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ASPECTOS FISICOQUÍMICOS DE MEZCLAS
Describe las interpretaciones sobre cómo es la constitución de las entidades químicas
(átomos, iones o moléculas) que conforman el material y cómo interactúan de acuerdo
con su constitución.
Propósitos generales:
Estudiar los componentes de las mezclas desde la teoría atómica y molecular
desde las partículas que lo conforman.
Interpretar los materiales y su interacción energética con el medio.
Propósitos específicos:
Estudiar la constitución de las entidades químicas átomos, iones y moléculas que
conforman el material y como interaccionan de acuerdo a su constitución.
Estudiar las condiciones en que el material puede conformar la mezcla como las
relaciones de presión, volumen, temperatura y número de partículas.
Temas a ver:
Gases
Equilibrio químico
Acidez y basicidad
Teoría cinética química
Termoquímica

Los gases
Los gases son uno de los estados de agregación de la materia. En este estado las
moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se
mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las
propiedades. Hay varias características de los gases que son familiares para todo el
mundo. Los gases no tienen forma ni volumen propio, se expanden hasta llenar y adoptar
las formas de los recipientes que los contienen. Los gases se difunden unos en otros y se
mezclan en todas las proporciones.
En ciertas condiciones de presión y temperatura, es posible que la mayoría de las
sustancias existan en alguno de los tres estados de la materia: Sólido, líquido o gaseoso.
Por ejemplo, el agua puede estar en estado sólido como hielo, en estado líquido como
agua o en estado gaseoso como vapor. Las propiedades físicas de una sustancia
dependen a menudo de su estado.
El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las fuerzas de
atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y
fundamentalmente independiente de las otras. Sujetos a cambios de temperatura y
presión, los gases se comportan en forma más previsible que los sólidos y los líquidos.
Las leyes que norman este comportamiento han desempeñado un importante papel en el
desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases.
Gases en la naturaleza
La atmósfera terrestre está compuesta por una mezcla de gases cuya composición
porcentual en volumen es de aproximadamente 78% de N2, 21% de O2, y 1% de otros
gases incluyendo CO2. El hidrógeno (H2), el nitrógeno (N2), el oxígeno (O2), el flúor (Fl2) y
el cloro (Cl2) existen como moléculas diatómicas. Además un alótropo del oxígeno existe
como O3 a temperatura y presión ambiente, los elementos del grupo 18 (8A) son gases
monoatómicos: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). A
los gases de este grupo se los denomina gases nobles.
En condiciones ambientales normales de 25ºC y 1atm no existen compuestos iónicos en
forma de gases. Esto se debe a que los cationes y aniones en un sólido iónico se hallan
unidos por fuerzas electrostáticas muy fuertes. Para vencer esas atracciones se necesita
aplicar una gran cantidad de energía, que en la práctica implica calentar demasiado al
sólido. En condiciones normales, lo único factible es fundir el sólido, por ejemplo, el NaCl
se funde a una temperatura alta: 801ºC. Para que hierva, se debería elevar la temperatura
por encima de 1000ºC.
El comportamiento de los compuestos covalentes o moleculares es más variado; algunos,
por ejemplo, CO,
, HCl,
y
(metano), son gases, pero la mayoría son líquidos
o sólidos a la temperatura ambiente. Sin embargo, por calentamiento se convierten en
gases con mayor facilidad que los compuestos iónicos. En otras palabras, los
compuestos moleculares por lo regular hierven a temperaturas mucho más bajas que los
compuestos iónicos.
Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya
que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Al estar en movimiento
continuo, las moléculas de un gas golpean frecuentemente las paredes internas del
recipiente que los contiene. Al hacerlo, inmediatamente rebotan sin pérdida de energía
cinética, pero el cambio de dirección (aceleración) aplica una fuerza a las paredes del
recipiente. Esta fuerza, dividida por la superficie total sobre la que actúa, es la presión del
gas.
Presión = Fuerza / Área
La presión de un gas se observa mediante la medición de la presión externa que debe ser
aplicada a fin de mantener un gas sin expansión ni contracción.
El barómetro: Un barómetro es un instrumento que se utiliza para medir la presión
ejercida por la atmósfera.
La presión atmosférica estándar (atm) se define como la
presión que ejerce una columna de mercurio con una altura de exactamente 760 mm a
0ºC al nivel de mar, cuando la densidad del mercurio es = 13,5951
y la aceleración de
la gravedad es exactamente g = 9,80665 . Esta definición establece una relación entre
dos unidades de presión muy útiles, la atmósfera estándar (atm) y el milímetro de
mercurio (mmHg). La unidad mmHg también es llamada torr en honor al científico italiano
Evangelista Torricelli, quien inventó el barómetro.
El manómetro: Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de gases distintos
a los de la atmósfera.
LEYES DE LOS GASES
La teoría cinética de la materia permite justificar el comportamiento de los gases. Por
ejemplo la presión (P) de un gas depende de la cantidad de gas (n), del volumen del
recipiente (V) y de la temperatura (T):
Ley de Boyle-Mariotte
“A temperatura constante, los volúmenes de una masa gaseosa son inversamente
proporcionales a las presiones que soporta”
=

