ESTRUCTURA ATÓMICA Y ESTRUCTURA CUÁNTICA

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA
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QUÍMICA APLICADA
ANTOLOGÍAS
DE
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ÍNDICE
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 Teoría cinética de los gases
1.2.1
Ley de Graham
1.2.2
Principio de Avogadro
1.2.3
Ecuación de los gases ideales
1.2.4
Ejercicios de aplicación de la ecuación general de los gases ideales
1.2.5
Ley de Dalton de las presiones parciales
1.2.6
Ejercicios de aplicación de la Ley de Dalton
1.2.7
Ley de Amagat
1.2.8
Ejercicios de aplicación de la Ley de Amagat
1.3 Ecuación de los gases reales
1.3.1
Ecuación de estado de los gases reales, ecuación de Van Der Waals
1.3.2
Ecuación de Berthelot
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1.3.3
Factor de compresibilidad
1.3.4
Ejercicios de aplicación sobre ecuaciones que rigen los gases reales.
Unidad 2
Termodinámica Química.
2.1 Concepto de propiedades, sistemas y variables de sistema.
2.1.1
Clasificación de sistema: abierto, cerrado y aislado.
2.1.2
Definición de: límite, 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 termodinámica.
2.2.1
Tipos de energía
2.2.2
Proceso reversible e irreversible
2.2.3
Trabajo en los proceso reversibles e irreversibles
2.2.4
Proceso isocórico.
2.2.5
Proceso isobárico.
2.2.6
Proceso isotérmico.
2.2.7
Proceso adiabático.
2.2.8
Capacidad calorífica a volumen y presión constante.
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2.3 Segunda Ley de la termodinámica.
2.3.1
Cambio entrópico en los gases ideales.
2.3.2
Ejercicios de aplicación
Unidad 3
Estado Líquido.
3.1 Concepto de líquido
3.1.1
Propiedades generales de los líquidos
3.1.2
Punto crítico y equilibrio entre fases
3.1.3
Fuerzas de atracción molecular
3.1.4
Tensión superficial
3.1.5
Viscosidad
3.2 Influencia de la temperatura sobre la presión de vapor
3.2.1
Punto de ebullición (problemas).
3.2.2
Presión de vapor
3.2.3
Factores que influyen sobre la presión de vapor
3.2.4
Determinación de la presión de vapor
3.2.5
Ecuación de Clausius-Clapeyron
3.2.6
Ejercicios de aplicación
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Unidad 4
Aplicaciones de Procesos Tecnológicos.
4.1 Procesos de fabricación de circuitos impresos e integrados
4.1.1
Método fotográfico.
4.1.2
Método serigráfico
4.1.3
Método directo
4.2 Generalidades en la fabricación de circuitos integrados (monolíticos y
peliculares)
4.3 Procesos de fabricación de cerámicos
4.3.1
Procesos de fabricación de cerámica piezoeléctrica
4.3.2
Procesos de fabricación de cerámica ferro eléctrica
4.4 Desarrollo de nuevos materiales empleados en ingeniería
4.4.1
Aplicaciones en la ingeniería
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Unidad 5
Contaminación y Control de Residuos.
5.1 Contaminación ambiental
5.1.1
Fuentes de contaminación que deterioran el ambiente.
5.1.2
Beneficios y deterioro ambiental
5.1.3
Desechos tóxicos generados al ambiente
5.1.4
Alcances de toxicidad
5.2 Legislación ambiental
5.2.1
Regulación de sustancias de alto riesgo
5.3 Tratamiento de residuos
5.3.1
Composteo
5.3.2
Pirolisis
5.3.3
Incineración
5.3.4
Filtración
5.3.5
Confinamiento
5.3.6
Procesos de reciclaje y control de residuos
5.3.7
Operaciones unitarias de separación
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UNIDAD I
ESTADO GASEOSO
Vivimos en el fondo de un océano de aire cuya composición 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 atmosféricas normales. Observe que el hidrógeno, el
nitrógeno, el oxígeno el Flúor y el cloro existen como moléculas diatómicas
gaseosas: H2, N2, O2, F2, y Cl2. Un alótropo del oxígeno, el ozono (O3),
también es un gas a la temperatura ambiente. Todos los elementos de grupo
8A (gases nobles), son gases monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn.
Se define el gas como:
El estado de la materia en el que las moléculas prácticamente no se hallan
restringidas por fuerzas de cohesión. El gas no tiene ni forma ni
volumen definido.
Características físicas que poseen todos los gases:
 Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene.
