Propiedades del calentamiento

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Materia


Todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa

. Propiedades físicas

Se pueden medir y observar sin que se modifique la identidad de una sustancia.
Ejemplo Punto de fusión del hielo.

Propiedades químicas

Se observan cuando se produce un cambio químico, cuando se forman nuevas sustancias distintas a las originales.  Ejemplo: el hidrógeno gaseoso reacciona con oxígeno para formar agua.

Propiedades extensivas

Dependen de la cantidad de materia que se considera. Ejemplo: masa, volumen.

Propiedades intensivas

No dependen de la cantidad de materia que se considera. Ejemplo: densidad, temperatura

.Fenómenos físicos

Aquellos en los que se modifica una propiedad de la materia sin que esta se modifique en su composición. Estos cambios no son permanentes, es decir que son irreversibles

. Fenómenos químicos:

cuando se produce un cambio en las propiedades físicas y químicas de las sustancias. Se produce un cambio en la composición química de la materia (ocurre una reacción química). Estos pueden ser reversibles o irreversibles.

Solido:

Posee forma y volumen definido Incompresibles Mayor cohesión entre moléculas.

Liquido:

Volumen definido pero asume la forma del recipiente que lo contiene. Prácticamente incompresible. Fuerza de cohesión entre moléculas intermedia
. Gaseoso: Adoptan la forma y volumen del recipiente que los contieneCompresiblesBaja cohesión entre moléculas

. Leyes de cambio de estado:

Durante un cambio de estado la temperatura permanecerá constante. A una presión constante, la temperatura a la que se produce un cambio de estado tiene un valor único para cada sustancia. El calor aplicado a una sustancia en un cambio de estado es el mismo para revertirlo.

Sistemas materiales:

Abiertos: permite el paso de materia y energía entre el sistema y el entorno.Cerrados: solo se permite la transferencia de energía entre el sistema y el entorno .Aislados: no se permite el paso de masa o energía al sistema.SISTEMAS MATERIALES HOMOGÉNEOS no se separan ni se fraccionan, tienen composic definida y propiedades cntes.

Sustancias simples

Formadas por un solo elemento químico, por lo que no pueden descomponerse en sustancias más simples. Ejemplo: Oxígeno del aire, Oro, Hidrógeno, Helio, etc.

Sustancias compuestas


Son sustancias formadas por la uníón de dos o más elementos de la tabla periódica. No pueden separarse por métodos físicos. Pueden separarse mediante métodos químicos en los elementos que la componen. Ejemplos: Agua (H2O), Sal de mesa (NaCl), Amóníaco (NH3), Soda caustica (NaOH), etc.

Soluciones:

Son mezclas homogéneas, o sea que presentan una sola fase. Están compuestas por un disolvente y un soluto. Ejemplos: Agua del mar, el aire, etc. SISTEMAS MATERIALES HETEROGÉNEOS:

Coloides:

Se encuentran en el límite entre lo homogéneo y lo heterogéneo debido a que las partículas de la fase dispersa son muy pequeñas y solo se puede observar al microscopio. Ejemplos: gelatina, proteínas de la leche, etc.

Emulsiones:

formadas por la mezcla íntima de dos líquidos insolubles o inmiscibles. Generalmente se obtienen por la acción de un emulsionante. Ejemplos: mayonesa, grasa de la leche, etc.
Suspensiones: mezclas que tienen una fase de partículas finamente divididas pero visibles en un estado de agregación y otra fase continua en otro estado de agregación. Ejemplos:  neblina (líq. En gas), espuma (gas en líq.,humo (sol. En gas),etc.

Dispersiones

Todos los sistemas heterogéneos en los que las fases están mezcladas, pero particularmente las mezclas de dos sólidos con partículas fáciles de observar. Ejemplos: tierra, arcilla, arena, etc.  

SISTEMAS MATERIALES  MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN:

Se utilizan para separar los componentes de una mezcla manteniendo la identidad de cada sustancia. Se basan en la diferencia de propiedades entra las sustancias.Tamizado: se basa en la diferencia de tamaño de las partículas de los sólidos. Lixiviación: permite separar una mezcla de dos sólidos mediante el uso de un disolvente. Ejemplo: Obtención de oro. Filtración: permite separar sólidos en suspensión en un líquido.Ejemplo: obtención de agua potable.

Decantación:

permite separar dos líquidos inmiscibles o un sólido de un líquido, aprovechando la diferencia de densidades entre los componentes de la mezcla. Ejemplo: tratamiento de efluentes en refinerías.

Centrifugación

Permite separar sólidos insolubles de un líquido que no pueden ser separados por filtración.

Cristalización

Permite separar sólidos disueltos en un líquido. Ejemplo: obtención del azúcar.
.

Destilación:

permite separar un mezcla de dos líquidos (solución), aprovechando la diferencia en los puntos de ebullición de los componentes. Ejemplo: Destilación de petróleo para obtener combustibles.