=

, P V = Constante

Esquema de la ley de Boyle para un gas:

Isoterma. Gráfico P vs V

Ley de Charles y Gay-Lussac
“A presión constante, los volúmenes de una masa de gas son directamente
proporcionales a las respectivas temperaturas absolutas”
Gay-Lussac obtuvo experimentalmente:
=

= constante

Ley de Avogadro
“Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas"
La cantidad de material se describe en función del número de moles. Esta unidad de
materia se corresponde a un número de partículas dado por la constante de AvogadroN =
.
Simbólicamente la Ley de Avogadro se describe como:V ∝ n
De acuerdo con la Ley de Avogadro, el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es
el mismo a una temperatura y presión fijas. Cuando T = 0°C y P = 1 atm, este volumen es
de 22,4 l. Las condiciones antes mencionadas, T = 0°C y P = 1 atm, se denominan
condiciones estándar, y se representa como PTE (presión y temperatura estándar) o
condiciones normales (CN)
El volumen de 1 mol de gas se representa como el volumen molar ( ). Por lo tanto, la
Ley de Avogadro se representa por la siguiente igualdad:
Vm = 22,4 l a PTE
Si denominamos n al número de moles de un cierto gas, entonces el volumen ocupado
por esta cantidad será:
Al igual que con las otras leyes, la ley de Avogadro sólo se cumple para un gas poco
denso.
Ecuaciones de estado o ley de los gases ideales
Las observaciones anteriores generalizan un comportamiento para los gases poco
densos. Estos gases poco densos y que cumplen con las leyes de Boyle, Charles y
Avogadro se denominan gases perfectos.
Combinando las conclusiones de las leyes que describen al gas perfecto:
V∝ 1/P o PV = Constante Ley de Boyle
V ∝ T Ley de Charles
V ∝ n Ley de Avogadro
Se puede concluir que
PV ∝nT
Para poner esta expresión como una igualdad, es necesario definir una constante de
proporcionalidad, que llamaremos constante molar del gas perfecto o, como se la conoce
usualmente, constante de los gases, simbolizada por R. El valor de R es independiente de
la naturaleza del gas, y vale
.
Con esta definición, llegamos a una ecuación que describe el comportamiento del gas
perfecto:
PV = nRT
Gases reales: Todos los gases tienden al comportamiento ideal cuando la presión tiende
a cero, por lo general la compresibilidad de los gases reales es menor que los ideales a
bajas temperaturas y mayores que un ideal a altas temperaturas.
Velocidad de reacción: Es la rapidez con los cuales los reactivos se transforman es
productos. Determina el número de átomos, iones o moléculas de los reactantes o
productos consumidos o formados, por unidad de tiempo. La teoría de colisiones
determina que para que una reacción química se produzca, es necesario que las
moléculas de los reactantes choquen unas con otras, mientras más partículas choquen
más rápido ocurrirá la reacción.
La energía de activación es la energía necesaria para romper los enlaces de las
moléculas de los reactivos y facilitar la formación de nuevos enlaces en los productos, sin
embargo, algunas moléculas no reaccionan debido a que no están orientadas en la
dirección adecuada (factor de orientación). Las moléculas que tienen energía de
activación y orientación correcta son capaces de formar una sustancia intermedia de alta
energía muy inestable llamada el complejo activado o estado de transición. La velocidad
de la reacción se puede modificar por: Naturaleza del reactante, concentración de los
reactantes, tamaño de partículas, la temperatura y los catalizadores (sustancia que
acelera o retarda los procesos químicos, sin participar en ellos directamente)
Equilibrio químico: Es cuando dos reacciones opuestas suceden a la misma velocidad;
un estado en el cual las concentraciones de los reactantes y productos no cambian con el
tiempo.
Constante de equilibrio: Para la reacción química a A + b B ↔ c C + d D obtenemos la
expresión:
Keq =

