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ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA ANTOLOGIAS DE QUIMICA APLICADA Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 1 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA INDICE Unidad 1 Estado Gaseoso. 1. 1 Concepto de gas ideal y gas real. 1. 1. 1 Comportamiento de los gases ideales 1. 1. 2 Comportamiento de los gases reales 1. 2 Teoria cinetica de los gases 1. 2. 1 Ley de Graham 1. 2. 2 Principio de Avogadro 1. 2. 3 Ecuacion de los gases ideales 1. 2. Ejercicios de aplicacion de la ecuacion general de los gases ideales 1. 2. 5 Ley de Dalton de las presiones parciales 1. 2. 6 Ejercicios de aplicacion de la Ley de Dalton 1. 2. 7 Ley de Amagat 1. 2. 8 Ejercicios de aplicacion de la Ley de Amagat 1. 3 Ecuacion de los gases reales 1. 3. 1 Ecuacion de estado de los gases reales, ecuacion de Van Der Waals 1. 3. 2 Ecuacion de Berthelot 1. 3. 3 Factor de compresibilidad 1. 3. 4 Ejercicios de aplicacion sobre ecuaciones que rigen los gases reales. Unidad 2 Termodinamica Quimica. 2. 1 Concepto de

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propiedades, sistemas y variables de sistema. . 1. 1 Clasificacion de sistema: abierto, cerrado y aislado. 2. 1. 2 Definicion de: limite, frontera y pared de un sistema. 2. 1. 3 Propiedades extensivas e intensivas 2. 1. 4 Variables dependientes e independientes. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 2 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA 2. 2 Primera Ley de la termodinamica. 2. 2. 1 Tipos de energia 2. 2. 2 Proceso reversible e irreversible 2. 2. 3 Trabajo en los proceso reversibles e irreversibles 2. 2. 4 Proceso isocorico. 2. 2. 5 Proceso isobarico. . 2. 6 Proceso isotermico. 2. 2. 7 Proceso adiabatico. 2. 2. 8 Capacidad calorifica a volumen y presion constante. 2. 3 Segunda Ley de la termodinamica. 2. 3. 1 Cambio entropico en los gases ideales. 2. 3. 2 Ejercicios de aplicacion Unidad 3 Estado Liquido. 3. 1 Concepto de liquido 3. 1. 1 Propiedades generales de los liquidos 3. 1. 2 Punto critico y equilibrio entre fases 3. 1. 3 Fuerzas de atraccion molecular 3. 1. 4 Tension superficial 3. 1. 5 Viscosidad 3. 2 Influencia de la temperatura sobre la presion de vapor 3. 2. 1 Punto de ebullicion (problemas). 3. 2. Presion de vapor 3. 2. 3 Factores que influyen sobre la presion de vapor 3. 2. 4 Determinacion de la presion de vapor 3. 2. 5 Ecuacion de Clausius-Clapeyron 3. 2. 6 Ejercicios de aplicacion Unidad 4 Aplicaciones de Procesos Tecnologicos. 4. 1 Procesos de fabricacion de circuitos impresos e integrados 4. 1. 1 Metodo fotografico. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 3 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA 4. 1. 2 4. 1. 3 Metodo serigrafico Metodo directo 4. 2 Generalidades en la fabricacion de circuitos ntegrados (monoliticos y peliculares) 4. 3 Procesos de fabricacion de ceramicos 4. 3. 1 Procesos de fabricacion de ceramica piezoelectrica 4. 3. 2 Procesos de fabricacion de ceramica ferro electrica 4. 4 Desarrollo de nuevos materiales empleados en ingenieria 4. 4. 1 Aplicaciones en la ingenieria Unidad 5 Contaminacion y Control de Residuos. 5. 1 Contaminacion ambiental 5. 1. 1 Fuentes de contaminacion que deterioran el ambiente. 5. 1. 2 Beneficios y deterioro ambiental 5. 1. 3 Desechos toxicos generados al ambiente 5. 1. 4 Alcances de toxicidad 5. 2 Legislacion ambiental 5. 2. Regulacion de sustancias de alto riesgo 5. 3 Tratamiento de residuos 5. 3. 1 Composteo 5. 3. 2 Pirolisis 5. 3. 3 Incineracion 5. 3. 4 Filtracion 5. 3. 5 Confinamiento 5. 3. 6 Procesos de reciclaje y control de residuos 5. 3. 7 Operaciones unitarias de separacion Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 4 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA UNIDAD I ESTADO GASEOSO Vivimos en el fondo de un oceano de aire cuya composicion porcentual en volumen es aproximadamente 78% N2, 21% de O2, y 1% de otros gases incluyendo el CO2.

Los elementos H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, son gases en condiciones atmosfericas normales. Observe que el hidrogeno, el nitrogeno, el oxigeno el Fluor y el cloro existen como moleculas diatomicas gaseosas: H2, N2, O2, F2, y Cl2. Un alotropo del oxigeno, el ozono (O3), tambien es un gas a la temperatura ambiente. Todos los elementos de grupo 8A, gases nobles son gases monoatomicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn. Se define el gas como: El estado de la materia en el que las moleculas practicamente no se hallan restringidas por fuerzas de cohesion.

El gas no tiene ni forma ni volumen definido. Todos los gases poseen las siguientes caracteristicas fisicas: • Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. • Se consideran los mas compresibles de los estados de la materia. • Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan completa y uniformemente. • Cuentan con densidades mucho menores que los solidos y liquidos. Presion de un gas. Los gases ejercen presion sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moleculas gaseosas se hallan en constante movimiento.

