QUIMICA APLICADA

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ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA UNIDAD PROFESIONAL AZCAPOTZALCO ACADEMIA DE CIENCIAS DE LOS MATERIALES QUÍMICA APLICADA M.C. José Antonio Felipe Espinosa Gallegos Página 1 de 144 ANTOLOGÍAS DE QUÍMICA APLICADA

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procesos isobarico isocorico isotermico ecuacion de clapeyron etc

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    ANTOLOGAS

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    NDICE

    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 Teora cintica de los gases

    1.2.1 Ley de Graham

    1.2.2 Principio de Avogadro

    1.2.3 Ecuacin de los gases ideales

    1.2.4 Ejercicios de aplicacin de la ecuacin general de los gases ideales

    1.2.5 Ley de Dalton de las presiones parciales

    1.2.6 Ejercicios de aplicacin de la Ley de Dalton

    1.2.7 Ley de Amagat

    1.2.8 Ejercicios de aplicacin de la Ley de Amagat

    1.3 Ecuacin de los gases reales

    1.3.1 Ecuacin de estado de los gases reales, ecuacin de Van Der Waals

    1.3.2 Ecuacin de Berthelot

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    1.3.3 Factor de compresibilidad

    1.3.4 Ejercicios de aplicacin sobre ecuaciones que rigen los gases reales.

    Unidad 2

    Termodinmica Qumica.

    2.1 Concepto de propiedades, sistemas y variables de sistema.

    2.1.1 Clasificacin de sistema: abierto, cerrado y aislado.

    2.1.2 Definicin de: lmite, frontera y pared de un sistema.

    2.1.3 Propiedades extensivas e intensivas

    2.1.4 Variables dependientes e independientes.

    2.2 Primera Ley de la termodinmica.

    2.2.1 Tipos de energa

    2.2.2 Proceso reversible e irreversible

    2.2.3 Trabajo en los proceso reversibles e irreversibles

    2.2.4 Proceso isocrico.

    2.2.5 Proceso isobrico.

    2.2.6 Proceso isotrmico.

    2.2.7 Proceso adiabtico.

    2.2.8 Capacidad calorfica a volumen y presin constante.

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    2.3 Segunda Ley de la termodinmica.

    2.3.1 Cambio entrpico en los gases ideales.

    2.3.2 Ejercicios de aplicacin

    Unidad 3

    Estado Lquido.

    3.1 Concepto de lquido

    3.1.1 Propiedades generales de los lquidos

    3.1.2 Punto crtico y equilibrio entre fases

    3.1.3 Fuerzas de atraccin molecular

    3.1.4 Tensin superficial

    3.1.5 Viscosidad

    3.2 Influencia de la temperatura sobre la presin de vapor

    3.2.1 Punto de ebullicin (problemas).

    3.2.2 Presin de vapor

    3.2.3 Factores que influyen sobre la presin de vapor

    3.2.4 Determinacin de la presin de vapor

    3.2.5 Ecuacin de Clausius-Clapeyron

    3.2.6 Ejercicios de aplicacin

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    Unidad 4

    Aplicaciones de Procesos Tecnolgicos.

    4.1 Procesos de fabricacin de circuitos impresos e integrados

    4.1.1 Mtodo fotogrfico.

    4.1.2 Mtodo serigrfico

    4.1.3 Mtodo directo

    4.2 Generalidades en la fabricacin de circuitos integrados (monolticos y

    peliculares)

    4.3 Procesos de fabricacin de cermicos

    4.3.1 Procesos de fabricacin de cermica piezoelctrica

    4.3.2 Procesos de fabricacin de cermica ferro elctrica

    4.4 Desarrollo de nuevos materiales empleados en ingeniera

    4.4.1 Aplicaciones en la ingeniera

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    Unidad 5

    Contaminacin y Control de Residuos.

    5.1 Contaminacin ambiental

    5.1.1 Fuentes de contaminacin que deterioran el ambiente.

    5.1.2 Beneficios y deterioro ambiental

    5.1.3 Desechos txicos generados al ambiente

    5.1.4 Alcances de toxicidad

    5.2 Legislacin ambiental

    5.2.1 Regulacin de sustancias de alto riesgo

    5.3 Tratamiento de residuos

    5.3.1 Composteo

    5.3.2 Pirolisis

    5.3.3 Incineracin

    5.3.4 Filtracin

    5.3.5 Confinamiento

    5.3.6 Procesos de reciclaje y control de residuos

    5.3.7 Operaciones unitarias de separacin

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    UNIDAD I

    ESTADO GASEOSO

    Vivimos en el fondo de un ocano de aire cuya composicin 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 atmosfricas normales. Observe que el hidrgeno, el

    nitrgeno, el oxgeno el Flor y el cloro existen como molculas diatmicas

    gaseosas: H2, N2, O2, F2, y Cl2. Un altropo del oxgeno, el ozono (O3),

    tambin es un gas a la temperatura ambiente. Todos los elementos de grupo

    8A (gases nobles), son gases monoatmicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn.

    Se define el gas como:

    El estado de la materia en el que las molculas prcticamente no se hallan

    restringidas por fuerzas de cohesin. El gas no tiene ni forma ni

    volumen definido.

    Caractersticas fsicas que poseen todos los gases:

    Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene.

    Se consideran los ms 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 slidos y lquidos.

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    Presin de un gas.

    Los gases ejercen presin sobre cualquier superficie con la que entren en

    contacto, ya que las molculas gaseosas se hallan en constante movimiento.

    Los humanos nos hemos adaptado fisiolgicamente tan bien a la presin del

    aire que nos rodea, que usualmente desconocemos su existencia, quizs

    como los peses son inconscientes de la presin del agua sobre ellos.

    La presin atmosfrica se demuestra fcilmente. Un ejemplo comn es el beber

    un lquido con un popote. Al succionar el aire del popote se reduce la presin

    de su interior, el vaco creado se llena con el lquido que es empujado hacia la

    parte superior del popote por la mayor presin atmosfrica.

    La presin.

    Se define como la fuerza por unidad de rea; Presin = fuerza/ rea. La

    unidad SI de presin es el Pascal (Pa), que se define como un Newton

    por metro cuadrado: 1Pa = 1 N/m2

    Los tomos y las molculas de los gases en la atmsfera como el resto de la

    materia, estn sujetos a la atraccin gravitacional de la tierra; por

    consiguiente, la atmsfera es mucho ms densa cerca de la superficie de la

    tierra. Las mediciones sealan que aproximadamente el 50% de la atmsfera

    se encuentra dentro de los 6.4 km de la superficie de la tierra, El 90% dentro

    de 16 km, y el 99% dentro de 32 km.

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    La fuerza que experimenta cualquier superficie expuesta a la atmsfera de la

    tierra es igual al peso de la columna de aire que est encima de ella.

    LA PRESIN ATMOSFRICA, es la presin que ejerce la atmsfera de la

    tierra. El valor real de la presin atmosfrica depende de la localizacin, la

    temperatura y las condiciones climticas.

    La presin atmosfrica se mide con el barmetro. Un barmetro 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 saldr del tubo hacia el recipiente,

    creando un vaco en el extremo superior. El peso del mercurio remanente en

    el tubo se conserva por la presin atmosfrica que acta sobre la superficie

    del mercurio en el recipiente. La presin atmosfrica estndar (1 atm) es

    igual a la presin que soporta una columna de mercurio exactamente de 760

    mm ( 76 cm) de altura a 0C al nivel del mar.

    Equivalencia de unidades:

    1 torr = 1 mmHg

    1 atm = 760 mmHg = 760 torr

    1 atm = 101 325 Pa = 1.01325 x 102 kPa

    Un manmetro es un dispositivo para medir la presin de los gases distintos a

    los de la atmsfera.