*

conocida como la ley de acción de masas, ley de Guldberg-Waage o ley

de equilibrio químico. Los corchetes representan las concentraciones molares.
Principio de le Chatelier: La composición de un sistema en equilibrio puede verse
afectada por ciertos valores externos que actúan sobre él, como la concentración de los
reactantes y productos, la variación en la temperatura y en el caso de los sistemas
gaseosos la presión total del sistema.
Electrolitos: Todas las disoluciones acuosas donde el soluto está ionizado conducen la
corriente eléctrica y se les denomina electrolitos, son disoluciones de ácidos, bases y
sales y se clasifican en fuertes y débiles.
Conceptos y teorías ácido-base: La teoría de Johannes NicolausBrönsted y Thomas
Lowry dice: Un ácido es toda sustancia capaz de donar protones y una base es toda
sustancia capaz de aceptar protones.
La teoría de Lewis dice: Un ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de
electrones para formar un enlace covalente, y una base es toda sustancia capaz de donar
un par de electrones para formar un enlace covalente.
Equilibrio iónico del agua: A pesar de la gran estabilidad de la molécula de agua, está
presenta una ligera disociación. Se calcula que a 25ºC en agua pura, la concentración de
[
] y la concentración de [
] tienen un valor de
mol/l.
pH y POH: el pH es el potencial de hidrogeniones y se define por: pH = - log
Una disolución con un pH menor de 7 es ácida y una con pH mayor de 7 es básica.

].

Indicadores químicos: Sonsustancias generalmente de origen vegetal que se
caracterizan porque sus disoluciones tienen un color para ciertos valores de pH y viran a
otra coloración cuando el pH se modifica. Los indicadores son ácidos o bases débiles que
se caracterizan por tener distinto color al de su base conjugada.
Titulaciones: es un método para determinar la concentración de una solución
desconocida de un ácido o base con otra disolución de concentración conocida de una
base o ácido que se necesita para su neutralización en presencia de un indicador
apropiado.
Electroquímica: estudia el uso de las reacciones espontáneas de oxidación reducción
para suministrar energía eléctrica y emplea a esta última para las reacciones REDOX
(oxidación reducción) no espontáneas se lleven a cabo. Una corriente eléctrica es el
desplazamiento de carga eléctrica que se lleva a cabo cuando hay una diferencia de
potencial eléctrico entre dos puntos conectados por un conductor. El dispositivo que se
emplea se llama celda voltaica o galvánica. El electrodo en el cual se lleva a cabo la
oxidación se llama ánodo y en el que se realiza la reducción se llama cátodo.