 Se consideran los más 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 sólidos y líquidos.
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Presión de un gas.
Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en
contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento.
Los humanos nos hemos adaptado fisiológicamente tan bien a la presión del
aire que nos rodea, que usualmente desconocemos su existencia, quizás
como los peses son inconscientes de la presión del agua sobre ellos.
La presión atmosférica se demuestra fácilmente. Un ejemplo común es el beber
un líquido con un popote. Al succionar el aire del popote se reduce la presión
de su interior, el vacío creado se llena con el líquido que es empujado hacia la
parte superior del popote por la mayor presión atmosférica.
La presión.
Se define como la fuerza por unidad de área; Presión = fuerza/ área. La
unidad SI de presión es el Pascal (Pa), que se define como un Newton
por metro cuadrado: 1Pa = 1 N/m2
Los átomos y las moléculas de los gases en la atmósfera como el resto de la
materia, están
sujetos a la atracción gravitacional de la tierra; por
consiguiente, la atmósfera es mucho más densa cerca de la superficie de la
tierra. Las mediciones señalan que aproximadamente el 50% de la atmósfera
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 atmósfera de la
tierra es igual al peso de la columna de aire que está encima de ella.
LA PRESIÓN ATMOSFÉRICA, es la presión que ejerce la atmósfera de la
tierra. El valor real de la presión atmosférica depende de la localización, la
temperatura y las condiciones climáticas.
La presión atmosférica se mide con el barómetro. Un barómetro 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 saldrá del tubo hacia el recipiente,
creando un vacío en el extremo superior. El peso del mercurio remanente en
el tubo se conserva por la presión atmosférica que actúa sobre la superficie
del mercurio en el recipiente. La presión atmosférica estándar (1 atm) es
igual a la presión que soporta una columna de mercurio exactamente de 760
mm ( 76 cm) de altura a 0°C al nivel del mar.
Equivalencia de unidades:
1 torr = 1 mmHg
1 atm = 760 mmHg = 760 torr
1 atm = 101 325 Pa = 1.01325 x 102 kPa
Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de los gases distintos a
los de la atmósfera.
Existen dos tipos de manómetros, el manómetro de tubo cerrado se utiliza
comúnmente para medir presiones menores a la presión atmosférica,
mientras que el manómetro de tubo abierto es más adecuado para medir
presiones iguales o mayores que la presión atmosférica.
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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 estudiarán en este capítulo son producto de
incontables experimentos que se realizaron sobre las propiedades físicas de
los gases durante varios siglos. Cada una de las generalizaciones en cuanto
al comportamiento macroscópico 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 química.
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LA RELACIÓN PRESIÓN VOLUMEN
LEY DE BOYLE
En el siglo XVII Robert Boyle estudió sistemática y cuantitativamente el
comportamiento de los gases. En una serie de experimentos, Boyle analizó la
relación que hay entre la presión y el volumen de una muestra de gas, por
medio de un aparato como el que se ilustra en la fig1. La presión ejercida
sobre el gas por el mercurio que se agrega al tubo, como se presenta en la
figura 1a), es igual a la presión atmosférica en tanto en la figura 1b), se
aprecia que un aumento en la presión, debido a la adición de más mercurio,
conduce una disminución 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 presión total que se aplica (P)* aumenta.
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*(la presión atmosférica más la presión debida al mercurio añadido)
Esta relación entre presión y volumen es clara en la figura 1b), 1c) y 1d).
Por el contrario si la presión que se aplica decrece, el volumen del gas aumenta
en la siguiente tabla se indican los resultados de algunas mediciones de
presión y volumen a temperatura constante obtenidas por Boyle
P(mmHg)
724
951
1230
V
1.5
1.22
0.94
1.09 x 103
1.16 x 103
1.2 x 103
(unidades
arbitrarias)
PV
Los datos de P y V registrados son congruentes con la expresión matemática
que señala la relación inversa entre la presión 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 ecuación
(1a) es una expresión de la ley de Boyle, la cual establece que la presión de
una cantidad fija de un gas mantenida a temperatura constante es
inversamente proporcional al volumen del gas. Reordenando la ecuación (1a)
se obtiene
PV = k1 ……… (1b)
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Esta forma de la ley de Boyle establece que el producto de la presión y el
volumen de un gas a temperatura y cantidad del gas constante, es una
constante. En la fig2 se observa una representación esquemática de la ley de
Boyle. La cantidad n es el número de moles del gas y R es una constante que
se definirá más adelante. Así la constante de proporcionalidad, k1 de la
ecuación (1a) es igual a nRT.