    Existen dos tipos de manmetros, el manmetro de tubo cerrado se utiliza

    comnmente para medir presiones menores a la presin atmosfrica,

    mientras que el manmetro de tubo abierto es ms adecuado para medir

    presiones iguales o mayores que la presin atmosfrica.

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    LAS LEYES DE LOS GASES.

    Temperatura Y la Ley de los Gases parte 1 - YouTube.flv

    Temperatura Y la Ley de los Gases parte 2 - YouTube.flv

    Temperatura Y la Ley de los Gases parte 3 - YouTube.flv

    Las leyes de los gases que se estudiarn en este captulo son producto de

    incontables experimentos que se realizaron sobre las propiedades fsicas de

    los gases durante varios siglos. Cada una de las generalizaciones en cuanto

    al comportamiento macroscpico 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 qumica.

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    LA RELACIN PRESIN VOLUMEN

    LEY DE BOYLE

    En el siglo XVII Robert Boyle estudi sistemtica y cuantitativamente el

    comportamiento de los gases. En una serie de experimentos, Boyle analiz la

    relacin que hay entre la presin y el volumen de una muestra de gas, por

    medio de un aparato como el que se ilustra en la fig1. La presin ejercida

    sobre el gas por el mercurio que se agrega al tubo, como se presenta en la

    figura 1a), es igual a la presin atmosfrica en tanto en la figura 1b), se

    aprecia que un aumento en la presin, debido a la adicin de ms mercurio,

    conduce una disminucin 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 presin total que se aplica (P)* aumenta.

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    *(la presin atmosfrica ms la presin debida al mercurio aadido)

    Esta relacin entre presin y volumen es clara en la figura 1b), 1c) y 1d).

    Por el contrario si la presin que se aplica decrece, el volumen del gas aumenta

    en la siguiente tabla se indican los resultados de algunas mediciones de

    presin y volumen a temperatura constante obtenidas por Boyle

    P(mmHg)

    724 951 1230

    V (unidades

    arbitrarias)

    1.5 1.22 0.94

    PV

    1.09 x 103 1.16 x 103 1.2 x 103

    Los datos de P y V registrados son congruentes con la expresin matemtica

    que seala la relacin inversa entre la presin 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 ecuacin

    (1a) es una expresin de la ley de Boyle, la cual establece que la presin de

    una cantidad fija de un gas mantenida a temperatura constante es

    inversamente proporcional al volumen del gas. Reordenando la ecuacin (1a)

    se obtiene PV = k1 (1b)

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    Esta forma de la ley de Boyle establece que el producto de la presin y el

    volumen de un gas a temperatura y cantidad del gas constante, es una

    constante. En la fig2 se observa una representacin esquemtica de la ley de

    Boyle. La cantidad n es el nmero de moles del gas y R es una constante que

    se definir ms adelante. As la constante de proporcionalidad, k1 de la

    ecuacin (1a) es igual a nRT.

    En la fig3 se muestran dos formas convencionales de expresin grfica de los

    descubrimientos de Boyle. La fig3a) es un grfico de la ecuacin PV = k1; la

    fig3b) es un grfico de la ecuacin equivalente P = k1 x 1/V. Observe que

    esta ltima es una ecuacin lineal de la forma y = mx + b, donde b = 0.

    Aunque los valores individuales de presin 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 ser igual a la

    misma constante. Por consiguiente, para una muestra de un gas bajo dos

    condiciones, distintas a temperatura constante, se tiene

    P1V1 = k1 = P2V2

    O

    P1V1 = P2V2.(2a)

    Donde V1 y V2 son los volmenes a la presin P1 y P2, respectivamente.

    Una aplicacin comn de la ley de Boyle, es predecir, con base en la ecuacin

    (2a), en qu forma se afectar el volumen de un gas por un cambio de

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    presin, cmo impactar la presin ejercida por un gas mediante el cambio de

    volumen.

    LA RELACIN TEMPERATURA-VOLUMEN: LEY DE CHARLES Y DE GAY-

    LUSSAC

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    La ley de Boyle depende de que la temperatura del sistema permanezca

    constante. Pero suponga que cambia la temperatura cmo afectar el

    cambio de la temperatura al volumen y la presin de un gas? Los primeros

    investigadores que estudiaron esta relacin fueron los cientficos franceses,

    Jacques Charles y Joseph Gay-Lussac. Sus estudios demostraron que a una

    presin 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 fenmeno interesante cuando se

    estudia la relacin entre temperatura y volumen a varias presiones. A

    cualquier presin dada, el grfico de volumen contra temperatura es una lnea

    recta. Extrapolando la recta al volumen cero, se encuentra que la interseccin

    en el eje de temperatura tiene un valor de 273.15C.

    A cualquier otra presin se obtiene una recta diferente para el grfico de volumen

    y temperatura, pero se alcanza la misma interseccin de 273.15 C para la

    temperatura correspondiente al volumen cero fig4 (en la prctica, se puede

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    medir el volumen de un gas slo en un intervalo limitado de temperatura, ya

    que todos los gases se condensan a bajas temperaturas para formar

    lquidos.)

    En 1848, Lord Kelvin comprendi el significado de dicho fenmeno. Identific la

    temperatura de 273.15C como el cero absoluto. Tericamente la

    temperatura ms baja posible. Tomando el cero absoluto como punto de

    partida, estableci 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

    nica diferencia entre la escala de temperatura absoluta y la de Celsius es la

    posicin del cero. Los puntos importantes de las dos escalas se comparan del

    siguiente modo:

    Escala Kelvin Escala Celsius

    Cero absoluto 0 K -273.15C

    Punto de congelacin del agua 273.15 K 0C

    Punto de ebullicin del agua 373.15 K 100C

    Notacin T t

    La dependencia del volumen de un gas con la temperatura, se da por

    V T

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    V = k2 T

    V/T = k2(2b)

    donde k2 es la constante de proporcionalidad. La ecuacin (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 presin

    constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. Se

    observa que el factor de proporcionalidad, k2 , en la ecuacin (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 presin del gas es directamente

    proporcional a la temperatura.

    P T

    P k3 T

    P/T = k3

    Se observa que el factor de proporcionalidad k3 = nR/T.

    Igual como se hizo para la relacin presin y volumen a temperatura constante,

    es posible comparar dos condiciones de volumen y temperatura para una

    muestra dada de un gas a presin constante de la ecuacin V/T=k2 se puede

    escribir

    V1/T1 = k2 =V2/T2

    V1/T1 =V2/T2

    Donde V1 y V2 son los volmenes de los gases a las temperaturas T1 y T2

    respectivamente. En todos los clculos subsecuentes se supone que las

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    temperaturas dadas en C son exactas, de modo que no se alterarn el

    nmero de cifras significativas.

    LA RELACIN ENTRE VOLUMEN Y CANTIDAD: LEY DE AVOGADRO

    El trabajo del cientfico italiano Amadeo Avogadro complement los estudios de

    Boyle, Charles y Gay-Lussac. En 1811 public una hiptesis en donde

    estableci que a la misma temperatura y presin, volmenes iguales de

    diferentes gases contienen el mismo nmero de molculas (o tomos si el

    gas es monoatmico). De ah que el volumen de cualquier gas deba ser

    proporcional al nmero de moles de molculas presentes, es decir

    V n

    V = k4 n..(2c)

    Donde n representa el nmero de moles k4 es la constante de proporcionalidad.

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    La ecuacin (2c) es la expresin matemtica de la ley de Avogadro, la cual

    establece que a presin y temperatura constante, el volumen de un gas es

    directamente proporcional al nmero de moles del gas presente.

    Se observa que k4 = RT/P.