Los humanos nos hemos adaptado fisiologicamente tan bien a la presion del aire que nos rodea, que usualmente desconocemos su existencia, quizas como los peses son inconscientes de la presion del agua sobre ellos. La presion atmosferica se demuestra facilmente. Un ejemplo comun es el beber un liquido con un popote. Al succionar el aire del popote se reduce la presion de su interior, el vacio creado se llena con el liquido que es empujado hacia la parte superior del popote por la mayor presion atmosferica. La presion se define como la fuerza por unidad de area; Presion = fuerza/ area.

Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 5 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA La unidad SI de presion es el Pascal (Pa), que se define como un Newton por metro cuadrado: 1Pa = 1 N/m2 Los atomos y las moleculas de los gases en la atmosfera, como el resto de la materia, estan sujetos a la atraccion gravitacional de la tierra; por consiguiente, la atmosfera es mucho mas densa cerca de la superficie de la tierra. Las mediciones senalan que aproximadamente el 50% de la atmosfera se encuentra dentro de los 6. km de la superficie de la tierra, El 90% dentro de 16 km, y el 99% dentro de 32 km. La fuerza que experimenta cualquier superficie expuesta a la atmosfera de la tierra es igual al peso de la columna de aire que esta encima de ella. LA PRESION ATMOSFERICA, es la presion que ejerce la atmosfera de la tierra. El valor real de la presion atmosferica depende de la localizacion, la temperatura y las condiciones climaticas. La presion atmosferica se mide con el barometro. Un barometro sencillo consta de un tubo largo de vidrio, cerrado de un extremo y lleno de mercurio.

Si el tubo se invierte con cuidado sobre un recipiente con mercurio, de manera que no entre aire en el tubo, parte del mercurio saldra del tubo hacia el recipiente, creando un vacio en el extremo superior. El peso del mercurio remanente en el tubo se conserva por la presion atmosferica que actua sobre la superficie del mercurio en el recipiente. La presion atmosferica estandar (1 atm) es igual a la presion que soporta una columna de mercurio exactamente de 760 mm ( o 76 cm) de altura a 0°C al nivel del mar. Equivalencia de unidades: 1 torr = 1 mmHg 1 atm = 760 mmHg = 760 torr 1 atm = 101 325 Pa = 1. 1325 x 102 kPa Un manometro es un dispositivo para medir la presion de los gases distintos a los de la atmosfera. Existen dos tipos de manometros, el manometro de tubo cerrado se utiliza comunmente para medir presiones menores a la presion atmosferica, mientras que el manometro de tubo abierto es mas adecuado para medir presiones iguales o mayores que la presion atmosferica. LAS LEYES DE LOS GASES. Las leyes de los gases que se estudiaran en este capitulo son producto de incontables experimentos que se realizaron sobre las propiedades fisicas de los gases durante varios siglos.

Cada una de las generalizaciones en cuanto al comportamiento macroscopico de las sustancias gaseosas representa una etapa importante en la historia de la ciencia. En conjunto, tales generalizaciones han tenido un papel muy destacado en el desarrollo de muchas ideas de la quimica. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 6 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA LA RELACION PRESION VOLUMEN LEY DE BOYLE En el siglo XVII Robert Boyle estudio sistematica y cuantitativamente el comportamiento de los gases.

En una serie de experimentos, Boyle analizo la relacion que hay entre la presion y el volumen de una muestra de gas, por medio de un aparato como el que se ilustra en la fig1. La presion ejercida sobre el gas por el mercurio que se agrega al tubo, como se presenta en la figura 1a), es igual a la presion atmosferica en tanto en la figura 1b), se aprecia que un aumento en la presion, debido a la adicion de mas mercurio, conduce a una disminucion del volumen del gas y a un desnivel en la columna de mercurio.

Boyle noto que cuando la temperatura se mantiene constante, el volumen (V) de una cantidad dada de un gas se reduce cuando la presion total que se aplica (P)* aumenta. *(la presion atmosferica mas la presion debida al mercurio anadido) Esta relacion entre presion y volumen es clara en la figura 1b), 1c) y 1d). Por el contrario si la presion que se aplica decrece, el volumen del gas aumenta en la siguiente tabla se indican los resultados de algunas mediciones de presion y volumen a temperatura constante obtenidas por Boyle 724 951 1230 P(mmHg) V (unidades arbitrarias) PV 1. 1. 09 x 103 1. 22 1. 16 x 103 0. 94 1. 2 x 103 Los datos de P y V registrados son congruentes con la expresion matematica que senala la relacion inversa entre la presion y el volumen: P ? 1/V Donde ? significa proporcional a. Para cambiar el signo ? por el de igualdad (=) se escribe. P = k1 x 1/V ………(1a) Donde k1 es una constante llamada constante de proporcionalidad. La ecuacion (1a) es una expresion de la ley de Boyle, la cual establece que la presion de una cantidad fija de un gas mantenida a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas.

Reordenando la ecuacion (1a) se obtiene PV = k1 ……… (1b) Esta forma de la ley de Boyle establece que el Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 7 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA producto de la presion y el volumen de un gas a temperatura y cantidad del gas constante, es una constante. En la fig2 se observa una representacion esquematica de la ley de Boyle. La cantidad n es el numero de moles del gas y R es una constante que se definira mas adelante. Asi la constante de proporcionalidad, k1 de la ecuacion (1a) es igual a nRT.