En la fig3 se muestran dos formas convencionales de expresión gráfica de los
descubrimientos de Boyle. La fig3a) es un gráfico de la ecuación PV = k1; la
fig3b) es un gráfico de la ecuación equivalente P = k1 x 1/V. Observe que
esta última es una ecuación lineal de la forma
y = mx + b, donde b = 0.
Aunque los valores individuales de presión 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 será 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 volúmenes a la presión P1 y P2, respectivamente.
Una aplicación común de la ley de Boyle, es predecir, con base en la ecuación
(2a), en qué forma se afectará el volumen de un gas por un cambio de
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presión, cómo impactará la presión ejercida por un gas mediante el cambio de
volumen.
LA RELACIÓN TEMPERATURA-VOLUMEN: LEY DE CHARLES Y DE GAYLUSSAC
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La ley de Boyle depende de que la temperatura del sistema permanezca
constante. Pero suponga que cambia la temperatura ¿cómo afectará el
cambio de la temperatura al volumen y la presión de un gas? Los primeros
investigadores que estudiaron esta relación fueron los científicos franceses,
Jacques Charles y Joseph Gay-Lussac. Sus estudios demostraron que a una
presión 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 fenómeno interesante cuando se
estudia la relación entre temperatura y volumen a varias presiones. A
cualquier presión dada, el gráfico de volumen contra temperatura es una línea
recta. Extrapolando la recta al volumen cero, se encuentra que la intersección
en el eje de temperatura tiene un valor de –273.15°C.
A cualquier otra presión se obtiene una recta diferente para el gráfico de volumen
y temperatura, pero se alcanza la misma intersección de –273.15 °C para la
temperatura correspondiente al volumen cero fig4 (en la práctica, se puede
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medir el volumen de un gas sólo en un intervalo limitado de temperatura, ya
que todos los gases se condensan a bajas temperaturas para formar
líquidos.)
En 1848, Lord Kelvin comprendió el significado de dicho fenómeno. Identificó la
temperatura de –273.15°C como el cero absoluto. Teóricamente la
temperatura más baja posible. Tomando el cero absoluto como punto de
partida, estableció 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
única diferencia entre la escala de temperatura absoluta y la de Celsius es la
posición del cero. Los puntos importantes de las dos escalas se comparan del
siguiente modo:
Escala Kelvin
Escala Celsius
Cero absoluto
0K
-273.15°C
Punto de congelación del agua
273.15 K
0°C
Punto de ebullición del agua
373.15 K
100°C
Notación
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 ecuación (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 presión
constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. Se
observa que el factor de proporcionalidad, k2 , en la ecuación (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 presión 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 relación presión y volumen a temperatura constante,
es posible comparar dos condiciones de volumen y temperatura para una
muestra dada de un gas a presión constante de la ecuación V/T=k2 se puede
escribir
V1/T1 = k2 =V2/T2
V1/T1 =V2/T2
Donde V1 y V2 son los volúmenes de los gases a las temperaturas T1
y T2
respectivamente. En todos los cálculos subsecuentes se supone que las
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temperaturas dadas en °C son exactas, de modo que no se alterarán el
número de cifras significativas.
LA RELACIÓN ENTRE VOLUMEN Y CANTIDAD: LEY DE AVOGADRO
El trabajo del científico italiano Amadeo Avogadro complementó los estudios de
Boyle, Charles y Gay-Lussac. En 1811 publicó una hipótesis en donde
estableció que a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de
diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el
gas es monoatómico). De ahí que el volumen de cualquier gas deba ser
proporcional al número de moles de moléculas presentes, es decir
V∞n
V = k4 n…..(2c)
Donde n representa el número de moles k4 es la constante de proporcionalidad.
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La ecuación (2c) es la expresión matemática de la ley de Avogadro, la cual
establece que a presión y temperatura constante, el volumen de un gas es
directamente proporcional al número de moles del gas presente.
Se observa que k4 = RT/P.
De acuerdo con la ley de Avogadro cuando dos gases reaccionan entre sí, los
volúmenes que reaccionan de cada uno de los gases tiene una relación
sencilla entre sí. Si el producto es un gas, su volumen se relaciona con el
volumen de los reactivos por medio de una relación sencilla ( un hecho
demostrado antes por Gay-Lussac). Por ejemplo, considere la síntesis de
amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares:
3H2(g) + N2(g)→2NH3(g)
3 moles
1 mol
2 moles
Dado que a la misma temperatura y presión, los volúmenes de los gases son
directamente proporcionales al número de moles de los gases presentes,
ahora se puede escribir
3H2(g) + N2(g) →2NH3(g)
3 volúmenes
1 volumen 2 volúmenes
La relación de volumen de hidrógeno molecular a nitrógeno molecular es de 3:1
y la del amoniaco (el producto) a hidrógeno molecular y nitrógeno molecular
(los reactivos) es 2:4 fig5
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LA ECUACIÓN 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 ecuación 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 ecuación (7) conocida como ecuación del gas ideal, explica la relación entre
las cuatro variables P, V, T y n.
