Transformaciones Físicas y Químicas

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TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS
Los cuerpos y la materia que nos rodea, sufren contínuamente transformaciones o cambios
que denominados fenómenos. Si dejamos un cubito de hielo fuera de la heladera, un clavo dentro
de un vaso con agua, un papel en contacto con una llama, observaremos que sufren
transformaciones: el hielo se derrite, el clavo se oxida y el papel se quema.
Si analizamos detenidamente éstos fenómenos, podemos concluir que si colocamos el
agua del cubito derretido dentro del congelador nuevamente podemos repetir el mismo
fenómeno antes observado. Si intentamos hacer lo mismo en los otros dos casos, observaremos
que esto es imposible, una vez que todo el clavo se ha oxidado o que todo el papel se ha
quemado. Esto nos permite distinguir dos tipos de fenómenos:
Fenómenos Físicos
Son aquellos en los cuales no se produce un cambio sustancial de la materia, pudiendo
repetirse el fenómeno, con la misma materia inicial. En el ejemplo del cubito de hielo, al derretirse
experimenta una transformación física. Para que el agua cambie de estado, necesita incorporar
calor, es decir, energía. Podemos deducir entonces, que en toda transformación física, hay
involucrado un intercambio de energía, en nuestro ejemplo, entre el cubito y el medio ambiente.
¿Qué ocurre cuando regeneramos el cubito dentro del congelador?
Podríamos representar este fenómeno mediante la siguiente ecuación:
H2O(s) + Calor
H2O(l)
Fenómenos Químicos
En este caso, se produce un cambio sustancial de la materia, no pudiendo repetirse el
fenómeno, con la misma materia inicial. En el ejemplo del clavo de hierro que se oxida en
contacto con el agua, observamos que el clavo original, constituido exclusivamente por un tipo
de sustancia denominada hierro (Fe), luego de un tiempo de estar en contacto con el oxígeno del
agua, se transformó en otra sustancia, con propiedades diferentes, constituida por hierro y
oxígeno (óxido de hierro). Podríamos representar entonces esta transformación mediante la
siguiente ecuación:
2 Fe + O2
2 FeO
De la misma forma que las transformaciones físicas involucran intercambios de energía, los
fenómenos químicos también, y para darnos cuenta, consideremos el ejemplo del papel que se
quema: en este caso, la celulosa del papel se combina con el oxígeno del aire siempre que exista
una llama que provea la energía necesaria para esta transformación.
Ejercicio A: Veamos lo que aprendimos hasta aquí; indica en los siguientes fenómenos, cuáles son
físicos y cuáles son químicos:
1)- Evaporación del alcohol
2)- Solubilización de azúcar en agua
3)- Crecimiento de una planta
4)- Combustión de una vela
5)- Limación de un trozo de hierro
6)- Rotura de una copa
7)- Fotosíntesis
8)- Cocción de una torta
9)- Digestión de alimentos
10)- Precipitación pluvial
Reacción Química
Denominamos así a las transformaciones químicas que experimenta la materia.
Supongamos que quemamos gas metano (componente más abundante en el gas natural): de
esta combustión, obtenemos tres productos, dióxido de carbono, vapor de agua y calor.
Podemos representar este fenómeno mediante la siguiente ecuación química:
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O + 212 Kcal
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Veamos lo que ocurre realmente en esta reacción, representando las moléculas de las
sustancias involucradas:
De lo visto, podemos sacar algunas conclusiones:
a)- Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas.
b)- Las sustancias que aparecen a la izquierda de la ecuación se las denomina
sustancias reaccionantes o reactivos.
c)- Las sustancias que aparecen a la derecha de la ecuación se denominan
productos.
d)- Como en esta reacción se libera energía en forma de calor, podemos decir que
se trata de una reacción exotérmica.
Veamos que pasa cuando calentamos una sustancia como el óxido de mercurio (HgO):
2 HgO
2 Hg + O2
En este caso, para que la reacción se produzca, es necesario calentar a la sustancia, es
decir que absorbe energía en forma de calor. Podemos decir entonces que se trata de una
reacción endotérmica pues absorbe calor. El símbolo representado sobre la flecha indica calor.