    De acuerdo con la ley de Avogadro cuando dos gases reaccionan entre s, los

    volmenes que reaccionan de cada uno de los gases tiene una relacin

    sencilla entre s. Si el producto es un gas, su volumen se relaciona con el

    volumen de los reactivos por medio de una relacin sencilla ( un hecho

    demostrado antes por Gay-Lussac). Por ejemplo, considere la sntesis de

    amoniaco a partir de hidrgeno y nitrgeno moleculares:

    3H2(g) + N2(g)2NH3(g)

    3 moles 1 mol 2 moles

    Dado que a la misma temperatura y presin, los volmenes de los gases son

    directamente proporcionales al nmero de moles de los gases presentes,

    ahora se puede escribir

    3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)

    3 volmenes 1 volumen 2 volmenes

    La relacin de volumen de hidrgeno molecular a nitrgeno molecular es de 3:1

    y la del amoniaco (el producto) a hidrgeno molecular y nitrgeno molecular

    (los reactivos) es 2:4 fig5

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    LA ECUACIN 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 ecuacin maestra para el

    comportamiento de los gases:

    V nT / P

    V = R( nT / P)

    O

    PV = nRT..(7)

    Donde R , la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los

    gases.

    La ecuacin (7) conocida como ecuacin del gas ideal, explica la relacin entre

    las cuatro variables P, V, T y n.

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    Un gas ideal es un gas hipottico cuyo comportamiento de presin volumen y

    temperatura se puede describir completamente por la ecuacin del gas ideal.

    Las molculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre si y su volumen es

    despreciable en comparacin 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 mrgenes razonables de temperatura

    y presin no alteran sustancialmente los clculos. Por tanto, se puede usar

    con seguridad la ecuacin del gas ideal para resolver muchos problemas de

    gases.

    Antes de aplicar la ecuacin del gas ideal a un sistema real, se debe calcular R,

    la constante de los gases. A 0C (273.15 K) y 1 atmsfera de presin,

    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 22.414 L, que es un poco mayor que el volumen de una pelota de

    bsquetbol.

    Las condiciones de 0C y una atm se denominan temperatura y presin

    estndar, y a menudo se abrevian TPE.

    De la ecuacin PV = nRT se puede escribir

    R = PV/nT

    R = (1atm)(22.414 L) / (1 mol)(273.15 K)

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    R = 0.082057 L atm/K mol

    R = 0 .082057 L atm /K mol

    Para la mayora de los clculos, se redondear el valor de R a tres cifras

    significativas (0.0821 Latm / Kmol) y se utilizar 22.41 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 presin al utilizar la ecuacin

    del gas ideal.

    Ejemplo:

    El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas incoloro e inodoro muy poco reactivo.

    Calcule la presin (en atm) ejercida por 1.82 moles del gas en un recipiente

    de acero de 5.43 L de volumen a 69.5C.

    Solucin:

    Este problema ofrece informacin acerca del nmero 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 presin se utiliza la ecuacin del gas

    ideal, que puede reordenarse y se obtiene PV = nRT

    P = nRT / V

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    P =(1.82mol)(0.0821 Latm / Kmol)(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 ecuacin del gas

    ideal.

    Ejemplo

    Calcule el volumen (en litros) que ocupan 7.40 g de NH3 a TPE.

    Solucin:

    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

    17.013 g NH3 1mol NH3

    17.013 = es el masa atmico del NH3 = Masa atmica (Nitrgeno = 14.01) + la

    masa atmica del (Hidrogeno= 1.001)

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    V = 9.74 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 nmero de moles de NH3 y entonces se aplica la

    ecuacin del gas ideal.

    Entonces:

    17.03g = 1 mol

    7.4g = X

    X = 7.4g x 1 mol / 17.03g = 0.4345 mol

    Por lo tanto

    V = nRT/P=( 0.4345)(0.0821)(273.15)/1atm

    V = 9.74 L

    La ecuacin del gas ideal es til 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 presin, volumen y temperatura, o incluso,

    de cantidad de gas. Cuando cambian las condiciones, se debe emplear una

    forma modificada de la ecuacin del gas ideal que toma en cuenta las

    condiciones iniciales y finales. Esta ecuacin se obtiene del modo siguiente,

    partiendo de la ecuacin PV = nRT

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    R = P1V1 / n1T1 (antes del cambio)

    Y R = P2V2 / n2T2 (despus 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 ecuacin en tal caso se reduce a

    P1V1 / T1 = P2V2 / T2..(8)

    La aplicacin de la ecuacin (8) son el tema de los dos ejemplos siguientes.

    Ejemplo:

    Una pequea burbuja se eleva desde el fondo de un lago, donde la temperatura y

    presin son 8C y 6.4 atm, hasta la superficie del agua, donde la temperatura

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    es 25C y la presin de 1.0 atm. Calcule el volumen final de la burbuja (en

    mL) si su volumen inicial era de 2.1 mL.

    Solucin:

    Observe que este problema implica un cambio de temperatura, presin y

    volumen, pero no nmero de moles del gas. De este modo, se puede utilizar

    la ecuacin (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

    La cantidad de gas en la burbuja permanece constante, por lo que n1=n2. Para

    calcular el volumen final, V2, se arregla la ecuacin (8) como sigue:

    V2 =(V1)( P1 /P2)(T2/T1)

    V2 = (2.1mL)(6.4 atm/1.0 atm)(298K/281K)

    V2 = 14 mL

    As, el volumen de la burbuja aumenta de 2.1 mL a 14 mL por la disminucin de

    la presin del agua y el aumento de la temperatura.

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    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 contaminacin del aire, puede

    interesar la relacin de presin, volumen y temperatura de una muestra de

    aire, que contiene varios gases. En este y todos los casos que implican

    mezclas de gases, la presin total del gas se relaciona con las presiones

    parciales, es decir, las presiones de los componentes gaseosos individuales

    de la mezcla.

    En 1801, Dalton formul una ley, que actualmente se conoce como ley de Dalton

    de las presiones parciales, la cual establece que la presin total de una

    mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercera

    si estuviera solo.

    En la fig6 se ilustra la ley de Dalton.

    Considere el caso en el que dos gases A y B, estn en un recipiente de volumen

    V. La presin ejercida por el gas A, de acuerdo con la ecuacin del gas ideal,

    es:

    PA = nA RT / V

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    Donde nA es el nmero de moles de A presente. Del mismo modo, la presin

    ejercida por el gas B es

    PB = nB RT / V

    En una mezcla de gases A y B, la presin total Pt es el resultado de las colisiones

    de ambos tipos de molculas 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

    donde n, el nmero total de moles de los gases presentes, est dado por n = nA +

    nB y PA y PB son las presiones parciales de los gases A y B,

    respectivamente. As para una mezcla de gases, la PT depende slo del

    nmero total de moles de gas presente, no de la naturaleza de las molculas

    del gas.

    En general, la presin total de una mezcla de gases est dada por :

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    PT = P1 + P2 + P3 +

    Donde P1, P2,, P3, son las presiones parciales de los componentes 1, 2, 3

    Para darse cuenta cmo est relacionada cada presin parcial con la presin

    total, considere de nuevo el caso de la mezcla de los gases A y B. Dividiendo

    PA entre PT, se obtiene

    PA / Pt = (nA RT/V) / (nA + nB)RT /V)

    = nA / nA + nB)

    = XA

    donde XA se denomina la fraccin molar del gas A. La fraccin molar es una

    cantidad adimensional que expresa la relacin del nmero de moles de un

    componente con el nmero de moles de todos los componentes presentes.

