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Contenidos Estequiometria Disoluciones Químicas Termoquímica y Termodinámica Plataforma

 Química Tema: Unidad de conocimientos previos

 Estequiometria  Estequiometria

 Conceptos Básicos  Antes de comenzar con el estudio de la estequiometria, es importante recordar que el objetivo principal de la química es estudiar las transformaciones de la materia.

 La Estequiometria expresa las relaciones cuantitativas existentes entre las sustancias que participan en una reacción química (incluyen la formula de todos los reactivos y productos, y a veces, el estado de agregación y las condiciones de la reacción química).  En una reacción química se observa una transformación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.

En estequiometria debemos estudiar 3 leyes ponderales:  Ley de Lavoisier Ley de Proust Ley de Dalton

Ley de Lavoisier  “En una reacción química la suma de las masas de reactantes debe ser igual la suma de las masas de los productos obtenidos”

 En una ecuación química los compuestos se expresan por formulas, las cuales se pueden representar en:  Fórmula General: Indica la relación de átomos que hay en un compuesto sin dar cuenta de la proporción matemática mínima en que se encuentran.  Fórmula Empírica(mínima): Indica la menor proporción matemática en la que se encuentran los átomos en un compuesto.  Fórmula Molecular: Indica la proporción real en la que los átomos se encuentran dentro de un compuesto.  EJEMPLO: Formula General Cn H2n Formula Empírica C2 H4 Formula Molecular C6 H12  Número de Avogadro  Equivale a la cantidad de átomos que hay en 12 gramosde 12C, corresponde a 6,02 x 1023 unidades (átomos, moléculas, iones, entre otras)  1 mol es cualquier entidad que se componen de 6,02 x 1023 unidades.  La masa molar de un elemento o compuesto es la masa presente en 1 mol de sustancia.

 Gases Los gases se consideran fluidos con gran energía cinética y entropía, las variables que modifican el estado gaseoso son Presión (P), Volumen (L) y Temperatura (T), el numero de partículas (n), condiciona el cambio de las variables. Ley de Boyle- Mariotte Ley de Charles Ley de Gay- Lussac

Ley de Boyle- Mariotte  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.

 Combinación de las leyes de los gases  Ecuación de estado de los gases ideales PV = nRT Concepto

Unidad

Presión (P)

atm

Volumen (V)

L

Cantidad de materia (n)

mol

Temperatura (T)

Kelvin

Constante de idealidad (R) =

0,0082 atm L mol-1 K-1

 Cálculos Estequiométricos La estequiometria es una relación cuantitativa entre reactantes y productos, esta relación es en mol de moléculas o moléculas, se transforman a gramos o litros , relacionándolos con la masa molar y el volumen molar respectivamente. Ejemplo Explicación

 Reactivo Limitante

En una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinen los coeficientes estequiometricos. el reactivo limitante se consume por completo y limita la cantidad de producto que se forma. Ejemplo  Reaccionan 10 mol de H2 y 7 mol de O2, para formar agua

 Disoluciones Químicas  Disoluciones Químicas  Solubilidad  Una solución es una mezcla homogénea. La solubilidad de un soluto en un disolvente dado depende de las interacciones entre el disolvente y las partículas de soluto.  El agua disuelve muchos compuestos, iónicos y con moléculas polares, porque se forman fuerzas de interacción entre sus molécula y/o iones. Los disolventes NO polares tienden a disolver a los solutos NO polares. “Lo semejante disuelve a lo semejante”.  La solubilidad de un soluto sólido en un disolvente líquido generalmente aumenta al aumentar la temperatura.  La solubilidad de un gas en un líquido disminuye con el aumento de la temperatura.  Un aumento de presión, aumenta la solubilidad de un gas en un líquido.

 La solubilidad se define como los gramos de soluto necesarios para saturar una máxima cantidad de solvente en condiciones de temperatura o presión dada.  A 40ºC hay 20 g de soluto disueltos en 100 g de agua  En este caso la solución es Insaturada ya que presenta una mínima cantidad de soluto disuelto, para saturar se debe adicionar aprox 60 g de soluto o disminuir la temperatura.  A 40ºC hay 40 g de soluto disueltos en 100 g de agua  En este caso la solución es Saturada ya que presenta la máxima cantidad de soluto disuelto.  Si la temperatura desciende bruscamente de 40ºC a 10ºC ¿cuánto soluto quedara en exceso disuelto?  En este caso la solución estará sobresaturada ya que presenta exceso de soluto disuelto. A 40ºC la máxima cantidad de soluto es 80 g A 10ºC la máxima cantidad de soluto es 20 g Por lo tanto ha quedado en exceso 60 g de soluto. Observación: las soluciones pueden estar diluidas o concentradas.   Unidades de concentración La relación entre la cantidad de sustancia disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente se conoce como concentración, esta relación se expresa cuantitativamente en unidades físicas y químicas , debiendo considerarse densidad y masa molar del soluto.  Unidades de concentración físicas: Expresa el soluto en gramos.  Unidades de concentración químicas: Expresa el soluto en mol. Unidad de concentración