En la fig3 se muestran dos formas convencionales de expresion grafica de los descubrimientos de Boyle. La fig3a) es un grafico de la ecuacion PV = k1; la fig3b) es un grafico de la ecuacion equivalente P = k1 x 1/V. Observe que esta ultima es una ecuacion lineal de la forma y = mx + b, donde b = 0. Aunque los valores individuales de presion y volumen pueden variar mucho para una muestra dada de un gas, siempre que la temperatura permanezca constante y la cantidad de gas no cambie, el producto P x V sera igual a la misma constante.

Por consiguiente, para una muestra de un gas bajo dos condiciones, distintas a temperatura constante, se tiene O P1V1 = k1 = P2V2 P1V1 = P2V2………. (2a) Donde V1 y V2 son los volumenes a la presion P1 y P2, respectivamente. Una aplicacion comun de la ley d Boyle, es predecir, con base en la ecuacion (2a), en que forma se afectara el volumen de un gas por un cambio de presion, como impactara la presion ejercida por un gas mediante el cambio de volumen. LA RELACION TEMPERATURA-VOLUMEN: LEY DE CHARLES Y DE GAYLUSSAC La ley de Boyle depende de que la temperatura del sistema permanezca constante. Pero suponga que cambia la temperatura ? omo afectara el cambio de la temperatura al volumen y la presion de un gas?. Los primeros investigadores que estudiaron esta relacion fueron los cientificos franceses, Jacques Charles y Joseph Gay-Lussac. Sus estudios demostraron que a una presion constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae al enfriarse. Las relaciones cuantitativas implicadas en estos cambios de temperatura y volumen del gas resultan notablemente congruentes. Por ejemplo, se observa un fenomeno interesante cuando se estudia la relacion entre temperatura y volumen a varias presiones.

A cualquier presion dada, el grafico de volumen contra temperatura es una linea recta. Extrapolando la recta al volumen cero, se encuentra que la interseccion en el eje de temperatura tiene un valor de – 273. 15°C. A cualquier otra presion se obtiene una recta diferente para el grafico de volumen y temperatura, pero se alcanza la misma interseccion de –273. 15 °C para la Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 8 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA emperatura correspondiente al volumen cero fig4 (en la practica, se puede medir el volumen de un gas solo en un intervalo limitado de temperatura, ya que todos los gases se condensan a bajas temperaturas para formar liquidos. ) En 1848, Lord Kelvin comprendio el significado de dicho fenomeno. Identifico la temperatura de –273. 15°C como el cero absoluto. Teoricamente la temperatura mas baja posible. Tomando el cero absoluto como punto de partida, establecio entonces una escala de temperatura absoluta, conocida ahora como escala de temperatura Kelvin.

En la escala Kelvin un Kelvin (K) es igual en magnitud a un grado Celsius. La unica diferencia entre la escala de temperatura absoluta y la de Celsius es la posicion del cero. Los puntos importantes de las dos escalas se comparan del siguiente modo: Escala Celsius Cero absoluto 273. 15°C Punto de congelacion del agua 273. 15 0°C K Punto de ebullicion del agua 373. 15 100°C K Notacion T t Escala Kelvin 0K La dependencia del volumen de un gas con la temperatura, se da por V? T V = k2 T V/T = k2……(2b) donde k2 es la constante de proporcionalidad.

La ecuacion (2b) se conoce como ley de Charles y de Gay-Lussac, o simplemente ley de Charles, la cual establece que el volumen de una cantidad fija de gas, mantenida a presion constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. Se observa que el factor de proporcionalidad, k2 , en la ecuacion (2b) es igual a nR/P. Otra forma de presentar la ley de Charles muestra que para una cantidad de gas y volumen constante, la presion del gas es directamente proporcional a la temperatura. P? T P ? 3 T P/T = k3 Se observa que el factor de proporcionalidad k3 = nR/T. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 9 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Igual como se hizo para la relacion presion y volumen a temperatura constante, es posible comparar dos condiciones de volumen y temperatura para una muestra dada de un gas a presion constante de la ecuacion V/T=k2 se puede escribir V1/T1 = k2 =V2/T2 V1/T1 =V2/T2 Donde V1 y V2 son los volumenes de los gases a las temperaturas T1 y T2 respectivamente.

En todos los calculos subsecuentes se supone que las temperaturas dadas en °C son exactas, de modo que no se alteraran el numero de cifras significativas. LA RELACION ENTRE VOLUMEN Y CANTIDAD: LEY DE AVOGADRO El trabajo del cientifico italiano Amadeo Avogadro complemento los estudios de Boyle, Charles y Gay-Lussac. En 1811 publico una hipotesis en donde establecio que a la misma temperatura y presion, volumenes iguales de diferentes gases contienen el mismo numero de moleculas (o atomos si el gas es monoatomico).

De ahi que el volumen de cualquier gas deba ser proporcional al numero de moles de moleculas presentes, es decir V? n V = k4 n….. (2c) Donde n representa el numero de moles k4 es la constante de proporcionalidad. La ecuacion (2c) es la expresion matematica de la ley de Avogadro, la cual establece que a presion y temperatura constante, el volumen de un gas es directamente proporcional al numero de moles del gas presente. Se observa que k4 = RT/P. De acuerdo con la ley de Avogadro cuando dos gases reaccionan entre si, los volumenes que reaccionan de cada uno de los gases tiene una relacion sencilla entre si.