    Su valor siempre es menos que 1, excepto cuando A es el nico componente

    presente. La presin parcial de A se puede expresar como

    PA = XAPT

    Del mismo modo

    PB = XBPT

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    Cmo se determinan las presiones parciales? Un manmetro nicamente mide

    la presin total de una mezcla gaseosa. Para obtener las presiones parciales,

    es necesario conocer las fracciones molares de los componentes, lo cual

    podra implicar elaborados anlisis qumicos. El mtodo ms directo para

    medir las presiones parciales es usar un espectrmetro de masas. Las

    intensidades relativas de las seales 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 presin total, es posible calcular

    las presiones parciales de los componentes individuales.

    Ejemplo

    Una mezcla de gases contiene 4.46 moles de nen (Ne), 0.74 moles de argn

    (Ar) y 2.15 moles de xenn (Xe). Calcule las presiones parciales de los gases

    si la presin total es de 2.0 atm a cierta temperatura.

    Solucin:

    Para calcular las presiones parciales se aplica la ley de Dalton. Primero se

    deterina la fraccin molar del nen como sigue:

    XNe = nNe / nNe + nAr + nXe

    = 4.46 mol /4.46 mol +0.74 mol +2.15 mol

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    = 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 2.0 atm = 0.586 atm

    LA TEORA CINTICA 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 macroscpico. Por ejemplo, por qu un gas se

    expande al calentarlo?

    En siglo XIX, varios fsicos, entre los que destacan Ludwig Boltzmann y James

    Clerk Maxwell, encontraron que las propiedades fsicas de los gases se

    explican en trminos del movimiento de molculas individuales, el cual es una

    forma de energa, que aqu se define como la capacidad para realizar un

    trabajo o producir un cambio. En mecnica, el trabajo se define como el

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    producto de la fuerza por la distancia. Como la energa se mide como trabajo,

    se escribe

    energa = trabajo realizado

    energa = fuerza x distancia

    El joule (J) es la unidad SI de energa

    1 J = 1 kg m2 / s2

    = 1Nm

    De modo alternativo, es posible expresar la energa en kilojoules (kJ):

    1 kJ = 1000 J

    Como se ver en otro captulo, existen numerosos tipos de energa. La energa

    cintica (EC) es un tipo de energa que se manifiesta por un objeto en

    movimiento, o energa 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 teora cintica molecular de los gases, o

    simplemente la teora cintica de los gases. Dicha teora se centra en las

    siguientes suposiciones:

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    1. Un gas est compuesto de molculas que estn separadas por distancias

    mucho mayores que sus propias dimensiones. Las molculas pueden

    considerarse como puntos, es decir, poseen masa pero tienen un volumen

    despreciable.

    2. Las molculas de los gases estn en continuo movimiento en direccin

    aleatoria y con frecuencia chocan unas contra otras. Las colisiones entre las

    molculas son perfectamente elsticas, o sea la energa se transfiere de una

    molcula a otra por efecto de las colisiones. Sin embargo, la energa total de

    todas las molculas no se altera.

    3. Las molculas de los gases no ejercen entre s fuerzas de atraccin o de

    repulsin.

    4. La energa cintica promedio de las molculas es proporcional a la

    temperatura del gas en kelvins. Dos gases a la misma temperatura tendrn la

    misma energa cintica promedio, la energa cintica promedio de una

    molcula est dada por:

    __ __

    KE = m u2

    Donde m es la masa de la molcula y u es su velocidad. La barra horizontal

    denota un valor promedio. La cantidad u2 media se denomina velocidad

    cuadrtica media; es el promedio del cuadrado de las velocidades de todas

    las molculas:

    __

    u2 = u12 + u2 2 +.. uN 2 /N

    donde N es el nmero de molculas

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    La suposicin 4 permite escribir

    __

    KE T

    _

    1/2mu2 T

    _

    1/2mu2 = C T

    Donde C es la constante de proporcionalidad y T es la temperatura absoluta.

    De acuerdo con la teora cintica molecular, la presin de un gas es el resultado

    de las colisiones entre las molculas y las paredes del recipiente que lo

    contiene. Depende de la frecuencia de las colisiones por unidad de rea y de

    la fuerza con la que las molculas golpeen las paredes. La teora tambin

    proporciona una interpretacin molecular de la temperatura.

    _

    Segn la ecuacin 1/2mu2 = C T la temperatura absoluta de un gas es una

    medida de la energa cintica promedio de las molculas. En otras palabras,

    la temperatura absoluta es un ndice del movimiento aleatorio de las

    molculas: a mayor temperatura, mayor energa de las molculas. Como el

    movimiento molecular aleatorio se relaciona con la temperatura de un gas,

    algunas veces se hace referencia a l como movimiento trmico.

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    APLICACIN DE LAS LEYES DE LOS GASES

    Aunque la teora cintica de los gases se basa en un modelo bastante simple, los

    detalles matemticos implicados son muy complejos sin embargo sobre una

    base cualitativa es posible utilizar la teora para explicar las propiedades

    generales de las sustancias en el estado gaseoso. Los siguientes ejemplos

    ilustran las circunstancias en las que es til esta teora.

    Compresibilidad de los gases. Como las molculas en la fase gaseosa se

    encuentran separadas por grandes distancias (suposicin 1), los gases se

    pueden comprimir fcilmente para ocupar un menor volumen.

    Ley de Boyle. La presin ejercida por un gas es consecuencia del impacto de

    sus molculas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La velocidad

    de colisin, o el nmero de colisiones moleculares con las paredes, por

    segundo, es proporcional a la densidad numrica (es decir, nmero de

    molculas por unidad de volumen) del gas. Al disminuir el volumen de una

    cierta cantidad de gas aumenta su densidad numrica, y por tanto, su

    velocidad de colisin. Por esta causa, la presin de un gas es inversamente

    proporcional al volumen que ocupa; cuando el volumen disminuye, la presin

    aumenta y viceversa.

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    Ley de Charles. Puesto que la energa cintica promedio de las molculas de un

    gas es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra (suposicin 4),

    al elevar la temperatura aumenta la energa cintica promedio. Por

    consiguiente, las molculas chocarn ms a menudo contra las paredes del

    recipiente y con mayor fuerza si el gas se calienta, aumentando entonces la

    presin. El volumen del gas se expandir hasta que la presin del gas est

    equilibrada por la presin externa constante.

    Ley de Avogadro. Se ha demostrado que la presin de un gas es directamente

    proporcional a la densidad y a la temperatura del gas. Como la masa del gas

    es directamente proporcional al nmero 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 presin,

    volumen y temperatura ( es decir, cuando P1= P2, T1=T2 y V1=V2), se cumple

    que n1 =n2 que es una expresin matemtica de la ley de Avogadro.

    Ley de Dalton de las presiones parciales. Si las molculas no se atraen o

    repelen entre s (suposicin 3), entonces la presin ejercida por un tipo de

    molcula no se afectar por la presencia de otro gas. Como consecuencia, la

    presin total estar dada por la suma de las presiones individuales de los

    gases.

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    IMGENES ESTADO GASEOSO

    La relacin presin-volumen: ley de Boyle.

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    Fig.1

    Aparato para estudiar la relacin entre la presin y el volumen de un gas. En a) la

    presin del gas es igual a la presin atmosfrica.

    La presin 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 presin adicional ejercida sobre el gas se observa por la diferencia entre los

    niveles de mercurio (h mm Hg).

    La temperatura permanece constante.

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    Figura 2. Representacin esquemtica de las leyes de Boyle, Charles y

    Avogadro.

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    Figura 3. En esta grafica se representa la variacin del volumen de una muestra

    de gas con la presin que se ejerce sobre l a temperatura constante. a) P

    contra V. Observe que el volumen del gas se duplica cuando la presin del

    gas se reduce a la mitad; b) nos muestra la grfica de P contra 1/V.