Si analizamos detenidamente la última ecuación planteada podemos observar que la
sustancia reaccionante es una sustancia pura compuesta, mientras que los productos son
sustancias puras simples. Podíamos decir entonces que la reacción planteada es una reacción de
descomposición.
Descomposición Química:
Es una reacción química en la cual a partir de una sustancia pura compuesta se obtienen
dos o más sustancias (simples o compuestas), con propiedades diferentes a las de la sustancia
original.
Veamos algunos ejemplos:
2 HgO
2 Hg
CaCO3
CaO
2
+
O2
+
CO2
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Combinación Química:
Es una reacción química en la cual a partir de dos o más sustancias puras simples o
compuestas se obtiene una sustancia pura compuesta, con propiedades diferentes a las de las
sustancias originales.
2Fe
+ O2
2FeO
Fe
+ S
FeS
Modelo de Reordenamientos de enlace y Transferencia de Partículas
De lo visto en esta última parte podemos sacar algunas conclusiones:
En las reacciones químicas se rompen los enlaces que mantienen unidos a los átomos
que forman las moléculas de los reactivos.
Estos átomos se reordenan nuevamente uniéndose con otros átomos presentes y
generando moléculas distintas a las anteriores.
Si la energía que mantiene unidos a los átomos de los productos es menor que la
energía que mantenía unidos a los átomos de los reactivos, entonces en la reacción
se libera energía, es decir es exergónica o exotérmica (libera energía en forma de
calor).
Si la energía que mantenía unidos a los átomos de los reactivos es menor que la
energía que necesitan los átomos de productos para unirse, entonces es necesario
entregar energía a la reacción para que ésta se produzca, es decir se trata de una
reacción que absorbe energía, o sea, es endergónica o endotérmica (calor).
Calor de Reacción:
Es la energía involucrada en una reacción química, es decir, la energía absorbida o
liberada durante un proceso químico. Si durante la transformación no varía la presión, a este
parámetro se lo denomina entalpía de reacción y se la simboliza Hr.
El calor de reacción se puede calcular a partir de los valores de H de formación de
productos y reactivos:
Hr = ni Hfproductos – nj Hfreactivos
En donde
significa sumatoria y ni y nj son los coeficientes molares de la ecuación
correspondiente de reactivos y productos.
Los Hf de las sustancias puras en su estado natural por definición son 0 (cero).
Ejercicio B: Indicar en las siguientes reacciones, cuáles son de combinación y cuáles de
descomposición, calcular los valores de Hr e indicar de qué tipo de reacciones se trata
(endotérmicas o exotérmicas):
1]- N2 + O2
2NO
4]- 2NO + O2
2NO2
2]- 2H2O2
2H2O + O2
5]- 2CO(g)
C(s) + CO2 (g)
3]- CO + 2H2
CH3OH
6]- H2 + Cl2
2HCl
Datos: valores de Hf
NO(g): 21.59 kcal/mol
NO2 (g): 7.94 kcal/mol
H2O2 (l): -44.92 kcal/mol
CO2 (g): - 94.62 kcal/mol
H2O(l): - 68.38 kcal/mol
CO (g): - 26.44 kcal/mol
CH3OH (l): - 57.10 kcal/mol
HCl (g): -22.08 kcal/mol
Veremos a continuación las leyes que regulan las transformaciones físicas y químicas de la
materia.
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LEYES GRAVIMETRICAS
Estudian las relaciones cuantitativas de masa entre los elementos que se combinan.
También son llamadas leyes ponderales.
Ley de la Conservación de la Masa
Fue enunciada por Antoine L. LAVOISIER (1743-1794) en 1774:
" Todo sistema material aislado conserva su masa, independientemente de las transformaciones
físicas y químicas que en él se produzcan ".
En otras palabras, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma
de las masas de los productos de reacción, es decir, la materia se conserva.
En 1905, Albert EINSTEIN enunció el principio de equivalencia entre masa y energía
mediante la siguiente ecuación:
E=
8
2
m.c
c = 3 x 10 m/seg.