Ejemplos:
LA SUPERFICIE MARCIANA
De acuerdo con los reportes reportados por la NASA, la presión atmosférica marciana es de 6.1
milibares del punto triple del agua terrestre. Se han preguntado si esto es o no una coincidencia.
Si se analiza la gráfica, que representa el punto triple del agua terrestre, que es un diagrama de
fases, siendo el punto triple C (valor dentro del diagrama), la temperatura a la cual el agua se
encuentra en los tres estados conocidos, bajo las mismas condiciones de presión, que para el caso
terrestre corresponde a 6,1 milibares, se nota la comparación de los valores atmosféricos
marcianos y terrestres.
Esto permite explicar que si se formarán moléculas de agua en la superficie marciana en una tarde
cálida marciana, se evaporaría rápidamente en la árida superficie. Si la presión marciana
aumentará, también lo haría la capacidad de disolverse el dióxido de carbono en el agua,
produciendo ácido carbónico, que reaccionarían con las rocas de silicato, atrapando dióxido de
carbono en minerales carbónicos, que harían disminuir la presión marciana y descender las
posibilidades de formación de agua marciana
(1 atm = 1000 milibares)
1. El equivalente en atmosferas de 6.1 milibares es:
A. 0,0061
B. 0,061
C. 6100
D. 61000
La respuesta es la a ya que se obtiene al dividir 6.1 entre 1000
2. De la lectura se puede deducir que:
A. La presión del punto triple del agua terrestre es 6,1 veces la presión de Marte
B. La presión de Marte es 6,1 veces la presión del punto triple del agua terrestre
C. La presión del punto triple del agua terrestre y Marciano son iguales
D. La presión del punto triple del agua terrestre y Marcianos no tienen relación
La respuesta es la b ya que eso indica la lectura.
3. Si se coloca una botella de agua de 5 litros tapada en la superficie de Marte en una tarde cálida
el agua se evaporaría. Si se calienta más el vapor de agua se podría afirmar que la presión que
ejercería la presión del vapor de agua sobre la botella sería:
A. Mayor ya que a mayor cantidad de vapor de agua mayor presión dentro de la botella
B. Mayor ya que a mayor temperatura mayor presión dentro de la botella
C. Menor ya que a mayor cantidad de vapor de agua menor presión dentro de la botella
D. Menor ya que a mayor temperatura menor presión dentro de la botella
La respuesta es la a ya que se aumenta la presión de vapor, esta ejerce una mayor presión a la
botella
4. Si liberamos un globo de 4 litros de Helio a Marte y por alguna razón la presión de la atmosfera
de Marte baja, que sucederá con el volumen del globo (suponga temperatura constante):
A. Permanece igual ya que no lo afectaría
B. Aumenta
C. Disminuye
D. Permanece igual ya que son inversamente proporcionales
La respuesta es la b ya que la presión y el volumen de un gas a temperatura constante son
inversamente proporcionales.
5. Si el globo de Helio en Marte permanece en la atmósfera y su presión es 4 atm a una
temperatura de 100 º C se puede concluir que la cantidad de Helio contenido en el globo se puede
calcular utilizando la expresión:
A. P V / R T
B. P V T / R
C. R T / (P V)
C. T / (P V)
La respuestaes la a yaque al despejar la ley de gases idealesestoes lo que se obtiene
6. Si se tiene vapor de agua a 100ºC y 1 atmósfera de presión en la Tierra y se desea condensar
se debe:
A. Bajar la temperatura a 60ºC a presión constante
B. Bajar la presión a temperatura constante
C. Bajar la temperatura a – 20ºC a presión constante
D. No es posible hacerlo
La respuesta es la opción a ya que al bajar la temperatura se condensa el gas.
7. Una persona que desee realizar una caminata en la superficie marciana requiere de un tanque
de oxígeno a una presión de 1 atmosfera y de un tamaño promedio de contenedor de 8 litros. Si
se duplica el tamaño del tanque conservándolo a igual presión se puede afirmar que:
A. Se puede cargar la misma cantidad de oxígeno en el tanque
B. La cantidad de oxígeno que puede contener el tanque sería la mitad del tanque de 8 litros
C. La cantidad de oxígeno que se puede cargar en el tanque se cuadruplicaría
D. La cantidad de oxígeno que se puede cargar en el tanque sería el doble.
La respuesta es la opción D ya que al duplicar el volumen a igual presión se puede contener el
doble de gas.