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    Figura 4. Variacin del volumen de una muestra de gas con el cambio d

    temperatura a presin constante. Cada lnea representa la variacin a una

    cierta presin. Las presiones aumentan desde P1 hasta P4. Todos los gases

    terminan por condensarse (se vuelven lquidos) si se enfran a temperaturas

    suficientemente bajas; las lneas slidas representan la regin de temperatura

    por arriba del punto de condensacin. Al extrapolar estas lineas (lneas

    interrumpidad), todas coinciden en el punto que representa el volumen cero y

    una temperatura de -273.15C.

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    Figura 5. Relacin de volmenes de gases en una reaccin qumica. La relacin

    de volumen de hidrgeno molecular a nitrgeno molecular es 3:1, y la del

    amoniaco (producto) a hidrgeno molecular y a nitrgeno molecular

    combinado (reactivos) es de 2:4 0 1:2.

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    Figura 6. Representacin esquemtica de la ley de Dalton de las presiones

    parciales.

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    Unidad 2

    Termodinmica Qumica.

    TERMOQUMICA.

    LA NATURALEZA DE LA ENERGA Y LOS TIPOS DE ENERGA.

    Energa es un trmino bastante utilizado a pesar de que representa un concepto

    muy abstracto. Por ejemplo, cuando alguien se siente cansado, se suele decir

    que no tiene energa; es comn leer sobre la bsqueda de alternativas de

    fuentes de energa no renovables. A diferencia de la materia, la energa se

    reconoce por sus efectos. No puede verse, tocarse, olerse, pesarse.

    La energa generalmente se define como la capacidad para efectuar un

    trabajo. En otros captulos se define trabajo como fuerza X distancia, pero

    ms adelante se ver que hay otros tipos de trabajo. Todas las formas de

    energa 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 qumica. Por ejemplo, es posible aprovechar la energa contenida en las

    olas para realizar un trabajo til. Pero es mnima la relacin entre la qumica y

    las olas.

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    Los qumicos definen trabajo como el cambio de energa que resulta de un

    proceso. La energa cintica, energa producida por un objeto en movimiento,

    es una de las formas de energa qu para los qumicos tiene gran inters.

    Otras son energa radiante, energa trmica, energa qumica y energa

    potencial.

    La energa radiante, o energa solar, proviene del Sol y es la principal fuente

    de energa de la Tierra. La energa solar calienta la atmsfera y la superficie

    terrestre, estimula el crecimiento de la vegetacin a travs de un proceso

    conocido como fotosntesis, e influye sobre los patrones globales del clima.

    La energa trmica es la energa asociada con el movimiento aleatorio de los

    tomos y las molculas. En general la energa trmica se calcula a partir de

    mediciones de temperatura. Cuanto ms vigoroso sea el movimiento de los

    tomos y las molculas en una muestra de materia, estar ms caliente y su

    energa trmica ser mayor. Sin embargo, es necesario distinguir con

    claridad entre energa trmica y temperatura. Una taza de caf a 70C tiene

    mayor temperatura que una tina llena con agua caliente a 40C, pero en la

    tina se almacena mucha ms energa trmica porque tiene un volumen y una

    masa mucho mayor que la de la taza de caf, y por tanto ms molculas de

    agua y mayor movimiento molecular.

    La energa qumica es una forma de energa que se almacena en las

    unidades estructurales de las sustancias; esta cantidad se determina por

    el tipo y arreglo de los tomos que constituyen cada sustancia. Cuando las

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    sustancias participan en una reaccin qumica, la energa qumica se libera,

    almacena o se convierte en otra forma de energa.

    La energa potencial es la energa disponible en funcin de la posicin

    de un objeto. Por ejemplo, debido a su altitud una piedra en la cima de una

    colina tiene mayor energa potencial y al caer en el agua salpicar ms que

    una piedra semejante que se encuentra en la parte baja de la colina. La

    energa qumica se considera como un tipo de energa potencial porque se

    relaciona con la posicin relativa y el arreglo de los tomos de una sustancia

    determinada.

    Todas las formas de energa se pueden convertir (al menos en principio) unas en

    otras. Cuando se est bajo la luz solar se siente calor porque, en la piel, la

    energa radiante se convierte en energa trmica. Cuando se hace ejercicio,

    la energa qumica almacenada en el cuerpo se utiliza para producir energa

    cintica. Si duda existen muchos otros ejemplos. Los cientficos han concluido

    que, aun cuando la energa se presenta en diferentes formas inter

    convertibles entre s, sta no se destruye ni se crea.

    Cuando desaparece una forma de energa debe aparecer otra (de igual

    magnitud) y viceversa. Este principio se resume en la ley de la conservacin

    de la energa: la energa total del universo permanece constante.

    Cambios de energa en las reacciones qumicas

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    A menudo los cambios de energa que ocurren durante las reacciones qumicas

    tienen tanto inters prctico como las relaciones de masa estudiadas en

    captulos anteriores. Por ejemplo, las reacciones de combustin que utilizan

    energticos, como el gas natural y el petrleo, se lleva a cabo en la vida diaria

    ms por la energa trmica que liberan que por sus productos, que son agua y

    dixido de carbono.

    Casi todas las reacciones qumicas absorben o producen (liberan) energa, por lo

    general en forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energa

    trmica y calor. El calor es la transferencia de energa trmica entre dos

    cuerpos que estn a diferentes temperaturas.

    Con frecuencia se habla del flujo de calor desde un objeto caliente a uno fro. A

    pesar de que el trmino calor por si mismo implica transferencia de energa,

    generalmente se habla de calor absorbido o calor liberado para describir

    los cambios de energa que ocurren en un proceso. La termoqumica es el

    estudio de los cambios de calor en las reacciones qumicas.

    Para analizar los cambios de energa asociados con las reacciones qumicas,

    primero es necesario definir el sistema o la parte especfica del universo que

    es de inters.

    Para los qumicos, los sistemas por lo general incluyen las sustancias que estn

    implicadas en los cambios qumicos y fsicos. Por ejemplo, suponga un

    experimento de neutralizacin cido-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.

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    Hay tres tipos de sistema. Un sistema abierto puede intercambiar masa y

    energa, 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 energa (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 energa, como se muestra en

    la figura (c).

    La combustin de hidrgeno gaseoso con oxgeno es una de las muchas

    reacciones qumicas que liberan una gran cantidad de energa:

    2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) + energa

    En este caso, la mezcla de reaccin (las molculas de hidrgeno, oxgeno y

    agua) se considera como el sistema, y el resto del universo, como los

    alrededores. Debido a que la energa no se crea ni se destruye, cualquier

    prdida de energa por el sistema la deben ganar los alrededores. As, el

    calor generado por el proceso de combustin se transfiere del sistema a sus

    alrededores. Esta reaccin es un ejemplo de un proceso exotrmico, que es

    cualquier proceso que cede calor, es decir, que transfiere

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    Energa trmica hacia los alrededores.

    Considere ahora otra reaccin, la descomposicin del xido de mercurio (II)

    (HgO) a altas temperaturas:

    Energa + 2HgO(s) 2Hg (l) + O2 (g)

    Esta reaccin es un ejemplo de proceso endotrmico, en el cual los alrededores

    deben suministrar calor al sistema (es decir, al HgO).

    ENTALPA

    La mayora de los cambios fsicos y qumicos, incluyendo los que tienen lugar en

    los sistemas vivos, ocurren en condiciones de presin constante de la

    atmsfera. En el laboratorio, por ejemplo, las reacciones por lo general se

    realizan en vasos de precipitados, matraces o tubos de ensayo, que

    permanecen abiertos a los alrededores y por tanto, su presin aproximada es

    de una atmsfera (1 atm). Para medir el calor absorbido o liberado por un

    sistema a presin constante, los qumicos utilizan una propiedad llamada

    Entalpa, que se representa por el smbolo H y se define como E + PV (E =

    energa interna del sistema, P= presin del sistema, V= volumen del sistema)

    La entalpa es una propiedad extensiva; su magnitud depende de la cantidad de

    la materia presente. Es imposible determinar la entalpa de una sustancia, y lo

    que se mide en realidad es el cambio de entalpa H. (la letra griega delta, ,

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    simboliza cambio.) La entalpa de reaccin, H, es la diferencia entre las

    entalpas de los productos y las entalpas de los reactivos:

    H = H(productos) - H(reactivos)

    En otras palabras, H representa el calor absorbido o liberado durante una

    reaccin.