En esta ecuación, E es la variación de energía, m es la variación de masa y c es la
velocidad de la luz en el vacío. Según este principio, una cierta cantidad de materia se
transforma en energía aunque su magnitud es imponderable frente al orden de energías en que
se trabaja habitualmente. Este principio es importante en los procesos de fusión y fisión nuclear
donde la transformación de materia en energía es considerable.
Ley de las Proporciones Definidas
Fue enunciada por Louis J. PROUST en 1799:
" La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto es constante".
Ejemplo:
Supongamos que analizamos la composición de dos sustancias:
76.00g de Compuesto A contiene 28.00g de N, 48.00g de O.
216.00g de Compuesto B contiene 56.00g de N , 96.00g de O.
masa N)A
masa O)A
28.00 g
=
= 0.58
g
48.00
masa N)A
masa O)B
=
masa O)A
masa N)B
56.00 g
=
masa O)B
= 0.58
96.00 g
Se verifica la Ley de Proust
masa O)B
Sobre la base de estos resultados concluimos que A y B son el mismo compuesto.
Ley de las Proporciones Múltiples
Fue enunciada por John DALTON (1766-1844) en 1808:
" Si dos elementos se combinan para formar varios compuestos, la relación entre las proporciones
en que lo hacen en cada uno de ellos, es una relación de números enteros y pequeños ".
Cuando dos elementos pueden formar más de un compuesto, al calcular las relaciones
de masa entre los elementos de ambos compuestos y dividirlas entre sí, se obtiene un número
que puede ser expresado como el cociente entre dos números enteros y pequeños.
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Ejemplo:
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100 g de H2O contienen 11.11g de H y 88.89g de O.
100 g de H2O2 contienen 5.88g de H y 94.12g de O.
Para H2O: masa O
88.89 g
=
masa H
Por lo tanto,
=8
Para H2O2:
11.11 g
m O/ m H (H2O)
m O/ m H (H2O2)
masa O
masa H
=
16
8
=
2
94.12 g
=
= 16
5.88 g
1
Relación de números enteros
y pequeños
Para verificar esta ley, es necesario encontrar dicha relación de números enteros y
pequeños. Vamos a considerar números enteros y pequeños hasta 7 inclusive.
Ley de las Proporciones Equivalentes
Fue enunciada por Jeremy Benjamín RITCHER en 1780:
" Dados tres elementos A,B,C que forman tres compuestos AB, BC y AC, la relación entre las
proporciones de masa en que se combinan dos de ellos con el tercero (B y C con A en AB y AC),
es igual a la relación en que se combinan entre sí en BC, o ésta multiplicada por una relación de
números enteros y pequeños".
Ejemplo:
18.00g de H2O: 2.00g de H y 16.00g de O
16.00g de CH4: 4.00g de H y 12.00g de C
44.00g de CO2: 12.00g de C y 32.00g de O.
Para H2O:
Para CH4:
Para CO2:
Entonces:
masa O /masa H = 16.00 g / 2.00 g = 8
masa C / masa H = 12.00 g / 4.00 g = 3
masa O / masa C = 32.00 g / 12.00 g = 2.67
(masa O / masa H) en H2O
= 8/3 = 2.67 = (masa O / masa C) en CO 2
(masa C / masa H) en CH4
Equivalente Gramo (Eg): es la masa de un elemento que se combina con 8.00 g de Oxígeno o
1.00 g de Hidrógeno. La relación de masas en que dos elementos se hallan combinados en un
compuesto es la misma relación que existe entre sus equivalentes gramo.
Ejemplo:
Supongamos que 100.00g de CuO contienen 20.25 g de O y 79.75 g de Cu
Si 20.25g de O
79.75 g Cu
Cada 8 g de O
EgCu= 31.51g
100.00g de Cu2O: 11.18g de O y 88.82g de Cu
Si 11.18 g de O -------------> 88.82 g de Cu
Cada 8 g de O -------------> EgCu= 63.50g
EgCu en Cu2O
=
EgCu en CuO
63.50 g
La masa de Cu en Cu 2O es el doble de
= 2
la masa de Cu en CuO, ambas en relación
31.51 g
a la masa de oxígeno.