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Aspectos fisicoquímicos de mezcla1

  • 1. ASPECTOS FISICOQUÍMICOS DE MEZCLAS Describe las interpretaciones sobre cómo es la constitución de las entidades químicas (átomos, iones o moléculas) que conforman el material y cómo interactúan de acuerdo con su constitución. Propósitos generales: Estudiar los componentes de las mezclas desde la teoría atómica y molecular desde las partículas que lo conforman. Interpretar los materiales y su interacción energética con el medio. Propósitos específicos: Estudiar la constitución de las entidades químicas átomos, iones y moléculas que conforman el material y como interaccionan de acuerdo a su constitución. Estudiar las condiciones en que el material puede conformar la mezcla como las relaciones de presión, volumen, temperatura y número de partículas. Temas a ver: Gases Equilibrio químico Acidez y basicidad Teoría cinética química Termoquímica Los gases Los gases son uno de los estados de agregación de la materia. En este estado las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades. Hay varias características de los gases que son familiares para todo el mundo. Los gases no tienen forma ni volumen propio, se expanden hasta llenar y adoptar las formas de los recipientes que los contienen. Los gases se difunden unos en otros y se mezclan en todas las proporciones. En ciertas condiciones de presión y temperatura, es posible que la mayoría de las sustancias existan en alguno de los tres estados de la materia: Sólido, líquido o gaseoso. Por ejemplo, el agua puede estar en estado sólido como hielo, en estado líquido como agua o en estado gaseoso como vapor. Las propiedades físicas de una sustancia dependen a menudo de su estado. El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. Sujetos a cambios de temperatura y presión, los gases se comportan en forma más previsible que los sólidos y los líquidos.
  • 2. Las leyes que norman este comportamiento han desempeñado un importante papel en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases. Gases en la naturaleza La atmósfera terrestre está compuesta por una mezcla de gases cuya composición porcentual en volumen es de aproximadamente 78% de N2, 21% de O2, y 1% de otros gases incluyendo CO2. El hidrógeno (H2), el nitrógeno (N2), el oxígeno (O2), el flúor (Fl2) y el cloro (Cl2) existen como moléculas diatómicas. Además un alótropo del oxígeno existe como O3 a temperatura y presión ambiente, los elementos del grupo 18 (8A) son gases monoatómicos: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). A los gases de este grupo se los denomina gases nobles. En condiciones ambientales normales de 25ºC y 1atm no existen compuestos iónicos en forma de gases. Esto se debe a que los cationes y aniones en un sólido iónico se hallan unidos por fuerzas electrostáticas muy fuertes. Para vencer esas atracciones se necesita aplicar una gran cantidad de energía, que en la práctica implica calentar demasiado al sólido. En condiciones normales, lo único factible es fundir el sólido, por ejemplo, el NaCl se funde a una temperatura alta: 801ºC. Para que hierva, se debería elevar la temperatura por encima de 1000ºC. El comportamiento de los compuestos covalentes o moleculares es más variado; algunos, por ejemplo, CO, , HCl, y (metano), son gases, pero la mayoría son líquidos o sólidos a la temperatura ambiente. Sin embargo, por calentamiento se convierten en gases con mayor facilidad que los compuestos iónicos. En otras palabras, los compuestos moleculares por lo regular hierven a temperaturas mucho más bajas que los compuestos iónicos. Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Al estar en movimiento continuo, las moléculas de un gas golpean frecuentemente las paredes internas del recipiente que los contiene. Al hacerlo, inmediatamente rebotan sin pérdida de energía cinética, pero el cambio de dirección (aceleración) aplica una fuerza a las paredes del recipiente. Esta fuerza, dividida por la superficie total sobre la que actúa, es la presión del gas. Presión = Fuerza / Área La presión de un gas se observa mediante la medición de la presión externa que debe ser aplicada a fin de mantener un gas sin expansión ni contracción. El barómetro: Un barómetro es un instrumento que se utiliza para medir la presión ejercida por la atmósfera. La presión atmosférica estándar (atm) se define como la presión que ejerce una columna de mercurio con una altura de exactamente 760 mm a 0ºC al nivel de mar, cuando la densidad del mercurio es = 13,5951 y la aceleración de la gravedad es exactamente g = 9,80665 . Esta definición establece una relación entre dos unidades de presión muy útiles, la atmósfera estándar (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg). La unidad mmHg también es llamada torr en honor al científico italiano Evangelista Torricelli, quien inventó el barómetro.
  • 3. El manómetro: Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de gases distintos a los de la atmósfera. LEYES DE LOS GASES La teoría cinética de la materia permite justificar el comportamiento de los gases. Por ejemplo la presión (P) de un gas depende de la cantidad de gas (n), del volumen del recipiente (V) y de la temperatura (T): Ley de Boyle-Mariotte “A temperatura constante, los volúmenes de una masa gaseosa son inversamente proporcionales a las presiones que soporta” = = , P V = Constante Esquema de la ley de Boyle para un gas: Isoterma. Gráfico P vs V Ley de Charles y Gay-Lussac “A presión constante, los volúmenes de una masa de gas son directamente proporcionales a las respectivas temperaturas absolutas” Gay-Lussac obtuvo experimentalmente:
  • 4. = = constante Ley de Avogadro “Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas" La cantidad de material se describe en función del número de moles. Esta unidad de materia se corresponde a un número de partículas dado por la constante de AvogadroN = . Simbólicamente la Ley de Avogadro se describe como:V ∝ n De acuerdo con la Ley de Avogadro, el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es el mismo a una temperatura y presión fijas. Cuando T = 0°C y P = 1 atm, este volumen es de 22,4 l. Las condiciones antes mencionadas, T = 0°C y P = 1 atm, se denominan condiciones estándar, y se representa como PTE (presión y temperatura estándar) o condiciones normales (CN) El volumen de 1 mol de gas se representa como el volumen molar ( ). Por lo tanto, la Ley de Avogadro se representa por la siguiente igualdad: Vm = 22,4 l a PTE Si denominamos n al número de moles de un cierto gas, entonces el volumen ocupado por esta cantidad será: Al igual que con las otras leyes, la ley de Avogadro sólo se cumple para un gas poco denso. Ecuaciones de estado o ley de los gases ideales Las observaciones anteriores generalizan un comportamiento para los gases poco densos. Estos gases poco densos y que cumplen con las leyes de Boyle, Charles y Avogadro se denominan gases perfectos. Combinando las conclusiones de las leyes que describen al gas perfecto: V∝ 1/P o PV = Constante Ley de Boyle V ∝ T Ley de Charles V ∝ n Ley de Avogadro Se puede concluir que PV ∝nT
  • 5. Para poner esta expresión como una igualdad, es necesario definir una constante de proporcionalidad, que llamaremos constante molar del gas perfecto o, como se la conoce usualmente, constante de los gases, simbolizada por R. El valor de R es independiente de la naturaleza del gas, y vale . Con esta definición, llegamos a una ecuación que describe el comportamiento del gas perfecto: PV = nRT Gases reales: Todos los gases tienden al comportamiento ideal cuando la presión tiende a cero, por lo general la compresibilidad de los gases reales es menor que los ideales a bajas temperaturas y mayores que un ideal a altas temperaturas. Velocidad de reacción: Es la rapidez con los cuales los reactivos se transforman es productos. Determina el número de átomos, iones o moléculas de los reactantes o productos consumidos o formados, por unidad de tiempo. La teoría de colisiones determina que para que una reacción