    La entalpa de una reaccin puede ser positiva o negativa, dependiendo del

    proceso.

    Para un proceso endotrmico (el sistema absorbe calor de los alrededores), H

    es positivo (es decir, H > 0). Para un proceso exotrmico (el sistema libera

    calor hacia los alrededores), H es negativo (es decir, H

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    X = $ 140 - $ 100 = $ 40.

    Esto corresponde a una reaccin endotrmica. (El capital aumenta de la misma

    forma que la entalpa del sistema.) Por otra parte, un retiro de $60 significa

    que:

    X = $40 - $ 100 = - $60

    El signo negativo de H significa que ha disminuido el capital. De igual forma, un

    valor negativo de H significa una disminucin de la entalpa del sistema

    como resultado de un proceso exotrmico. La diferencia entre esta analoga y

    la ecuacin

    H = H(productos) - H(reactivos)

    Radica en que, mientras que siempre se conoce el capital bancario exacto, no

    hay forma de conocer la entalpa individual de productos y reactivos. En la

    prctica, solamente es posible medir la diferencia de sus valores.

    Ahora se aplica la idea de los cambios de entalpa a dos procesos comunes, el

    primero implica un cambio fsico y el segundo, un cambio qumico.

    Ecuaciones termoqumicas

    A 0C y 1atm de presin, el hielo se funde para formar agua lquida, las

    mediciones han demostrado que por cada mol* de hielo que se convierte en

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    agua lquida bajo dichas condiciones, el sistema (hielo) absorbe 6.01

    kilojoules (kj) de energa. Debido a que el valor de H es positivo, se trata de

    un proceso endotrmico, como es de esperarse para un proceso que absorbe

    energa, como la fusin del hielo la ecuacin para este cambio fsico es:

    H2O (s) H2O (l) H=6.01 kJ.

    Como otro ejemplo considere la combustin del metano (CH4), el principal

    componente del gas natural:

    CH4(g) +2O2(g) CO2(g)+2H2O(l)

    H= - 890.4 kJ

    Por experiencia se sabe que la combustin del gas natural libera calor hacia los

    alrededores, por lo que es un proceso exotrmico y H debe tener un valor

    negativo.

    Las ecuaciones que representan la fusin del hielo y la combustin del metano

    son ejemplos de ecuaciones termoqumicas, que muestran tanto los

    cambios de entalpa como las reacciones de masa. La siguiente gua es de

    utilidad para describir e interpretar las ecuaciones termoqumicas:

    Los coeficientes estequiomtricos siempre se refieren al nmero de moles de

    una sustancia. As la ecuacin para la fusin de hielo se puede leer como

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    sigue: Cuando se forma 1 mol de agua lquida a 0C, el cambio de entalpa es

    de 6.01 kJ. La ecuacin de la combustin del metano se interpreta as:

    Cuando un mol de metano gaseoso reacciona con 2 moles de oxgeno

    gaseoso para formar 1 mol de dixido de carbono gaseoso y 2 moles de agua

    lquida, el cambio de entalpa es de -890.4 kJ.

    Cuando se invierte una ecuacin, se cambian los papeles de reactivos y

    productos. Como consecuencia, la magnitud de H para la ecuacin se

    mantiene igual, pero cambia el signo. Por ejemplo, si una reaccin consume

    energa trmica de sus alrededores (es decir, debe ser endotrmica),

    entonces la reaccin inversa debe liberar energa trmica hacia sus

    alrededores (es decir, debe ser exotrmica) y la expresin del cambio de

    entalpa tambin debe cambiar su signo. As, al invertir la fusin del hielo y la

    combustin del metano, las ecuaciones termoqumicas son H2O (l) H2O (s)

    H=-6.01kJ.

    CO2(g)+2H2O(l) CH4(g) + 2O2(g)

    H=890.4 kJ : y lo que era un proceso endotrmico se convierte en un proceso

    exotrmico, y viceversa.

    Si se multiplican ambos lados de una ecuacin termoqumica por un factor n,

    entonces H debe tambin cambiar por el mismo factor. As en la fusin del

    hielo, si n=2, entonces

    2H2O(s)2H2O(l)

    H=2(6.01 kJ)=12.0 kJ.

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    Cuando se escriben ecuaciones termoqumicas, siempre se debe especificar

    el estado fsico de todos los reactivos y productos, porque esto ayuda a

    determinar el cambio real de entalpa. Por ejemplo, en la combustin del

    metano, si se obtuviera como producto vapor de agua en lugar de agua

    lquida,

    CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) H= -802.4 kJ

    El cambio de entalpa sera -802.4 kJ en lugar de -890.4 kJ porque se necesitan

    88.0 kJ para convertir 2 moles de agua lquida en vapor de agua; es decir,

    2H2O(l)2H2O(g) H= 88.0 kJ.

    Calorimetra

    En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos fsicos y qumicos se

    miden con un calormetro, recipiente cerrado diseado especficamente para

    este propsito. El estudio de la Calorimetra, la medicin de los cambios de

    calor, depende de la comprensin de los conceptos de calor especfico y

    capacidad calorfica, por lo cual se consideran en primer trmino.

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    Calor especfico y capacidad calorfica

    El calor especfico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere

    para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia. La

    capacidad calorfica (C) de una sustancia es la cantidad de calor que se

    requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada

    cantidad de la sustancia. El calor especfico es una propiedad intensiva,

    mientras que la capacidad calorfica es una propiedad extensiva. La relacin

    entre capacidad calorfica y calor especifico de una sustancia es C = ms

    donde m es la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo, el calor

    especfico del agua es 4.184 J/g * C, y la capacidad calorfica de 60.0 g de

    agua es: (60.0 g)(4.184 J/g*C) = 251 J/C .

    Observe que las unidades del calor especfico son J/g * C, mientras que las

    unidades de la capacidad calorfica son J/C.

    Si se conoce el calor especfico y la cantidad de una sustancia, entonces el

    cambio en la temperatura de la muestra (t) indicar la cantidad de calor (q)

    que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuacin para

    calcular el cambio de calor est dada por

    q=ms(t)

    q=Ct

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    Donde m es la masa de muestra y t es el cambio de temperatura:

    t=tfinal - tinicial

    El convenio para el signo de q es igual que para el cambio de entalpa; q es

    positiva para procesos endotrmicos, y negativo para procesos exotrmicos.

    Ejemplo. Una muestra de 466g de agua se calienta desde 8.5C hasta 74.6C.

    Calcule la cantidad de calor absorbido por el agua.

    Razonamiento y solucin: Utilizando la masa, el calor especifico del agua y el

    cambio en la temperatura en la ecuacin q=ms(t), el cambio de calor se

    calcula de la siguiente manera:

    Datos: Calor especifico del agua= 4.184 (J/g * C)

    tmsq

    = (466 g) (4.184j/g*C)(74.6C-8.5C)

    = 1.29 X 105 J

    = 129 kJ

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    UNIDAD III

    ESTADO LQUIDO

    Se define como lquido: al estado de la materia en el que las molculas estn

    relativamente libres para cambiar de posicin unas con respecto a otras, pero

    restringidas por fuerzas de cohesin, con el fin de mantener un volumen

    relativamente fijo.