Si el producto es un gas, su volumen se relaciona con el volumen de los reactivos por medio de una relacion sencilla ( un hecho demostrado antes por Gay-Lussac). Por ejemplo, considere la sintesis de amoniaco a partir de hidrogeno y nitrogeno moleculares: 3H2(g) + N2(g)>2NH3(g) 3 moles 1 mol 2 moles Dado que a la misma temperatura y presion, los volumenes de los gases son directamente proporcionales al numero de moles de los gases presentes, ahora se puede escribir 3H2(g) + N2(g) >2NH3(g) 3 volumenes 1 volumen 2 volumenes La relacion de volumen de hidrogeno molecular a nitrogeno molecular s de 3:1 y la del amoniaco (el producto) a hidrogeno molecular y nitrogeno molecular (los reactivos) es 2:4 fig5 Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 10 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA LA ECUACION DEL GAS IDEAL Resumiendo las leyes de los gases que se han analizado hasta el momento: Ley de Boyle: V ? 1/P ( a n y T constante) Ley de Charles: V ? T ( a n y P constante) Ley de Avogadro V ? n ( a P y T constante) Es posible combinar las tres expresiones a una sola ecuacion maestra para el comportamiento de los gases: V ? T / P V = R( nT / P) O PV = nRT….. (7) Donde R , la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases. La ecuacion (7) conocida como ecuacion del gas ideal, explica la relacion entre las cuatro variables P, V, T y n. Un gas ideal es un gas hipotetico cuyo comportamiento de presion volumen y temperatura se puede describir completamente por la ecuacion del gas ideal. Las moleculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre si y su volumen es despreciable en comparacion con el volumen del recipiente que lo contiene.

Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal, las discrepancias en el comportamiento de los gases reales en margenes razonables de temperatura y presion no alteran sustancialmente los calculos. Por tanto, se puede usar con seguridad la ecuacion del gas ideal para resolver muchos problemas de gases. Antes de aplicar la ecuacion del gas ideal a un sistema real, se debe calcular R, la constante de los gases. A 0°C (273. 15 K) y 1 atmosfera de presion, muchos gases reales se comportan Como un gas ideal. En los experimentos se demuestra que en esas condiciones, un mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22. 14 L, que es un poco mayor que el volumen de una pelota de basquetbol. Las condiciones de 0°C y una atm se denominan temperatura y presion estandar, y a menudo se abrevian TPE. De la ecuacion PV = nRT se puede escribir R = PV/nT R = (1atm)(22. 414 L) / (1 mol)(273. 15 K) R = 0. 082057 L atm/K mol R = 0 . 082057 L atm /K mol Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 11 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Para la mayoria de los calculos, se redondeara el valor de R a tres cifras significativas (0. 0821 L•atm / K•mol) y se utilizara 22. 1 L para el volumen molar de un gas a TPE. En el siguiente ejemplo se indica que si se conoce la cantidad, el volumen y la temperatura de un gas, es posible calcular su presion al utilizar la ecuacion del gas ideal. Ejemplo: El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas incoloro e inodoro muy poco reactivo. Calcule la presion (en atm) ejercida por 1. 82 moles del gas en un recipiente de acero de 5. 43 L de volumen a 69. 5°C. Solucion: Este problema ofrece informacion acerca del numero de moles, el volumen y la temperatura de un gas, pero no presenta cambio en ninguna de las cantidades.

Por lo tanto, para calcular la presion se utiliza la ecuacion del gas ideal, que puede reordenarse y se obtiene PV = nRT P = nRT / V P =(1. 82mol)(0. 0821 L•atm / K•mol)(69. 5+273)K 5. 43L P= 9. 42atm Dado que el volumen molar de un gas ocupa 22. 41 L a TPE, se puede calcular el volumen de un gas en condiciones de TPE sin utilizar la ecuacion del gas ideal. Ejemplo Calcule el volumen (en litros) que ocupan 7. 40 g de NH3 a TPE. Solucion: Si se acepta que un mol de un gas ideal ocupa 22. 41 L a TPE. Entonces: V = 7. 40 g NH3 x 1mol NH3 x 22. 41 L 17. 03 g NH3 1mol NH3 V = 9. 4 L Puesto que 7. 40g es menor que la masa molar de NH3 (17. 03g), es de esperar que el volumen sea menor que 22. 41 L a TPE. Por lo tanto, la respuesta es razonable. Es posible resolver el problema de manera diferente si primero se convierte 7. 40g de NH3 a numero de moles de NH3 y entonces se aplica la ecuacion del gas ideal. Entonces: 17. 03g = 1 mol Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 12 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA 7. 4g = X X = 7. 4g x 1 mol / 17. 03g = 0. 4345 mol Por lo tanto V = nRT/P=( 0. 345)(0. 0821)(273. 15)/1atm V = 9. 74 L La ecuacion del gas ideal es util para resolver problemas que no implican cambios en P, V, T y n de una muestra de gas. Sin embargo, a veces es necesario trabajar con cambios de presion, volumen y temperatura, o incluso, de cantidad de gas. Cuando cambian las condiciones, se debe emplear una forma modificada de la ecuacion del gas ideal que toma en cuenta las condiciones iniciales y finales. Esta ecuacion se obtiene del modo siguiente, partiendo de la ecuacion PV = nRT R = P1V1 / n1T1 (antes del cambio) Y R = P2V2 / n2T2 (despues del cambio)

De manera que P1V1 / n1T1 = P2V2 / n2T2 Si n1 = n2 como normalmente ocurre, porque la cantidad de gas por lo general no cambia, la ecuacion en tal caso se reduce a P1V1 / T1 = P2V2 / T2….. (8) La aplicacion de la ecuacion (8) son el tema de los dos ejemplos siguientes. Ejemplo: Una pequena burbuja se eleva desde el fondo de un lago, donde la temperatura y presion son 8°C y 6. 4 atm, hasta la superficie del agua , donde la temperatura es 25°C y la presion de 1. 0 atm. Calcule el volumen final de la burbuja (en mL) si su volumen inicial era de 2. 1 mL.