química se produzca, es necesario que las moléculas de los reactantes choquen unas con otras, mientras más partículas choquen más rápido ocurrirá la reacción. La energía de activación es la energía necesaria para romper los enlaces de las moléculas de los reactivos y facilitar la formación de nuevos enlaces en los productos, sin embargo, algunas moléculas no reaccionan debido a que no están orientadas en la dirección adecuada (factor de orientación). Las moléculas que tienen energía de activación y orientación correcta son capaces de formar una sustancia intermedia de alta energía muy inestable llamada el complejo activado o estado de transición. La velocidad de la reacción se puede modificar por: Naturaleza del reactante, concentración de los reactantes, tamaño de partículas, la temperatura y los catalizadores (sustancia que acelera o retarda los procesos químicos, sin participar en ellos directamente) Equilibrio químico: Es cuando dos reacciones opuestas suceden a la misma velocidad; un estado en el cual las concentraciones de los reactantes y productos no cambian con el tiempo. Constante de equilibrio: Para la reacción química a A + b B ↔ c C + d D obtenemos la expresión: Keq = * conocida como la ley de acción de masas, ley de Guldberg-Waage o ley de equilibrio químico. Los corchetes representan las concentraciones molares. Principio de le Chatelier: La composición de un sistema en equilibrio puede verse afectada por ciertos valores externos que actúan sobre él, como la concentración de los reactantes y productos, la variación en la temperatura y en el caso de los sistemas gaseosos la presión total del sistema. Electrolitos: Todas las disoluciones acuosas donde el soluto está ionizado conducen la corriente eléctrica y se les denomina electrolitos, son disoluciones de ácidos, bases y sales y se clasifican en fuertes y débiles.
  • 6. Conceptos y teorías ácido-base: La teoría de Johannes NicolausBrönsted y Thomas Lowry dice: Un ácido es toda sustancia capaz de donar protones y una base es toda sustancia capaz de aceptar protones. La teoría de Lewis dice: Un ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente, y una base es toda sustancia capaz de donar un par de electrones para formar un enlace covalente. Equilibrio iónico del agua: A pesar de la gran estabilidad de la molécula de agua, está presenta una ligera disociación. Se calcula que a 25ºC en agua pura, la concentración de [ ] y la concentración de [ ] tienen un valor de mol/l. pH y POH: el pH es el potencial de hidrogeniones y se define por: pH = - log Una disolución con un pH menor de 7 es ácida y una con pH mayor de 7 es básica. ]. Indicadores químicos: Sonsustancias generalmente de origen vegetal que se caracterizan porque sus disoluciones tienen un color para ciertos valores de pH y viran a otra coloración cuando el pH se modifica. Los indicadores son ácidos o bases débiles que se caracterizan por tener distinto color al de su base conjugada. Titulaciones: es un método para determinar la concentración de una solución desconocida de un ácido o base con otra disolución de concentración conocida de una base o ácido que se necesita para su neutralización en presencia de un indicador apropiado. Electroquímica: estudia el uso de las reacciones espontáneas de oxidación reducción para suministrar energía eléctrica y emplea a esta última para las reacciones REDOX (oxidación reducción) no espontáneas se lleven a cabo. Una corriente eléctrica es el desplazamiento de carga eléctrica que se lleva a cabo cuando hay una diferencia de potencial eléctrico entre dos puntos conectados por un conductor. El dispositivo que se emplea se llama celda voltaica o galvánica. El electrodo en el cual se lleva a cabo la oxidación se llama ánodo y en el que se realiza la reducción se llama cátodo. Ejemplos: LA SUPERFICIE MARCIANA De acuerdo con los reportes reportados por la NASA, la presión atmosférica marciana es de 6.1 milibares del punto triple del agua terrestre. Se han preguntado si esto es o no una coincidencia. Si se analiza la gráfica, que representa el punto triple del agua terrestre, que es un diagrama de fases, siendo el punto triple C (valor dentro del diagrama), la temperatura a la cual el agua se encuentra en los tres estados conocidos, bajo las mismas condiciones de presión, que para el caso terrestre corresponde a 6,1 milibares, se nota la comparación de los valores atmosféricos marcianos y terrestres.