    Propiedades caractersticas de los gases, lquidos y slidos.

    Estados de

    la

    materia

    Volumen / forma

    Densidad

    Compresibilidad

    Movimiento

    de

    molcula

    s

    Gas

    Adopta el volumen y

    la forma del

    recipiente que lo

    contiene

    Baja

    Muy

    compresible

    Movimiento

    muy libre

    Lquido

    Tiene un volumen

    definido pero

    adopta la forma

    del recipiente

    que lo contiene

    Alta

    Slo

    ligeramente

    compresible

    Se deslizan

    entre si

    librement

    e

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    Slido Tiene un volumen y

    forma definida

    Alta

    Virtualmente

    incompresib

    le

    Vibraciones

    alrededor

    de

    posicione

    s fijas

    Propiedades de los lquidos. Las fuerzas intermoleculares determinan varias de

    las caractersticas estructurales y propiedades de los lquidos. En esta

    seccin se vern dos fenmenos comnmente relacionados con los lquidos:

    la tensin superficial y la viscosidad.

    FUERZAS DE ATRACCIN MOLECULAR

    Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atraccin entre molculas. Estas

    fuerzas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases.

    Ejercen an ms influencia en las fases condensadas de la materia, es decir,

    en los lquidos y los slidos. A medida que baja la temperatura de un gas

    disminuye la energa cintica promedio de sus molculas. As a una

    temperatura suficientemente baja, las molculas ya no tienen la energa

    necesaria para liberarse de atraccin de las molculas vecinas, en este

    momento, las molculas se agregan y forman pequeas gotas de lquido.

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    Esta transicin de la fase gaseosa a la fase lquida se conoce como

    condensacin.

    A diferencia de las fuerzas intermoleculares, las fuerzas intramoleculares

    mantienen juntos a los tomos de una molcula (en el enlace qumico,

    participan fuerzas intramoleculares). Estas fuerzas estabilizan a las molculas

    individuales, en tanto que las fuerzas intermoleculares son las principales

    responsables de las propiedades macroscpicas de la materia (por ejemplo,

    punto de fusin y punto de ebullicin).

    Las fuerzas intermoleculares suelen ser ms dbiles que las intramoleculares;

    por ello, se necesita menos energa para evaporar un lquido que para romper

    los enlaces de sus molculas. Por ejemplo, para evaporar 1 mol de agua en

    su punto de ebullicin son suficientes alrededor de 41kJ de energa; en

    cambio, para romper los dos enlaces O H de un mol de molculas de agua

    es necesario aplicar 930 kJ de energa. En general los puntos de ebullicin de

    las sustancias reflejan la magnitud de las fuerzas intermoleculares que actan

    entre las molculas. En el punto de ebullicin se debe suministrar suficiente

    energa para vencer las fuerzas de atraccin entre las molculas a fin de que

    entren a la fase de vapor. Si se precisa ms energa para separar las

    molculas de la sustancia A que de la sustancia B es porque las molculas A

    estn unidas por fuerzas intermoleculares ms fuertes, por tanto, el punto de

    ebullicin de A ser mayor que el de B. El mismo principio se aplica tambin

    al punto de fusin de las sustancias. Por lo general, los puntos de fusin de

    las sustancias aumentan con la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

    Para comprender las propiedades de la materia condensada es necesario

    entender los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares. La fuerza dipolo-

    dipolo, dipolo-inducido, y las fuerzas de dispersin integran lo que los

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    qumicos denominan fuerzas de van der Waals, nombrada as, en

    reconocimiento de fsico Holands Johannes van der Waals.

    Los iones y dipolos se atraen entre s mediante fuerzas electrostticas conocidas

    como fuerzas ion-dipolo, que no son fuerzas de van der Waals.

    El enlace de hidrgeno es un tipo de interaccin dipolo-dipolo particularmente

    fuerte. Dado que slo unos pocos elementos participan en la formacin del

    enlace de hidrgeno, ste se trata como una categora aparte. Segn la fase

    de una sustancia, la naturaleza de los enlaces qumicos y los tipos de

    elementos que la componen, en la atraccin total entre las molculas pueden

    actuar distintos tipos de interacciones, como se ver enseguida.

    FUERZAS dipolo-dipolo

    Las, fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atraccin entre molculas polares,

    es decir, entre molculas que poseen momentos dipolares. Su origen es

    electrosttico y se puede entender en funcin de la ley de Coulomb *. A mayor

    momento dipolar mayor es la fuerza. La figura B muestra la orientacin de

    molculas polares en un slido. En los lquidos, las molculas polares no

    estn unidas de manera tan rgida como en los slidos, pero tienden a

    alinearse de tal manera que en promedio las interacciones son mximas.

    *Ley de Coulomb La energa potencial (E) entre dos iones es directamente

    proporcional al producto de sus cargas e inversamente proporcional a la

    distancia que las separa E Q+Q- / r = k Q+Q- / r.

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    Figura B las molculas que tienen un momento dipolar permanente tienden a

    alinearse con las polaridades opuestas en la fase slida para hacer mxima la

    atraccin

    FUERZAS ion-dipolo

    La ley de Coulomb tambin explica las fuerzas ion-dipolo, las cuales se dan entre

    un ion (ya sea catin o anin) y una molcula polar (figura C).

    La intensidad de esta interaccin depende de la carga y tamao del ion as como

    la magnitud del momento dipolar y del tamao de la molcula. Las cargas en

    los cationes estn ms concentradas porque estos iones suelen ser ms

    pequeos que los aniones. En consecuencia, con una carga de igual

    magnitud, un catin experimenta una interaccin ms fuerte con los dipolos

    que un anin.

    La hidratacin es un ejemplo de interaccin ion-dipolo. En una disolucin acuosa

    de NaCl, los iones Na+ y Cl- se rodean de molculas de agua las cuales

    tienen un gran momento dipolar. Cuando se disuelve un compuesto inico

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    como el NaCl, las molculas de agua actan como un aislante elctrico que

    separa a los iones. En cambio, el tetracloruro de carbono (CCl4), una

    molcula no polar carece de la capacidad de participar en una interaccin ion-

    dipolo. En consecuencia, el tetracloruro de carbono es un mal disolvente de

    compuestos inicos, al igual que la mayora de los lquidos no polares.

    Figura C Dos tipos de interaccin dipolo-dipolo

    FUERZAS de dispersin

    Qu fuerzas de atraccin se establecen entre las sustancias no polares? Para

    contestar esta pregunta, analice el esquema de la figura D. Si un ion o una

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    molcula polar se acercan a un tomo (o molcula no polar), la distribucin

    electrnica del tomo (o molcula) se distorsiona por la fuerza que ejerce el

    ion o la molcula polar. Se dice que el dipolo del tomo (o molcula no polar)

    es un dipolo inducido por que la separacin de sus cargas positiva y

    negativa se debe a la proximidad de un ion o molcula polar. La atraccin

    entre un ion y el dipolo inducido se conoce como interaccin ion-dipolo

    inducido, en tanto que la atraccin entre una molcula polar y el dipolo

    inducido se conoce como interaccin dipolo-dipolo inducido

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    Figura D a) Distribucin de cargas esfricas en un tomo de Helio b) Distorsin

    causada por la aproximacin de un catin y c) de un dipolo.