Solucion: Observe que este problema implica un cambio de temperatura, presion y volumen, pero no numero de moles del gas. De este modo, se puede utilizar la ecuacion (8) para calcular el volumen final. Se empieza por escribir Condiciones iniciales Condiciones finales P1 = 6. 4 atm P2 = 1. 0atm V1 = 2. 1mL V2 =? T1 =(8+273)K=281K T2 =(25+273)K=298K Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 13 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA La cantidad de gas en la burbuja permanece constante, por lo que n1=n2.

Para calcular el volumen final, V2, se arregla la ecuacion (8) como sigue: V2 =(V1)( P1 /P2)(T2/T1) V2 = (2. 1mL)(6. 4 atm/1. 0 atm)(298K/281K) V2 = 14 mL Asi, el volumen de la burbuja aumenta de 2. 1 mL a 14 mL por la disminucion de la presion del agua y el aumento de la temperatura. LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES Hasta ahora, nos hemos concentrado en el comportamiento de sustancias gaseosas puras, pero en los experimentos a menudo se utilizan mezclas de gases. Por ejemplo, para el estudio de la contaminacion del aire, puede interesar la relacion de presion, volumen y temperatura de una muestra de aire, que contiene varios gases.

En este y todos los casos que implican mezclas de gases, la presion total del gas se relaciona con las presiones parciales, es decir, las presiones de los componentes gaseosos individuales de la mezcla. En 1801, Dalton formulo una ley, que actualmente se conoce como ley de Dalton de las presiones parciales, la cual establece que la presion total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejerceria si estuviera solo. En la fig6 se ilustra la ley de Dalton. Considere el caso en el que dos gases A y B, estan en un recipiente de volumen V.

La presion ejercida por el gas A, de acuerdo con la ecuacion del gas ideal, es: PA = nA RT / V Donde nA es el numero de moles de A presente. Del mismo modo, la presion ejercida por el gas B es PB = nB RT / V En una mezcla de gases A y B, la presion total Pt es el resultado de las colisiones de ambos tipos de moleculas A y B, con las paredes del recipiente. Por tanto, de acuerdo con la ley de Dalton, PT = PA + PB = nART / V = nBRT / V = ( RT / V) (nA + nB) = nRT / V Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 14 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA onde n, el numero total de moles de los gases presentes, esta dado por n = nA + nB y PA y PB son las presiones parciales de los gases A y B, respectivamente. Asi para una mezcla de gases, la PT depende solo del numero total de moles de gas presente, no de la naturaleza de las moleculas del gas. En general, la presion total de una mezcla de gases esta dada por : PT = P1 + P2 + P3 +… Donde P1, P2,, P3,… son las presiones parciales de los componentes 1, 2, 3… Para darse cuenta como esta relacionada cada presion parcial con la presion total, considere de nuevo el caso de la mezcla de los gases A y B.

Dividiendo PA entre PT, se obtiene = (nA RT/V) / (nA + nB)RT /V) = nA / nA + nB) = XA donde XA se denomina la fraccion molar del gas A. La fraccion molar es una cantidad adimensional que expresa la relacion del numero de moles de un componente con el numero de moles de todos los componentes presentes. Su valor siempre es menos que 1, excepto cuando A es el unico componente presente. La presion parcial de A se puede expresar como PA = XAPT Del mismo modo PB = XBPT ? Como se determinan las presiones parciales? Un manometro unicamente mide la presion total de una mezcla gaseosa.

Para obtener las presiones parciales, es necesario conocer las fracciones molares de los componentes, lo cual podria implicar elaborados analisis quimicos. El metodo mas directo para medir las presiones parciales es usar un espectrometro de masas. Las intensidades relativas de las senales de un espectro de masas son directamente proporcionales a las cantidades y, por tanto, a las fracciones molares de los gases presentes. Con los valores de las fracciones molares y de la presion total, es posible calcular las presiones parciales de los componentes individuales. Ejemplo Una mezcla de gases contiene 4. 46 moles de neon (Ne), 0. 4 moles de argon (Ar) y 2. 15 moles de xenon (Xe). Calcule las presiones parciales de los gases si la presion total es de 2. 0 atm a cierta temperatura. Solucion: Para calcular las presiones parciales se aplica la ley de Dalton. Primero se deterina la fraccion molar del neon como sigue: XNe = nNe / nNe + nAr + nXe Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 15 de 97 PA / Pt ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA = 4. 46 mol /4. 46 mol +0. 74 mol +2. 15 mol = 0. 607 PNe = XNePT = 0. 607 x 2. 0 atm = 1. 21 atm PAr = XArPT = 0. 10 x 2. 0 atm = 0. 2 atm PXe = XXePT = 0. 293 x 2. atm = 0. 586 atm LA TEORIA CINETICA MOLECULAR DE LOS GASES Las leyes de los gases ayudan a predecir el comportamiento de los gases, pero no explican lo que sucede a nivel molecular y que ocasiona los cambios que se observan en el mundo macroscopico. Por ejemplo, ? por que un gas se expande al calentarlo? En siglo XIX, varios fisicos, entre los que destacan Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell, encontraron que las propiedades fisicas de los gases se explican en terminos del movimiento de moleculas individuales, el cual es una forma de energia, que aqui se define como la capacidad para realizar un trabajo o producir un cambio.