Separación Magnética

Se utiliza cuando uno de los componentes de la mezcla posee propiedades magnéticas y se separa utilizando un imán

. Fórmula molecular

Indican la cantidad exacta de cada elemento que se encuentra en la unidad más pequeñas de una sustancia.

Estado de oxidación

Suma de cargas positivas y negativas de un átomo. Indica el número de electrones que el átomo acepta o cede.

Teoría atómica de Bohr:

Einstein explicó el efecto fotoeléctrico. Sugirió que un rayo de luz es en realidad una corriente de partículas de luz (fotones). Cada fotón tiene una cantidad de energía E=h*f. La luz se comporta como onda y como partícula.F=c/λ. Velocidad de la luz(c): 3x108m/s. Explicó los espectros de emisión del átomo de hidrógeno.Espectros de emisión: espectros continuos o lineas espectrales de la radiación emitida por las sustancias. Se obtienen entregándole energía a la sustancia.Calentamiento de sólidos: metal al rojo posee un espectro de emisión continuo. Los átomos de los gases presentan líneas brillantes en distintas partes del espectro visible. Espectros de líneas que corresponden a las emisiones de luz solo a longitudes de onda específicas. Los electrones se mueven en órbitas circulares.Cada órbita tiene una energía particular.La energía asociada al movimiento de un electrón en las órbitas esta cuantizada.La emisión de radiación por un átomo de hidrógeno energizado a la caída del electrón de una órbita de mayor energía a otra de menor energía, originando un cuanto de energía (un fotón) en forma de luz.En = -RH (1/n2)En : Energías en el átomo de hidrógeno.RH  =2,18x10-18 J. N: Número cuántico principal,enteros.

Mientras más cerca del núcleo se encuentra un electrón, mayor es el valor absoluto de En .Estado fundamental, estado energético mas bajo de un sistema, estado energético más estable (En alcanza el valor más negativo cuando n=1)Estado excitado, cuando el electrón se encuentra en los niveles 2,3,etc (va disminuyendo la estabilidad).


Tienen mayor energía que el estado fundamental.ΔE=h*f= RH (1/ni2 - 1/nf2 ). El radio de cada órbita aumenta exponencialmente.A mayor estado excitado, mayor será la distancia del electrón al núcleo. Ni >nf cuando se emite un fotón ΔE<0>0>i <>f cuando se absorbe un fotón ΔE>0
MECÁNICA Cuántica: Se requieren 4 números cuánticos para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y otros átomos. Se utilizan para describir orbitales atómicos y para identificar los electrones que se ubican en ellos.Número cuántico principal. Número cuántico del momento angular . Número cuántico magnético Número cuántico de espín. . NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL: n: puede tener números enteros (1,2,3…)A mayor n, mayor es la distancia promedio de un electrón en el orbital respecto del núcleo (mayor es el orbital y menos estable). NÚMERO CUÁNTICO DEL MOMENTO ANGULAR (l): Indica la forma de los orbitales. Depende del valor de n. Tiene todos los valores posibles de 0 a (n-1). Valor representado por las letras s,p,d..NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml):  Describe la orientación del orbital en el espacio. Depende del valor del número cuántico del momento angular.Para l  hay (2*l +1) valores de m - l , (-l +1),…0,…, (+l -1), + l . NÚMERO CUÁNTICO DE ESPÍN (ms): Los electrones actúan como pequeños imanes.Dos posibles movimientos de giro de un electrón. Valores + ½ y -½. ORBITALES ATÓMICOS: Orbitales s :Tienen forma esférica pero de distinto tamaño a medida que aumenta el número cuántico principal.Orbitales p: Comienzan con el número cuántico principal n=2. Si l =1, se tienen 3 orbitales 2p. (2px,2py,2pz). Los subíndices x,y,z indican la orientación del orbital en los ejes. No hay relación entre los valores de ml y los ejes.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

Los números cuánticos permiten identificar completamente un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Configuración electrónica es la forma en la que están distribuidos los electrones en los distintos orbitales atómicos. .

Regla de Hund

La distribución más estable de electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor de números de espines paralelos. A mayor número de electrones desapareados, mayor estabilidad electrónica. Cuando los electrones se encuentran apareados se tiene una mayor repulsión
.