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Equivalente Químico (Eq): son las partes de un elemento que se combina con 8 partes de
Oxígeno o una parte de Hidrógeno. El equivalente químico expresado en gramos es igual al
equivalente gramo, por esta razón se los utiliza indistintamente. También se lo denomina peso de
combinación.
En el ejemplo anterior:
Eq Cu en CuO => 31.51
Eq Cu en Cu2O => 63.50
Ley de las Combinaciones Gaseosas
Fue enunciada por el físico-químico Joseph Louis Gay Lussac en 1808:
" Los volúmenes de combinación de sustancias gaseosas, medidas en las mismas
condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros y
pequeños".
De aquí se deduce:
1)- los volúmenes de los reactivos gaseosos guardan entre sí una relación de números
enteros y pequeños,
2)- los volúmenes de los productos gaseosos guardan entre sí una relación de números
enteros y pequeños,
3)- Existe una relación simple entre el volumen total de los reactivos y el volumen total de
los productos.
Ejemplos:
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
=>
1 vol.+ 2 vol.= 1 vol.+ 2 vol.
H2 + Cl2
2HCl
=>
1 vol.+ 1 vol.= 2 vol.
N2 + 3H2
2NH3
=>
1 vol.+ 3 vol.= 2 vol.
Ejercicio C: Se analizaron cinco muestras con la siguiente composición:
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0
g
a)- ¿Qué leyes gravimétricas se verifican entre las distintas muestras?.
b)- Hallar el equivalente gramo de N en cada muestra.
c)- ¿Cuáles muestras corresponden a un mismo compuesto? Justificar
d)- ¿Qué masa de muestra III contiene 180.00 g de H?
LEYES GENERALES DE LOS GASES
Veremos ahora las leyes que rigen el comportamiento de un gas al modificar sus variables
que permiten caracterizar el estado de un gas: presión, volumen y temperatura. Estas leyes son
experimentales:
Ley de Boyle y Mariotte (1662)
Roberto BOYLE (1627-1691) y Edmundo MARIOTTE (1620-1684) estudiaron en forma
independiente la relación que existe entre la presión y el volumen de una determinada masa
gaseosa cuando permanece constante la temperatura. Esta ley expresa la compresibilidad de
un gas:
" El volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante, es inversamente
proporcional a la presión ".
En otras palabras: si la temperatura y la masa permanecen constantes, a mayor volumen menor
presión .
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Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:
P = km,T . 1/V
Donde km.T representa una constante que depende de la masa de gas dentro del
recipiente y de la temperatura.
Veamos como se representa gráficamente esta ley:
Ley de Boyle-Mariotte
P.V=cte.
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0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6 6.5 7 7.5 8 8.5 9 9.5 10
Volumen
20ºC
30ºC
40ºC
Leyes de Charles y Gay Lussac
Jaime A. CHARLES y Jose Luis GAY LUSSAC estudiaron en 1778 la relación que existe entre
la presión y la temperatura cuando se mantiene constante el volumen; y entre el volumen y la
temperatura cuando se mantiene constante la presión, sin variar la masa de gas. Estas leyes
expresan la expansión de un gas:
1ª.Ley: " El volumen de una determinada masa de gas a presión constante es directamente
proporcional a la temperatura absoluta"
En otras palabras: si la presión y la masa permanecen constantes, a mayor temperatura mayor
deberá ser el volumen para que la presión no cambie.
Para no trabajar con temperaturas negativas en la escala Celsius ( Pf Hg = -33.89 ºC), se
utiliza la escala KELVIN o de Temperaturas Absolutas cuyo CERO ABSOLUTO es el nivel térmico
más bajo posible, y cuyo valor coincide con - 273.15 ºC .
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De esta forma podemos establecer una relación entre ambas escalas donde T es la
temperatura absoluta en grados Kelvin y t es la temperatura en la escala Celsius o Centígrada:
T(K) = 273.15 ºC + t (ºC)
Experimentalmente, por cada grado centígrado que aumenta la temperatura, el
volumen inicial (Vo) aumenta 1/273 de su valor inicial.
Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:
V = km,P . T
Donde km.P representa una constante que depende de la masa de gas dentro del
recipiente y de la presión.
Veamos como se representa gráficamente esta ley:
1ª Ley de Charles y Gay Lussac
V/T = cte.
250
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100 150 200 250 300 350 400 450 500 550 600 650 700 750 800
Temp. Absoluta
2 atm.
4 atm.
6 atm.
2ª.Ley: " A volumen constante la presión ejercida por una masa de gas es directamente
proporcional a su temperatura absoluta".
En otras palabras: si el volumen y la masa permanecen constantes, a mayor temperatura mayor
será la presión.
Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:
P = km,V . T
Donde km.V representa una constante que depende de la masa de gas dentro del
recipiente y del volumen de gas.
Veamos como se representa gráficamente esta ley:
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2ª Le y de Charle s y Gay Lussac
P/T= cte.
160
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Temperatura Absoluta
10 litros
5 litros
15 litros
ECUACION GENERAL DE LOS GASES:
De las tres leyes anteriores puede deducirse una expresión general que las engloba:
Boyle – Mariotte
1ª Ley Charles y
Gay Lussac
P1.V1 = P2 . V2
V1
=
T1
2ª Ley Charles y
Gay Lussac
V2
T2
P1
=
T1
P2
Ecuación General
P1.V1
T1
=
P2 . V2
T2
T2
Gases Ideales
Son aquellos que cumplen estrictamente con las leyes de Boyle-Mariotte y Charles-Gay
Lussac. Según estas leyes, en el cero absoluto, el volumen debería ser cero, lo cual obviamente
es absurdo.
Gases Reales
Son aquellos que se apartan del comportamiento ideal pero se comportan como ideales
a bajas presiones y altas temperaturas, pudiendo aplicar entonces estas leyes. Para un gas real
existen otras ecuaciones corregidas que incluyen parámetros de corrección que dependen del
gas considerado:
Ecuación de Van der Waals:
Para gases ideales:
(P + a/V ) . (V - b) = R . T
2
P.V = n.R.T
Esta ecuación, denominada Ecuación General de Estado de Gases Ideales, relaciona las
variables de estado de un gas ideal (P,V,T), donde n depende de la masa del gas y R es una
constante denominada Constante Universal de los Gases. Dicha ecuación será analizada en la
unidad siguiente, cuando estemos capacitados para calcular el valor de la constante .
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Ejercicio D: Un gas ocupa un volumen de 45.00 l a una temperatura de 65ºC y una presión de
1550.00 HPa.
a)- ¿Qué presión tendrá si se reduce el volumen a la mitad a T cte?.
b)- ¿Qué volumen ocupará si aumenta la temperatura a 110ºC manteniendo constante
la presión?
c)- ¿Cuál será su temperatura si la presión se disminuye en 1050.00 HPa a volumen
constante?
d)- ¿Cuánto aumentará su volumen si la temp.se eleva a 220ºC y la presión se reduce en
500.00 HPa?
e)- Indique en cada caso que leyes se verifican.
f)- Represente el problema en un gráfico de P vs. T, indicando las transformaciones
efectuadas
TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES
Las propiedades de un gas pueden ser explicadas a partir de un conjunto de postulados
hipotéticos acerca de su constitución, denominado Teoría Cinética de los Gases:
a]- Las moléculas de un gas se hallan muy alejadas unas de otras, de forma tal que el
volumen que ocupa cada una de ellas es despreciable frente a las distancias intermoleculares.
b]- Las moléculas de un gas se hallan en contínuo movimiento de modo tal que chocan
entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene (presión). Dichos choques son elásticos
de modo tal que la energía de las moléculas permanece constante.
c]- La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la
temperatura absoluta del mismo.
d]- No hay fuerzas de atracción entre las moléculas.
Sobre la base de los postulados de esta teoría, la presión que ejerce un gas dentro de un
recipiente, depende de la frecuencia de los choques de las moléculas contra las paredes del
recipiente. De la misma forma, la ecuación general de estado de un gas ideal puede ser
deducida a partir de los parámetros cinéticos acorde con esta teoría. Las reacciones químicas
en fase gaseosa depende de la frecuencia de colisión de dos moléculas de reactivo, de
acuerdo con esta teoría.