  • 7. Esto permite explicar que si se formarán moléculas de agua en la superficie marciana en una tarde cálida marciana, se evaporaría rápidamente en la árida superficie. Si la presión marciana aumentará, también lo haría la capacidad de disolverse el dióxido de carbono en el agua, produciendo ácido carbónico, que reaccionarían con las rocas de silicato, atrapando dióxido de carbono en minerales carbónicos, que harían disminuir la presión marciana y descender las posibilidades de formación de agua marciana (1 atm = 1000 milibares) 1. El equivalente en atmosferas de 6.1 milibares es: A. 0,0061 B. 0,061 C. 6100 D. 61000 La respuesta es la a ya que se obtiene al dividir 6.1 entre 1000 2. De la lectura se puede deducir que: A. La presión del punto triple del agua terrestre es 6,1 veces la presión de Marte B. La presión de Marte es 6,1 veces la presión del punto triple del agua terrestre C. La presión del punto triple del agua terrestre y Marciano son iguales D. La presión del punto triple del agua terrestre y Marcianos no tienen relación La respuesta es la b ya que eso indica la lectura. 3. Si se coloca una botella de agua de 5 litros tapada en la superficie de Marte en una tarde cálida el agua se evaporaría. Si se calienta más el vapor de agua se podría afirmar que la presión que ejercería la presión del vapor de agua sobre la botella sería: A. Mayor ya que a mayor cantidad de vapor de agua mayor presión dentro de la botella B. Mayor ya que a mayor temperatura mayor presión dentro de la botella C. Menor ya que a mayor cantidad de vapor de agua menor presión dentro de la botella D. Menor ya que a mayor temperatura menor presión dentro de la botella La respuesta es la a ya que se aumenta la presión de vapor, esta ejerce una mayor presión a la botella 4. Si liberamos un globo de 4 litros de Helio a Marte y por alguna razón la presión de la atmosfera de Marte baja, que sucederá con el volumen del globo (suponga temperatura constante): A. Permanece igual ya que no lo afectaría
  • 8. B. Aumenta C. Disminuye D. Permanece igual ya que son inversamente proporcionales La respuesta es la b ya que la presión y el volumen de un gas a temperatura constante son inversamente proporcionales. 5. Si el globo de Helio en Marte permanece en la atmósfera y su presión es 4 atm a una temperatura de 100 º C se puede concluir que la cantidad de Helio contenido en el globo se puede calcular utilizando la expresión: A. P V / R T B. P V T / R C. R T / (P V) C. T / (P V) La respuestaes la a yaque al despejar la ley de gases idealesestoes lo que se obtiene 6. Si se tiene vapor de agua a 100ºC y 1 atmósfera de presión en la Tierra y se desea condensar se debe: A. Bajar la temperatura a 60ºC a presión constante B. Bajar la presión a temperatura constante C. Bajar la temperatura a – 20ºC a presión constante D. No es posible hacerlo La respuesta es la opción a ya que al bajar la temperatura se condensa el gas. 7. Una persona que desee realizar una caminata en la superficie marciana requiere de un tanque de oxígeno a una presión de 1 atmosfera y de un tamaño promedio de contenedor de 8 litros. Si se duplica el tamaño del tanque conservándolo a igual presión se puede afirmar que: A. Se puede cargar la misma cantidad de oxígeno en el tanque B. La cantidad de oxígeno que puede contener el tanque sería la mitad del tanque de 8 litros C. La cantidad de oxígeno que se puede cargar en el tanque se cuadruplicaría D. La cantidad de oxígeno que se puede cargar en el tanque sería el doble. La respuesta es la opción D ya que al duplicar el volumen a igual presión se puede contener el doble de gas.