GASES: Masa:

Cantidad de materia de una sustancia. Unidades en SI= (kg)Volumen: es el espacio que ocupa un cuerpo o sustancia. Unidades en SI= (m3)Densidad:  es la relación que existe entre la masa y el volumen de una sustancia. Unidades en SI= (kg/m3)Densidad= masa/volumenPresión: es la fuerza que ejerce un gas, un líquido o sólido sobre una superficie.Presión = Fuerza/áreaP=[N/m2]=[Pa]. Hidroestática es el estudio de los fluidos en reposo(sin movimiento).Fluidos: sustancias en las que las fuerzas de atracción entre moléculas son débiles. Los líquidos y gases son fluidos. Presión atmosférica: es la presión que ejerce el aire sobre la corteza terrestre.Al medir la presión atmosférica se mide la presión que ejerce el peso de una columna de aire sobre 1m2 de área en la superficie terrestre.Presión atmosférica estándar: es la presión que soporta una columna de Mercurio de 760mm de altura a 0°C a nivel del mar. Patm= 760mm Hg=1 torr=1atm=101.325Pa. Presión absoluta: es la presión de un fluido que se mide en  relación con el vacío perfecto o cero absoluto. Presión manométrica: es una presión mayor a la presión atmosférica.Pabs= Pman. + Patm. Presión hidroestática: es la presión que ejerce una columna de un fluido en una superficie. Ph=r*g*h+ P0.  .  DIFUSIÓN DE LOS GASES: Difusión es la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro debido a sus propiedades cinéticas. La difusión se da desde una regíón de mayor concentración hacia una de menor concentración.

GASES REALES: Gas Ideal:

 Las moléculas no ejercen fuerzas entre ellas.Volumen de las moléculas despreciable.

Gas real :

Presenta una desviación del comportamiento de un gas ideal.Esta desviación aumenta al aumentar la presión o la temperatura. La presión de un gas real es menor a la presión que se tendría si el gas fuera ideal. Esto se debe a las fuerzas intermoleculares.

LÍQUIDOS:

Volumen constante: Fuerzas intermoleculares mayores a las de los gases( no permite que se expanda). No poseen forma definida. Adoptan la forma del recipiente que los contiene. Poseen viscosidad variable, depende del tipo de sustancia.Prácticamente incompresibles. A altas temperaturas su volumen permanece constante debido a que la distancia entre moléculas es menor que en los gases.
A mayor fuerza de atracción entre las moléculas, menor movimiento entre ellas (mayor es la viscosidad).

LÍQUIDOS

A mayor temperatura menor viscosidad. Se produce un aumente de la velocidad del movimiento de las moléculas individuales (mayor energía cinética de las moléculas), lo que provoca una disminución de la fuerza de cohesión entre las moléculas.

Viscosidad dinámica

Se mide el tiempo que tarda en fluir un líquido a través de un tubo capilar a una determinada temperatura.

Viscosidad cinemática:

relaciona la viscosidad dinámica con la densidad.
Presión de vaporEs la presión que ejerce el vapor de una sustancia sobre la superficie de su fase líquida.

Calor latente:

Es la energía necesaria para que se provoque un cambio de fase. Durante un cambio de fase la temperatura se mantiene constante.

Calor sensible:

Es el calor necesario para elevar la temperatura de un cuerpo.

Temperatura crítica

Un gas se puede licuar por dos métodos:Por disminución de la temperatura: disminuye la energía cinética de las moléculas.Por aumento de la presión (compresión): reduce la distancia promedio entre las moléculas, y se mantienen unidas por fuerzas de atracción.

Por encima de la temperatura crítica la fase gaseosa no se puede licuar, independientemente de la magnitud de la presión que se aplique.

Punto de ebullición

Temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa.

Punto de fusión

Temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio.Punto de fusión normal (a 1 atm)Las moléculas en la fase sólida se encuentran unidas con mayor fuerza que en los líquidos.
Calor molar de fusión (ΔHfus ). Es la energía necesaria para fundir 1 mol de un sólido.

Cinética química:

La cinética química es el área de la química que estudia la velocidad con la que ocurre una reacción.Algunas reacciones son instantáneas como  las explosiones.Otras reacciones son muy lentas como la transformación de grafito a diamante, o la formación de petróleo.

La velocidad de reacción es el cambio en la concentración de un reactivo o de un producto en el tiempo [M/s]

Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. Soluto: El que se encuentra en menor cantidad (Sólido o líquido)


Solvente: El que se encuentra en mayor cantidad (líquido)Concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad de solvente o solución.
Se puede expresar como:

Molaridad (M)

Es el número de moles de soluto en 1 litro de solución.M=moles de soluto/ litro de solución. LEY DE VELOCIDAD: Expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de velocidad y la concentración de reactivos (elevadas a alguna potencia). AA + bB à cC +DdVelocidad = k*[Α]x * [B]y / x e y : ordenes parciales. Se determinan experimentalmente. No son iguales a los coeficientes estequiométricos.

Orden de la reacción

Es la suma de los exponentes a los que se elevan las concentraciones de los reactivos en la ley de velocidad. REACCIONES DE ORDEN CERO: En una reacción de orden cero, la velocidad de la reacción es constante, por lo que no depende de la concentración de los reactivos. Este tipo de reacción es difícil de encontrar.Vel.= k*[reactivo]0 =k/ Unidades de k= [M/s].

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