Definición

Fisica

Porcentaje en masa

Gramos de soluto contenidos en 100 g de solución

Fisica

Porcentaje en volumen

Mililitros de soluto contenidos en 100 ml de solución

Fisica

Porcentaje de masa en volumen

Gramos de soluto contenidos en 100 ml de solución

Fisica

Gramos por litro

Gramos de soluto contenidos en 1L de solución

Química

Molaridad

mol de soluto contenidos en 1 L de solución

Química

Molalidad

mol de soluto contenidos en 1 Kg de solvente

Expresión matemática

Unidades

Unidad de concentración

Definición

Expresión matemática

Unidades

Química

Fracción molar del soluto

Mol de soluto en mol de la solución

-

Química

Fracción molar del solvente

Mol de solvente en mol de la solución

-

  Características del agua El agua es un compuesto polar de baja masa molar pero más denso que la mayoría de los líquidos que existen, A diferencia de la mayor parte de los líquidos, el agua se expande cuando se congela (anomalía del agua). El agua presenta 2 polos geometría angular, el átomo central hibridación sp3. Las propiedades físicas del agua son muy elevadas, como por ejemplo tensión superficial, temperatura, densidad entre otras, en relación a otros líquidos, esto se explica por las interacciones puente de hidrogeno presenten en estado solido y liquido. Propiedades Físicas Densidad 1g/ml Punto de ebullición 100ºC a 1 atm Calor especifico 1cal/g ºC

 Propiedades Coligativas Las propiedades coligativas de las soluciones se definen como aquellas variaciones que ocurren en las propiedades de un solvente cada vez que se adicione un soluto novolátil. Estas variaciones dependen sólo de la cantidad de partículas presentes en la solución y no del tipo o naturaleza del soluto adicionado. . Estas variaciones ocurren al mismo tiempo y son las siguientes:  Disminución de la Presión de Vapor.  Aumento del Punto de Ebullición.  Disminución del Punto de Congelación.  Cambio en la Presión Osmótica.

En general para seleccionar un soluto (para adicionar a un solvente puro) que provoque los mayores cambios en las propiedades anteriores, es preciso elegir:

 Aquel que presente la menor masa molar (habrá́ mayor cantidad de moles comparado con otro de mayor masa).  Un soluto que sea iónico (de modo que genere la mayor cantidad de partículas en solución).  Aquel soluto que presente la menor volatilidad (para asegurar que no se evaporará antes que el solvente lo haga). Es importante considerar el concepto de el coeficiente de Van’t Hoff es un multiplicador que indica el número de veces que se amplifica la ecuación considerando el número de iones presentes en solución. Si el soluto es molecular (glucosa por ejemplo) el coeficiente toma valor 1. En cambio si se trata de cloruro de sodio (NaCl), un soluto iónico que disocia, el valor para i es 2, pues hay disociación de la sal y se generan 2 tipos de iones. Si el compuesto es CaCl2 (y disocia completamente) el valor de i será 3 (habrán 2 iones Cly 1 ion Ca+2)   Resumen de ecuaciones NO ELECTROLITO

ELECTROLITO

Presión de Vapor

P = Pº × X

P = Pº × X

Ascenso de la temperatura de ebullición

Te = Ke × m

Te = i × Ke × m

Descenso de la temperatura de congelación

Tc = Kc × m

Tc = i × Kc × m

π=M×R×T

Cambio en la presión osmótica

π=i×M×R×T

  Técnicas de separación de materiales  Las técnicas para separar mezclas no pueden alterar la naturaleza de las sustancias que se debe separar.  Las mezclas se separan por métodos físicos  Homogéneas A. Destilación B. Cromatografía C. Evaporación D. Recristalización  Heterogéneas A. Tamizado B. Decantación C. Sedimentación D. Filtración E. Centrifugación  Mezclas Homogéneas Destilación Cromatografía Evaporación Recristalización

Permite separar mezclas homogéneas de líquidos o gases Se fundamenta en los distintos puntos de ebullición que presentan los componentes de la mezcla (el

Permite separar mezclas homogéneas de líquidos o gases. Se fundamenta en los distintos puntos de ebullición que presentan los componentes de la mezcla, (el componente más volátil ebulle primero y se condensa en el tubo transversal que lleva agua fría).   Mezclas Heterogéneas Tamizado Decantación Sedimentación Filtración Centrifugación

Técnica que permite separar una mezcla de sólidos de distinto tamaño (técnica gravimétrica). 

 Termoquímica y Termodinámica  Termoquímica y Termodinámica  Conceptos termodinámicos En una reacción química no solo existe una transformación de sustancias, sino que también se libera o absorbe energía, la Termoquímica se encarga de estudiar estos cambios de energía (calor) involucrados en una reacción química , la termoquímica forma parte de la termodinámica que se encarga de estudiar las relaciones que se producen entre calor y otras clases de energía. Sistemas Termodinámicos Es una parte de la materia que se aísla, mediante limites reales o ficticios, lo que rodea al sistema se denomina entorno, y el conjunto de ambos se denomina universo.