MAPA CONCEPTUAL DE LA UNIDAD
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EJERCITACIÓN
1)- Dentro de un reactor se colocaron 440 g de propano (C3H8) y 1600 g de Oxígeno (O2) obteniéndose
1320 g de Dióxido de carbono (CO2) y 720 g de agua. Plantee la ecuación química de la reacción
involucrada y determine si se verifica la ley de Lavoisier.
2)- Dentro de un reactor se colocan 150 kg de Hidrógeno (H2) y 2.4 toneladas de Oxígeno (O2). Una vez
terminada la reacción se observa que no queda reactivo sin reaccionar. Determinar cuál de los dos
productos se ha formado agua o agua oxigenada. Explique la reacción producida a partir del modelo de
reordenamientos de enlace, calcule el calor de reacción y determine si se trata de una reacción exergónica
o endergónica.
3)- Calcule el calor liberado por la combustión de 1 kg de carbono grafito (83,33 moles) para dar anhídrido
carbónico (CO2).
Rta: 7837.6 Kcal.
4)- Calcule el calor de reacción para la siguiente reacción:
C3H8(g) +5 O2 (g)
Rta: 2049.96 KJ/mol
3 CO2(g) + 4 H2O(g)
5)- Determine el calor de reacción para las siguientes reacciones e indique si se trata de reacciones
endergónicas o exergónicas:
a) 2HN3(l) +2NO(g)
H2O2(l) + 4N2(g)
c) 2 C2H2(g) +5 O2(g)
4 CO2(g) +2 H2O(g)
b) CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(g) +2 H2O(g) d) 2 C2H6(g) +7O2 (g)
4 CO2(g) + 6 H2O(g)
Rtas: a) –214.22 kcal; b) –192.24 kcal/mol; c)-301.05 kcal/mol; d)-342.04 Kcal/mol
6)- Se lleva a cabo la combustión de propeno (C3H6) mediante la siguiente reacción:
2 C3H6(g)+ 9 O2(g)
6 CO2 (g) + 6 H2O (g)
Durante la reacción se liberan 461.86 Kcal por cada mol de propeno. Calcular:
a) El calor de formación del propeno
b) La cantidad de calor que se libera al quemar 200 litros de propeno encerrados en un recipiente a
12 atm y 25ºC.
Rtas: a) 20.42 KJ/mol; b) 45339.10 kcal.
TABLA: Entalpías estandar de formación a 25ºC (cal/mol)
H2O (l)
H2O (g)
SO3(g)
SO2(g)
H2SO4(ac)
H2S(g)
H2S (ac)
D2O(l)
-68.32
-57.80
-94.58
-70.94
-217.32
-4.93
-9.49
-70.41
C(g)
CO(g)
CO2(g)
H2O2(l)
NH3(g)
HN3(l)
O3
NO (g)
171.29
-26.42
-94.53
-187.78
-11.02
63.10
34.11
21.57
CH4(g)
C2H6(g)
C2H2(g)
C2H4(g)
C3H8(g)
C4H10(g)
C2H3OH
C6H6(l)
-17.88
-20.24
54.19
12.49
-24.82
-30.15
-66.37
11.71
9)- Indicar para los siguientes pares de compuestos, que ley gravimétrica se verifica:
a) Comp. I:149.84 g de As y 48.00 g de O; Comp II:224.76 g de As y 72.00 g de O.
b) Comp.I: 36.00 g de H y 576.00 g de S; Com.II: 20.00 g de H y 320.00 g de O.
c) Comp I: 159.82 g de Br y 16.00 g de O; Comp II: 2397.30 g de Br y 1200.00 g de O.
d) Comp I: 12.01 g de C y 32.00 g de O; Comp II: 228.19 g de C y 608.00 g de O.
e) Comp I: 55.847 g de Fe y 16.00 g de O; Comp. II: 111.69 g de Fe y 48 g de O.
