurales correspondientes.

Si la energía química de los reaccionantes es mayor que la de los productos se produce una liberación de calor durante el desarrollo de la reacción, en caso contrario se necesita una adición de calor. Esto hace que las reacciones se clasifiquen en exotérmicas o endotérmicas según que liberen o requieran calor.

La reacción entre hidróxido de sodio y ácido clorhídrico es altamente exotérmica, mientras que la reacción de formación de óxido de magnesio a partir de oxígeno y magnesio es endotérmica.

Ecuaciones Termoquímicas

En termoquímica las reacciones químicas se escriben como ecuaciones donde además de las fórmulas de los componentes se especifica la cantidad de calor implicada a la temperatura de la reacción, y el estado físico de los reactivos y productos mediante símbolos "s" para sólidos, "g" para gases, "l" para líquidos y "ac" para fases acuosas. El calor de una reacción, QR, usualmente se expresa para la reacción en sentido derecho y su signo indica si la reacción es exotérmica o endotérmica, de acuerdo a que si

Reacción exotérmica: QR < 0

Reacción endotérmica: QR > 0

La siguiente reacción está escrita en forma de ecuación termoquímica:

Fe2O3 (s) + 3C (grafito) ↔ 2Fe(s) + 3CO (g) QR = 492,6 KJ/mol porque se expresan los estados de sus componentes y el calor de reacción en condiciones estándares. Se entiende que 492.6 KJ es la cantidad de calor requerido en la reacción, por cada mol de óxido férrico que reacciona en estado sólido a 25'C y 1 atmósfera de presión.

CALOR DE REACCIÓN.

Es el calor liberado o absorbido en una reacción a condiciones determinadas. Es una propiedad termodinámica de estado cuyo valor, depende principalmente, de la temperatura de la reacción y se calcula por la diferencia entre las energías químicas de los productos, Ep, y los reaccionantes, Er, es decir, QR = Ep - Er Cuando la suma de los contenidos calóricos de los productos excede al de los reaccionantes, la diferencia es la cantidad de calor requerida en la reacción endotérmica y es de signo positivo. Si la suma de los contenidos calóricos de los reaccionantes excede al de los productos la diferencia es la cantidad de calor liberada en la reacción exotérmica y es de signo negativo

Ley de Hess

La Ley de Hess expresa que: "El calor de una reacción es independiente del número de etapas que constituyen su mecanismo y, por lo tanto, depende sólo de los productos (estado final) y reaccionantes (estado inicial)"

CALOR DE FORMACIÓN.

Calor de formación de una sustancia

Es la cantidad de calor liberado o absorbido en la reacción de formación de un mol de una sustancia a partir de sus elementos constituyentes. La reacción de formación del bromuro de hidrógeno gaseoso a partir de sus elementos componentes en estado gaseoso y su correspondiente calor de formación, a condiciones estándares, es:

½ H2(g) + ½ Br2(g) ↔ HBr(g) Qf

0

= -36,38 KJ/mol

Los compuestos como el bromuro de hidrógeno gaseoso se denominan compuestos exotérmicos porque su reacción de formación es exotérmica, en caso contrario se llaman compuestos endotérmicos.

Es importante notar que el cambio en el estado material de alguno de los componentes de una reacción química producirá un cambio en la cantidad de calor implicada y/o en la naturaleza energética de la reacción. En la reacción de formación del agua no hay diferencias estructurales al obtenerla en forma gaseosa o líquida, pero energéticamente es mayor la cantidad liberada cuando se forma un mol de agua líquida con respecto a la cantidad liberada cuando se forma un mol de agua gaseosa, como se puede observar en las siguientes reacciones de formación

H2(g) + 1/2 O2(g) ↔ H2O(g) Qf

0

= -241.814 KJ/mol.

H2(g) + 1/2 O2(g) ↔ H2O(1) Qf

0

= -285,830 KJ/mol

Los calores de formación son determinados experimentalmente y para su estimación se asume que el calor de formación de los elementos en estado libre y en condiciones estándares es cero. La

Tabla 1 muestra los calores de formación de un conjunto de compuestos en condiciones estándares

CALOR DE SOLUCIÓN.

Es la variación de entalpia relacionada con la adición de una cantidad determinada de soluto a una cantidad determinada de solvente a temperatura y presión constantes.

El proceso de disolución del Cloruro de Sodio en agua requiere energía, ya que deben separarse el Na+ y el Cl- que se encuentran unidos por fuerzas electrostáticas en el cristal y posteriormente solventarse en el solvente quedando al estado de iones en la solución. El balance energético de estos procesos puede dar un resultado positivo o negativo, es decir, en algunos casos se requiere energía para disolver un sólido y en otros casos se desprende energía, también en forma de calor. En el caso particular de una disolución, el calor desprendido o absorbido se llama “Calor de Disolución”, o mejor “Entalpía de Solución”, D Hsoln.

El proceso de disolución del Na Cl en agua, se puede representar por:

Na Cl (s) —H2O→ Na+ (ac) + Cl- (ac) D Hsoln = 4,0 kJ

ELECTROQUÍMICA

Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la reacción química , se conoce como un “acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potencio métrico.

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