 Variables termodinámicas Funciones de estado Procesos termodinámicos Describen un sistema termodinámico, pueden variar a lo largo de un proceso, empleando magnitudes macroscópicas observables y medibles, estas variables que regulan los sistemas se clasifican en: Extensivas: son dependientes de la materia. Ej: masa, volumen, calor. Intensiva: son independientes de la materia. Ej: densidad, temperatura , presion.   Energía, calor y trabajo Energía Calor Trabajo Se define como la capacidad de un sistema para producir trabajo. Cualquier sistema químico , a una presión y temperatura determinada, posee una energía almacenada, en su interior llamada energía interna, la cual equivale a la totalidad de energía cinética y potencial de las partículas que constituyen el sistema. 

  Calor específico y capacidad calorífica El calor especifico de una sustancia se define como la cantidad de calor necesaria suministrada para aumentar en 1ºC la temperatura de 1 gramo de sustancia. Los metales son elementos que presentan bajos valores de calor especifico. El calor especifico (Cp) es una magnitud intensiva pues es un valor fijo que no depende de la cantidad de sustancia involucrada (es independiente de la masa). La capacidad calorífica (m·Cp), en cambio, es una magnitud extensiva pues es dependiente de la cantidad de materia involucrada. Para calcular la cantidad de calor suministrada a un sistema con el propósito de aumentar su temperatura se ocupa la siguiente ecuación: Q=m Cp ΔT El instrumento utilizado para medir la cantidad de calor se denomina calorímetro

 Entalpia Una reacción química puede ser exotérmica o endotérmica según emita o absorba energía con el entorno (considerando sistemas abiertos o cerrados). La entalpía (H) es el contenido calórico de una sustancia a presión constante. En una reacción exotérmica la entalpía de los reactantes es mayor que la entalpía de los productos, por lo tanto, en una reacción exotérmica la variación de entalpía (∆H) es negativa, y se libera calor. En una reacción endotérmica la entalpía de los reactantes es menor que la entalpía de los productos, de modo que la reacción absorbe calor y el valor de entalpía (∆H) es positivo.

La entalpía que permite conocer el calor de generación de un compuesto a partir de sus elementos se conoce como entalpía de formación y se designa como ∆Hºf donde el subíndice indica que el compuesto se generó a partir de sus elementos. Por convención la entalpía estándar de formación de un elemento (su forma más estable) tiene valor cero ya que que no se requiere una reacción para formar al elemento en condiciones estándar.  Ejemplo

 Leyes de la termodinámica  Ley cero de termodinámica “Si un sistema A está en equilibrio (a igual temperatura) con un sistema B, y este a su vez esta en equilibrio térmico con un sistema C, entonces A y C están en equilibrio térmico” 

 Esta ley permitió construir los termómetros, ya que estos logran el equilibrio térmico con el cuerpo que se desea obtener la temperatura.  Primera ley de termodinámica Este principio se basa en la conservación de la energía, “La energía no se crea ni se destruye solo se transforma”, esto quiere decir que la energía solo se transforma entre un sistema y su entorno. 

POR EJEMPLO  Cuando un sistema cerrado, (ver figura) absorbe calor, una parte de este se utiliza para realizar un trabajo; expandir el gas para mover el embolo, el resto se almacena en forma de energía interna. ∆U = Q abs − W realizado

Q= calor ∆U= energia Interna W= trabajo  Consecuencias de la primera ley de termodinámica

Ley de Hess Ley de los estados iniciales y finales Ley de aditividad  Espontaneidad y Entropía

Una reacción es espontánea cuando ocurre en determinadas condiciones, por ejemplo , presión, temperatura o concentración, las reacciones espontáneas transcurren en una sola etapa, por esta razón son procesos irreversibles, a menos que se aplique energía al sistema, para predecir la espontaneidad de una reacción es necesario que junto con conocer la variación de entalpia, se conozca la entropía (S), la cual mide el grado de desorden a nivel atómico. Las reacciones espontaneas son de gran interés para la industria y para los procesos biológicos.   Segunda ley de termodinámica La espontaneidad y la entropía de una reacción llevaron a establecer el segundo principio de la termodinámica este establece que la entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo, es decir, evoluciona espontáneamente para alcanzar un estado final de máxima entropía. La expresión matemática es la siguiente: ∆ Suniverso = ∆ Ssistema + ∆ Sentorno > 0  Según el segundo principio de la termodinámica, para saber si un proceso es espontaneo se debe conocer la energía libre de Gibbs (G), cuya expresión es G= H - T𝑆 La energía libre es una función de estado extensiva, que determina si una reacción química es espontánea.   Variación de la energía libre de Gibbs (∆𝑮) ∆ G para un proceso a presión y temperatura constante, es ∆𝐺

Espontaneidad del proceso

negativo

espontáneo

positivo

No espontáneo

cero

En equilibrio

  Tercera ley de termodinámica “La entropía de una sustancia pura que se encuentra en el cero absoluto (0 K), es cero”

 Criterios de espontaneidad ∆H

∆S

∆G

Tº

Tipo de proceso

0

0

>0