10)- Se analizaron 5 muestras obteniéndose los siguientes resultados:
Muestra
1
2
3
4
5
Masa Total
132.91 g
108.85 g
272.64 g
Masa de S
48.00 g
0.00 g
96.19 g
256.60 g
Masa de O
0.00 g
48.00 g
144.00 g
0.00 g
Masa de H
7.86 g
0.00 g
6.40 g
0.00 g
a)- Complete el cuadro de resultados.
b)- Verifique que leyes gravimétricas se cumplen.
c)- ¿Cuáles muestras corresponden a un mismo compuesto? Justifique
d)- ¿Qué masa de O hay en 750.00g de muestra IV ?.
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11)- Al quemar 80 g de magnesio reaccionan químicamente con oxígeno del aire produciendo 132.65 g de
óxido de magnesio (MgO). ¿Cuántos gramos de oxígeno han reaccionado? ¿En qué se basa para resolver
este problema?
Rta: 52.65 g
12)- El 70.00 % de un óxido de hierro es Fe. ¿Cuánto hierro y que cantidad de oxígeno podrá extraerse a
partir de 350 g de compuesto?
Rta: 245 g de Fe y 105 g de O
13) Analizar las siguientes afirmaciones e indicar cuáles son verdaderas y cuáles falsas. Justifique.
a) La relación de masas mA/mB en un compuesto formado por A y B siempre es un número
entero y pequeño.
b) Si la relación de Proust masa de Cobre/masa de oxígeno en muestras de un determinado óxido
de cobre es 4, el % de cobre en ese compuesto es 80 %
c) Según la ley de Dalton, la relación entre las masas de dos elementos X e Y involucrados en la
formación de varios compuestos es 2 .
d) La ley de Richter puede verificarse entre dos compuestos.
14)-En un recipiente de 25 m3 se encierra un gas a 55ºC y una presión de 12 atm.
a)- ¿Qué temperatura alcanzará si se reduce el volumen a 8 m 3 a P cte.?
b)- ¿Qué presión tendrá si la temperatura se duplica isocóricamente?
c)- ¿Cuál deberá ser el volumen del recipiente para que la temperatura se eleve isobáricamente en 80ºC?
d)- ¿Qué temperatura tendrá si se aumenta el volumen a 30 m3 y la presión a 18 atm.?
e)- Indique en cada caso que leyes se verifican.
f)- Represente el problema en un gráfico de V vs. T
Rta: a) –168.14ºC; b) 14 atm; c) 31.09 m3; d) 317,52ºC
15)- En un recipiente de 2500 cm3 se encierra un gas a 95ºC bajo una presión de 1.32 kg/cm2
a)- ¿Qué presión alcanzará si se reduce el volumen a 80 cm3 a T cte.?
b)- ¿Qué temperatura tendrá si la presión se duplica isocóricamente?
c)- ¿Cuál deberá ser la presión en el recipiente para que la temperatura se eleve isocóricamente a 180ºC ?
d)- ¿Qué temperatura tendrá si se aumenta el volumen en 3.5 litros y la presión se aumenta a 2 kg/cm 2.?
e)- Indique en cada caso que leyes se verifican.
f)- Represente el problema en un gráfico de P vs. V
RTA: a) 41.25 kg/cm2; b) 463.15 ºC; c) 1.62 kg/cm2; d) 507.77ºC
16]-En los gráficos siguientes, indique las variables de estado del gas en los puntos indicados y las
transformaciones señaladas:
a]Punto
A
B
C
D
E
F
G
Transformación
A
B
C
D
E
F
G
A
B
C
D
12
E
P
V
F
T
G
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b]Punto
A
B
C
D
E
F
G
A
Transformación
A
B
C
D
E
F
G
B
C
D
P
E
V
T
F
G
17]- Dados los siguientes valores de P, V y T construya un gráfico P vs. V en papel milimetrado:
Punto
A
B
C
D
E
F
G
H
I
J
K
Presión (Hpa)
1000
1200
1300
800
1400
1200
1500
500
250
1250
700
Volumen (litros)
15
20
27
19
25
21
10
70
60
20
50
Temperatura (K)
300
500
700
300
700
500
300
700
300
500
700
18]- Graficar V vs T
P(atm)
V(litros)
T(ºC)
12
2
20
10
2.57
40
15
1.82
60
20
1.45
80
10
2.53
35
12
2.55
100
20
1.22
25
15
1.77
50
19]- A partir del gráfico siguiente completar la tabla:
45
40
V
l
i
t
r
o
s
35
30
25
20
15
10
5
0
0
100
200
300
400
500
600
700
800
900
1000
Temperatura (K)
2 atm.