En mecanica, el trabajo se define como el producto de la fuerza por la distancia. Como la energia se mide como trabajo, se escribe energia = trabajo realizado energia = fuerza x distancia El joule (J) es la unidad SI de energia 1 J = 1 kg m2 / s2 = 1Nm De modo alternativo, es posible expresar la energia en kilojoules (kJ): 1 kJ = 1000 J Como se vera en otro capitulo, existen numerosos tipos de energia. La energia cinetica (EC) es un tipo de energia que se manifiesta por un objeto en movimiento, o energia de movimiento.

Los descubrimientos de Maxwell, Boltzmann y otros, produjeron numerosas generalizaciones acerca del comportamiento de los gases que desde entonces se conocen como la teoria cinetica molecular de los gases, o simplemente la teoria cinetica de los gases. Dicha teoria se centra en las siguientes suposiciones: 1. Un gas esta compuesto de moleculas que estan separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moleculas pueden considerarse como “puntos”, es decir, poseen masa pero tienen un volumen despreciable. 2.

Las moleculas de los gases estan en continuo movimiento en direccion Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 16 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA aleatoria y con frecuencia chocan unas contra otras. Las colisiones entre las moleculas son perfectamente elasticas, o sea la energia se transfiere de una molecula a otra por efecto de las colisiones. Sin embargo, la energia total de todas las moleculas no se altera. 3. Las moleculas de los gases no ejercen entre si fuerzas de atraccion o de repulsion. . La energia cinetica promedio de las moleculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvins. Dos gases a la misma temperatura tendran la misma energia cinetica promedio, la energia cinetica promedio de una molecula esta dada por: __ __ KE = ? m u2 Donde m es la masa de la molecula y u es su velocidad. La barra horizontal denota un valor promedio. La cantidad u2 media se denomina velocidad cuadratica media; es el promedio del cuadrado de las velocidades de todas las moleculas: __ u2 = u12 + u2 2 +….. N 2 /N donde N es el numero de moleculas La suposicion 4 permite escribir __ KE ? T _ 1/2mu2 ? T _ 2 1/2mu = C T donde C es la constante de proporcionalidad y T es la temperatura absoluta. De acuerdo con la teoria cinetica molecular, la presion de un gas es el resultado de las colisiones entre las moleculas y las paredes del recipiente que lo contiene. Depende de la frecuencia de las colisiones por unidad de area y de la “fuerza” con la que las moleculas golpeen las paredes. La teoria tambien proporciona una interpretacion molecular de la temperatura. Segun la ecuacion 1/2mu2 = C T la temperatura absoluta de un gas es una medida de la energia cinetica promedio de las moleculas. En otras palabras, la temperatura absoluta es un indice del movimiento aleatorio de las moleculas: a mayor temperatura, mayor energia de las moleculas. Como el movimiento molecular aleatorio se relaciona con la temperatura de un gas, algunas veces se hace referencia a el como movimiento termico. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 17 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA

APLICACION DE LAS LEYES DE LOS GASES Aunque la teoria cinetica de los gases se basa en un modelo bastante simple, los detalles matematicos implicados son muy complejos sin embargo sobre una base cualitativa es posible utilizar la teoria para explicar las propiedades generales de las sustancias en el estado gaseoso. Los siguientes ejemplos ilustran las circunstancias en las que es util esta teoria. Compresibilidad de los gases. Como las moleculas en la fase gaseosa se encuentran separadas por grandes distancias (suposicion 1), los gases se pueden comprimir facilmente para ocupar un menor volumen. Ley de Boyle.

La presion ejercida por un gas es consecuencia del impacto de sus moleculas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La velocidad de colision, o el numero de colisiones moleculares con las paredes, por segundo, es proporcional a la densidad numerica (es decir, numero de moleculas por unidad de volumen) del gas. Al disminuir el volumen de una cierta cantidad de gas aumenta su densidad numerica, y por tanto, su velocidad de colision. Por esta causa, la presion de un gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa; cuando el volumen disminuye, la presion aumenta y viceversa. Ley de Charles.

Puesto que la energia cinetica promedio de las moleculas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra (suposicion 4), al elevar la temperatura aumenta la energia cinetica promedio. Por consiguiente, las moleculas chocaran mas a menudo contra las paredes del recipiente y con mayor fuerza si el gas se calienta, aumentando entonces la presion. El volumen del gas se expandira hasta que la presion del gas este equilibrada por la presion externa constante. Ley de Avogadro. Se ha demostrado que la presion de un gas es directamente proporcional a la densidad y a la temperatura del gas.