    La probabilidad de inducir un momento dipolar depende no slo de la carga del

    ion o de la fuerza del dipolo, sino tambin del grado de polarizacin del tomo

    o molcula, es decir, de que tan fcil se distorsione la distribucin electrnica

    del tomo (o molcula). En general, un tomo o molcula tiende a ser ms

    polarizable a medida que aumenta el nmero de electrones y se hace ms

    difusa la nube electrnica. Por nube difusa se entiende una nube electrnica

    que se distribuye en un volumen considerable, de tal forma que los electrones

    no estn fuertemente unidos al ncleo. El carcter polarizable de los gases

    que contienen tomos o molculas no polares (por ejemplo, He y N2) les

    permite condensarse. En un tomo de Helio, los electrones se mueven a

    cierta distancia del ncleo. En un instante cualquiera los tomos pueden tener

    un momento dipolar generado por las posiciones especficas de los

    electrones. Este momento dipolar se denomina dipolo instantneo porque

    dura slo una pequea fraccin de segundo. En otro instante, los electrones

    cambian de posicin y el tomo tiene un nuevo dipolo instantneo, y as

    sucesivamente. Sin embargo, en un tiempo promedio (el tiempo que toma

    medir un momento dipolar), el tomo no tiene momento dipolar porque los

    dipolos instantneos se cancelas entre s. En un conjunto de tomos de He,

    es posible que el dipolo instantneo de un solo tomo induzca un dipolo en

    cada uno de los tomos vecinos Figura E . En el siguiente instante, un dipolo

    instantneo distinto puede crear dipolos temporales en los tomos de He que

    lo rodean. El punto importante es que este tipo de interacciones produce

    fuerzas de dispersin, es decir fuerzas de atraccin que se generan por los

    dipolos temporales inducidos en los tomos o molculas.

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    Figura E Interaccin de dipolos inducidos. Este tipo de patrones solo existe

    durante un momento; en el siguiente instante se distribuye de otra manera.

    Este tipo de interaccin es responsable de la condensacin de los gases no

    polares.

    A temperaturas muy bajas (y a velocidades atmicas reducidas), las fuerzas de

    dispersin son lo suficientemente fuertes para mantener unidos a los tomos

    de He y hacer que el gas se condense. Esto tambin explica la atraccin

    entre molculas no polares.

    En muchos casos, las fuerzas de dispersin son comparables o an mayores que

    las fuerzas dipolo-dipolo que existen entre las molculas polares. Para tomar

    como ejemplo un caso extremo, se comparan los puntos de ebullicin del

    CH3F (-78.4C) y del CCl4 (76.5 C)

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    Tensin superficial.

    Las molculas que se encuentran en el seno de un lquido son jaladas en todas

    direcciones por las fuerzas intermoleculares; no hay tendencia hacia una

    direccin nica.

    Sin embargo, las molculas de la superficie son jaladas hacia abajo y hacia los

    lados por otras molculas, pero no hacia arriba de la superficie (figura F).

    Figura F. Accin de las fuerzas intermoleculares en una molcula de la capa

    superficial de un lquido y en otra regin interna del lquido.

    En consecuencia, estas atracciones intermoleculares tienden a jalar esas

    molculas hacia el lquido, lo que ocasiona que la superficie se tense como si

    fuera una pelcula elstica. Entre las molculas polares del agua y, digamos,

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    las molculas no polares de la cera de un auto recin encerado, la atraccin

    es mnima o nula, por lo que las gotas de agua adoptan la forma de una

    pequea cuenta esfrica porque de esta manera se minimiza el rea

    superficial de un lquido.

    La tensin superficial es una medida de la fuerza elstica que existe en la

    superficie de un lquido. La tensin superficial es la cantidad de energa

    necesaria para estirar o aumentar la superficie de un lquido por unidad de

    rea (por ejemplo 1 cm2).

    Los lquidos que tienen fuerzas intermoleculares grandes tambin poseen

    tensiones superficiales altas. Como consecuencia de los enlaces de

    hidrgeno, el agua tiene una tensin superficial mucho mayor que la de la

    mayora de los lquidos.

    La accin capilar es otro ejemplo de tensin superficial. La figura muestra el

    agua que sube espontneamente en un tubo capilar cuando una delgada

    pelcula de agua se adhiere a las paredes del tubo de vidrio. La tensin

    superficial del agua hace que esta pelcula se contraiga y jale el agua hacia la

    parte superior del tubo. La capilaridad es el resultado de dos tipos de fuerzas.

    Una de ellas es la cohesin, o atraccin intermolecular entre molculas

    semejantes (en este caso, las molculas de agua); la otra fuerza, conocida

    como adhesin, es una atraccin entre molculas distintas, como las del

    agua y las del tubo de vidrio. Si la adhesin es ms fuerte que la cohesin,

    como sucede en la figura a, el contenido del tubo ser impulsado hacia

    arriba, este proceso continua hasta que la fuerza adhesiva se contrarresta por

    el peso del agua en el tubo. Sin embargo, esta accin no es universal entre

    los lquidos como se muestra en la figura b para el mercurio. En ste, la

    cohesin es mayor que la adhesin entre el mercurio y el vidrio, de manera

    que cuando un tubo capilar se sumerge en este lquido, lo que sucede es una

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    depresin o disminucin del nivel de mercurio, es decir, la altura del lquido en

    el tubo capilar est por debajo de la superficie del mercurio.

    Figura a) Cuando la adhesin es ms fuerte que la cohesin, el lquido (por

    ejemplo agua) sube por el tubo capilar . b) cuando la cohesin supera a la

    adhesin, como sucede en el mercurio, se forma una depresin del lquido en

    el capilar. Observe que el menisco en el tubo del agua es cncavo, o

    redondeado hacia abajo, en tanto que en el tubo de mercurio es convexo, o

    redondeado hacia arriba.

    VISCOSIDAD.

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    Otra propiedad fsica de los lquidos es la viscosidad, la viscosidad es una

    medida de la resistencia de los lquidos a fluir. Cuanto ms viscoso es un

    lquido, ms lento es su flujo. La viscosidad de un lquido suele disminuir con

    el aumento de la temperatura, por esta razn la melaza caliente fluye ms

    rpida que cuando esta fra.

    Los lquidos con fuerzas intermoleculares fuertes son ms viscosos que los que

    tienen fuerzas intermoleculares dbiles (tabla A). El agua tiene mayor

    viscosidad que muchos otros lquidos por su capacidad para formar enlaces

    de hidrgeno. Cabe hacer notar que la viscosidad del glicerol es mucho

    mayor que la de otros lquidos que se muestran en la tabla A.

    El glicerol tiene la siguiente estructura

    CH2 OH

    CH OH

    CH2 OH

    Como el agua, el glicerol tambin es capaz de formar enlaces de hidrgeno cada

    molcula de glicerol tiene tres grupos OH que pueden participar en enlaces

    de hidrgeno con otras molculas de glicerol. Adems, debido a su forma, las

    molculas tienen ms tendencia a entrelazarse que a deslizarse, como lo

    hacen las molculas de lquidos menos viscosos. Estas interacciones

    contribuyen a su elevada viscosidad.

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    TABLA A Viscosidad de algunos lquidos comunes a 20C

    Lquido Viscosidad (N s/m2

    Acetona (C3H6O) 3.16 x 10-4

    Benceno (C6H6) 6.25 x 10-4

    Sangre 4 x 10-3

    Tetracloruro de carbono (CCl4) 9.69 x 10-4

    Etanol (C2H5OH) 1.2 x 10-3

    ter di etlico (C2H5OC2H5) 2.33 x 10-4

    Glicerol (C3H8O3) 1.49

    Mercurio (Hg) 1.55 x 10-3

    Agua (H2O) 1.01 x 10-3

    Temperatura y presin crtica

    La condensacin es lo contrario a la evaporacin. En principio, un gas se puede

    licuar por cualquiera de las dos tcnicas siguientes. Al enfriar una muestra de

    gas disminuye la energa cintica de sus molculas, por lo que stas se

    agregan y forman pequeas gotas de lquido. De manera alternativa se puede

    aplicar presin al gas. La compresin reduce la distancia promedio entre las

    molculas de tal forma que se mantie