P
V
T
2
600
10
500
2
10
4 atm.
6
12.3
600
900
13
6 atm.
4
2
6
12.5
1000
245
4.5
300
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TRABAJO PRÁCTICO Nº 1
TRANSFORMACIONES QUÍMICAS
Objetivo:
Observar reacciones de combinación y descomposición y comprobar el cambio en las propiedades de
las sustancias originales.
Materiales: dos tubos de ensayos c/tapón, pinza de madera, mechero de bunsen, astilla, balanza.
Sustancias: limadura de hierro, azufre en polvo, óxido de mercurio
Procedimientos:
PRIMERA PARTE:
Coloque en dos tubos de ensayos, 8 g de azufre y 14 g de limadura de hierro respectivamente.
Observe y anote las propiedades de ambas sustancias. Mezcle el contenido de ambos tubos y caliente
cuidadosamente. Se produce una reacción con luz brillante y abundante desprendimiento de calor. Una vez
finalizada la reacción, deje enfriar, pese nuevamente el tubo y anote las propiedades del sistema. Vacie el
tubo y peselo.
La reacción que se produce es: Fe + S
sulfuro de hierro
SEGUNDA PARTE:
Coloque en un tubo de ensayos, 1 g de óxido de mercurio; observe y anote las propiedades de la
sustancia. Caliente cuidadosamente el tubo observando y anotando los cambios producidos en el sistema.
Acerque con cuidado una astilla incandescente a la boca del tubo. Una vez finalizada la reacción, deje
enfriar, pese nuevamente el tubo y anote las propiedades del sistema. Vacie el tubo y peselo.
La reacción que se produce es: óxido de mercurio
Hg + O2
Cuestionario:
1º]- ¿ Qué tipo de transformación química se produce en la primera parte?
2º]- ¿ Cómo se manifiesta el intercambio de energía en la reacción?
3º]- ¿ Qué ocurre con las masas de reactivos y productos en ambas reacciones? Justifique.
4º]- ¿ Por qué acerca una astilla encendida a la boca del tubo en la segunda parte?
5º]- ¿ Qué tipo de racción química se produce en la segunda parte?
TRABAJO PRÁCTICO Nº 2
LEYES GRAVIMÉTRICAS
Objetivo:
Verificar experimentalmente la validez de las leyes de la conservación de la masa de Lavoisier y de
las proporciones definidas de Proust.
Material: Un frasco de erlenmeyer con tapón de goma, un tubo de ensayos c/tapón ( o tubo de
hemodiálisis), balanza.
Sustancias: 100 ml de solución al 5% de cloruro de calcio, 10 ml de solución al 5% de carbonato de sodio,
Procedimientos:
Coloque 100 ml de la solución de cloruro de calcio en un erlenmeyer, tape con tapón de goma y
pese el sistema. Ponga dentro del tubo de ensayos 10 ml de solución de carbonato de sodio, tápelo y
péselo.
Una vez hecho ésto, vuelque los 10 ml de solución del tubo de ensayos dentro del erlenmeyer y tape
rápidamente el frasco con el tapón de goma. Acabada la reacción, pese el frasco sin destaparlo y el tubo de
ensayos vacío con el tapón.
Compare las masas del sistema antes de la reacción (erlenmeyer + tapón + cloruro de calcio + tubo
de ensayos con carbonato de sodio y tapón - tubo vacío con tapón) y del sistema después de la reacción.
Con los datos obtenidos verifique la validez de las leyes gravimétricas propuestas más arriba.
Reacción:
CaCl2 + Na2CO3
2 NaCl + CaCO3
14
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