Como la masa del gas es directamente proporcional al numero de moles (n) del gas, la densidad se expresa como n/V. Por consiguiente P ? nT/V para dos gases 1 y 2, se escribe P1 ? n1T1 / V1 = C n1T1 / V1 P2 ? n2T2 / V2 = C n2T2 / V2 donde C es la constante de proporcionalidad, Por tanto, para dos gases sometidos a las mismas condiciones de presion, volumen y temperatura ( es decir, cuando P1= P2, T1=T2 y V1=V2), se cumple que n1 =n2 que es una expresion matematica de la ley de Avogadro. Ley de Dalton de las presiones parciales.

Si las moleculas no se atraen o repelen entre si (suposicion 3), entonces la presion ejercida por un tipo de molecula no se afectara por la presencia de otro gas. Como consecuencia, la presion total estara dada por la suma de las presiones individuales de los gases. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 18 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA IMAGENES ESTADO GASEOSO La relacion presion-volumen: ley de Boyle. Fig. 1 Aparato para estudiar la relacion entre la presion y el volumen de un gas.

En a) la presion del gas es igual a la presion atmosferica. La presion ejercida sobre el gas aumenta desde a) hasta d) a medida que se agrega mercurio y el volumen del gas disminuye como lo predice la ley de Boyle. La presion adicional ejercida sobre el gas se observa por la diferencia entre los niveles de mercurio (h mmHg). La temperatura permanece constante. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 19 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Figura 2. Representacion esquematica de las leyes de Boyle, Charles y Avogadro. Ing.

Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 20 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Figura 3. En esta grafica se representa la variacion del volumen de una muestra de gas con la presion que se ejerce sobre el a temperatura constante. a) P contra V. Observe que el volumen del gas se duplica cuando la presion del gas se reduce a la mitad; b) nos muestra la grafica de P contra 1/V. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 21 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Figura 4.

Variacion del volumen de una muestra de gas con el cambio d temperatura a presion constante. Cada linea representa la variacion a una cierta presion. Las presiones aumentan desde P1 hasta P4. Todos los gases terminan por condensarse (se vuelven liquidos) si se enfrian a temperaturas suficientemente bajas; las lineas solidas representan la region de temperatura por arriba del punto de condensacion. Al extrapolar estas lineas (lineas interrumpidad), todas coinciden en el punto que representa el volumen cero y una temperatura de -273. 15°C. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 22 de 97

ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Figura 5. Relacion de volumenes de gases en una reaccion quimica. La relacion de volumen de hidrogeno molecular a nitrogeno molecular es 3:1, y la del amoniaco (producto) a hidrogeno molecular y a nitrogeno molecular combinado (reactivos) es de 2:4 0 1:2. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 23 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Figura 6. Representacion esquematica de la ley de Dalton de las presiones parciales. Ing.

Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 24 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Unidad 2 Termodinamica Quimica. TERMOQUIMICA. LA NATURALEZA DE LA ENERGIA Y LOS TIPOS DE ENERGIA. “Energia” es un termino bastante utilizado a pesar de que representa un concepto muy abstracto. Por ejemplo, cuando alguien se siente cansado, se suele decir que no tiene energia; es comun leer sobre la busqueda de alternativas de fuentes de energia no renovables. A diferencia de la materia, la energia se reconoce por sus efectos. No puede verse, tocarse, olerse, pesarse.

La energia generalmente se define como la capacidad para efectuar un trabajo. En otros capitulos se define trabajo como “fuerza X distancia”, pero mas adelante se vera que hay otros tipos de trabajo. Todas las formas de energia son capaces de efectuar un trabajo (es decir, ejercer una fuerza a lo largo de una distancia), pero no todas ellas tienen la misma importancia para la quimica. Por ejemplo, es posible aprovechar la energia contenida en las olas para realizar un trabajo util. Pero es minima la relacion entre la quimica y las olas. Los quimicos definen trabajo como el cambio de energia que resulta de un proceso.

La energia cinetica, energia producida por un objeto en movimiento, es una de las formas de energia que para los quimicos tiene gran interes. Otras son energia radiante, energia termica, energia quimica y energia potencial. La energia radiante, o energia solar, proviene del Sol y es la principal fuente de energia de la Tierra. La energia solar calienta la atmosfera y la superficie terrestre, estimula el crecimiento de la vegetacion a traves de un proceso conocido como fotosintesis, e influye sobre los patrones globales del clima. La energia termica es la energia asociada con el movimiento aleatorio de los atomos y las moleculas.

En general la energia termica se calcula a partir de mediciones de temperatura. Cuanto mas vigoroso sea el movimiento de los atomos y las moleculas en una muestra de materia, estara mas caliente y su energia termica sera mayor. Sin embargo, es necesario distinguir con claridad entre energia termica y temperatura. Una taza de cafe a 70°C tiene mayor temperatura que una tina llena con agua caliente a 40°C, pero en la tina se almacena mucha mas energia termica porque tiene un volumen y una masa mucho mayor que la de laza de cafe, y por tanto mas moleculas de agua y mayor movimiento molecular.

Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 25 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA La energia quimica es una forma de energia que se almacena en las unidades estructurales de las sustancias; esta cantidad se determina por el tipo y arreglo de los atomos que constituyen cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una reaccion quimica, la energia quimica se libera, almacena o se convierte en otra forma de energia. La energia potencial es la energia disponible en funcion de la posicion de un objeto.

Por ejemplo, debido a su altitud una piedra en la cima de una colina tiene mayor energia potencial y al caer en el agua salpicara mas que una piedra semejante que se encuentra en la parte baja de la colina. La energia quimica se considera como un tipo de energia potencial porque se relaciona con la posicion relativa y el arreglo de los atomos de una sustancia determinada. Todas las formas de energia se pueden convertir (al menos en principio) unas en otras. Cuando se esta bajo la luz solar se siente calor porque, en la piel, la energia radiante se convierte en energia termica.

Cuando se hace ejercicio, la energia quimica almacenada en el cuerpo se utiliza para producir energia cinetica. Si duda existen muchos otros ejemplos. Los cientificos han concluido que, aun cuando la energia se presenta en diferentes formas interconvertibles entre si, esta no se destruye ni se crea. Cuando desaparece una forma de energia debe aparecer otra (de igual magnitud) y viceversa. Este principio se resume en la ley de la conservacion de la energia: la energia total del universo permanece constante.

Cambios de energia en las reacciones quimicas A menudo los cambios de energia que ocurren durante las reacciones quimicas tienen tanto interes practico como las relaciones de masa estudiadas en capitulos anteriores. Por ejemplo, las reacciones de combustion que utilizan energeticos, como el gas natural y el petroleo, se lleva a cabo en la vida diaria mas por la energia termica que liberan que por sus productos, que son agua y dioxido de carbono. Casi todas las reacciones quimicas absorben o producen (liberan) energia, por lo general en forma de calor.

Es importante entender la diferencia entre energia termica y calor. El calor es la transferencia de energia termica entre dos cuerpos que estan a diferentes temperaturas. Con frecuencia se habla del “flujo de calor” desde un objeto caliente a uno frio. A pesar de que el termino “calor” por si mismo implica transferencia de energia, generalmente se habla de “calor absorbido” o “calor liberado” para describir los cambios de energia que ocurren en un proceso. La termoquimica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones quimicas. Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos

Pagina 26 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA Para analizar los cambios de energia asociados con las reacciones quimicas, primero es necesario definir el sistema o la parte especifica del universo que es de interes. Para los quimicos, los sistemas por lo general incluyen las sustancias que estan implicadas en los cambios quimicos y fisicos. Por ejemplo, suponga un experimento de neutralizacion acido-base, en el que el sistema es un recipiente que contiene 50 ml de HCl al cual se agregan 50 ml de NaOH.

Los alrededores son el resto del universo externo al sistema. Hay tres tipos de sistema. Un sistema abierto puede intercambiar masa y energia, generalmente en forma de calor, con sus alrededores. Por ejemplo, imagine un sistema abierto formado por una cantidad de agua en un recipiente abierto, como se muestra en la figura (a). Si se cierra el recipiente, como se muestra en la figura (b), de tal manera que el vapor de agua no se escape o condense en el recipiente, se crea un sistema cerrado, el cual permite la transferencia de energia (calor) pero no de masa.

Al colocar el agua en un recipiente totalmente aislado, es posible construir un sistema aislado, que impide la transferencia de masa o energia, como se muestra en la figura (c). La combustion de hidrogeno gaseoso con oxigeno es una de las muchas reacciones quimicas que liberan una gran cantidad de energia: 2H2(g) + O2(g) > 2 H2O(l) + energia En este caso, la mezcla de reaccion (las moleculas de hidrogeno, oxigeno y agua) se considera como el sistema, y el resto del universo, como los alrededores. Debido a que la energia no se crea ni se destruye, cualquier perdida de energia por el sistema la deben ganar los alrededores.

Asi, el calor generado por el proceso de combustion se transfiere del sistema a sus alrededores. Esta reaccion es un ejemplo de un proceso exotermico, que es cualquier proceso que cede calor, es decir, que transfiere Energia termica hacia los alrededores. Considere ahora otra reaccion, la descomposicion del oxido de mercurio (II) (HgO) a altas temperaturas: Energia + 2HgO(s) > 2Hg (l) + O2 (g) Esta reaccion es un ejemplo de proceso endotermico, en el cual los alrededores deben suministrar calor al sistema (es decir, al HgO).

ENTALPIA La mayoria de los cambios fisicos y quimicos, incluyendo los que tienen lugar en los sistemas vivos, ocurren en condiciones de presion constante de la atmosfera. En el laboratorio, por ejemplo, las reacciones por lo general se realizan en vasos Ing. Jose Antonio Felipe Espinosa Gallegos Pagina 27 de 97 ESIME UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUIMICA APLICADA de precipitados, matraces o tubos de ensayo, que permanecen abiertos a los alrededores y por tanto, su presion aproximada es de una atmosfera (1 atm).

Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema a presion constante, los quimicos utilizan una propiedad llamada Entalpia, que se representa por el simbolo H y se define como E + PV. La entalpia es una propiedad extensiva; su magnitud depende de la cantidad de la materia presente. Es imposible determinar la entalpia de una sustancia, y lo que se mide en realidad es el cambio de entalpia ? H. (la letra griega delta, ? , simboliza cambio. ) La entalpia de reaccion, ?

H, es la diferencia entre las entalpias de los productos y las entalpias de los reactivos: ? H = H(productos) – H(reactivos) En otras palabras, ? H representa el calor absorbido o liberado durante una reaccion. La entalpia de una reaccion puede ser positiva o negativa, dependiendo del proceso. Para un proceso endotermico (el sistema absorbe calor de los alrededores), ? H es positivo (es decir, ? H > 0). Para un proceso exotermico (el sistema libera calor hacia los alrededores), ? H es negativo (es decir, ? H