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Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión volumen y
temperatura se puede describir completamente por la ecuación del gas ideal.
Las moléculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre si y su volumen es
despreciable en comparación 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 márgenes razonables de temperatura
y presión no alteran sustancialmente los cálculos. Por tanto, se puede usar
con seguridad la ecuación del gas ideal para resolver muchos problemas de
gases.
Antes de aplicar la ecuación del gas ideal a un sistema real, se debe calcular R,
la constante de los gases. A 0°C (273.15 K) y 1 atmósfera de presión,
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
básquetbol.
Las
condiciones de 0°C
y una atm se denominan temperatura y presión
estándar, y a menudo se abrevian TPE.
De la ecuación 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 mayoría de los cálculos, se redondeará el valor de R a tres cifras
significativas (0.0821 L•atm / K•mol) y se utilizará 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 presión al utilizar la ecuación
del gas ideal.
Ejemplo:
El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas incoloro e inodoro muy poco reactivo.
Calcule la presión (en atm) ejercida por 1.82 moles del gas en un recipiente
de acero de 5.43 L de volumen a 69.5°C.
Solución:
Este problema ofrece información acerca del número 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 presión se utiliza la ecuación del gas
ideal, que puede reordenarse y se obtiene PV = nRT
P = nRT / V
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P =(1.82mol)(0.0821 L•atm / K•mol)(69.5+273)K
5.43L
P= 9.42atm
Dado que el volumen molar de un gas ocupa 22.41 L a TPE, se puede calcular el
volumen de un gas en condiciones de TPE sin utilizar la ecuación del gas
ideal.
Ejemplo
Calcule el volumen (en litros) que ocupan 7.40 g de NH3 a TPE.
Solución:
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 atómico del NH3 = Masa atómica (Nitrógeno = 14.01) + la
masa atómica 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 número de moles de NH3 y entonces se aplica la
ecuación 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 ecuación del gas ideal es útil 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 presión, volumen y temperatura, o incluso,
de cantidad de gas. Cuando cambian las condiciones, se debe emplear una
forma modificada de la ecuación del gas ideal que toma en cuenta las
condiciones iniciales y finales. Esta ecuación se obtiene del modo siguiente,
partiendo de la ecuación PV = nRT
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R = P1V1 / n1T1 (antes del cambio)
Y R = P2V2 / n2T2 (después 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 ecuación en tal caso se reduce a
P1V1 / T1 = P2V2 / T2…..(8)
La aplicación de la ecuación (8) son el tema de los dos ejemplos siguientes.
Ejemplo:
Una pequeña burbuja se eleva desde el fondo de un lago, donde la temperatura y
presión son 8°C y 6.4 atm, hasta la superficie del agua, donde la temperatura
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es 25°C y la presión de 1.0 atm. Calcule el volumen final de la burbuja (en
mL) si su volumen inicial era de 2.1 mL.
Solución:
Observe que este problema implica un cambio de temperatura, presión y
volumen, pero no número de moles del gas. De este modo, se puede utilizar
la ecuación (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 ecuación (8) como sigue:
V2 =(V1)( P1 /P2)(T2/T1)
V2 = (2.1mL)(6.4 atm/1.0 atm)(298K/281K)
V2 = 14 mL
Así, el volumen de la burbuja aumenta de 2.1 mL a 14 mL por la disminución de
la presión 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 contaminación del aire, puede
interesar la relación de presión, volumen y temperatura de una muestra de
aire, que contiene varios gases. En este y todos los casos que implican
mezclas de gases, la presión total del gas se relaciona con las presiones
parciales, es decir, las presiones de los componentes gaseosos individuales
de la mezcla.
En 1801, Dalton formuló una ley, que actualmente se conoce como ley de Dalton
de las presiones parciales, la cual establece que la presión total de una
mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería
si estuviera solo.
En la fig6 se ilustra la ley de Dalton.
Considere el caso en el que dos gases A y B, están en un recipiente de volumen
V. La presión ejercida por el gas A, de acuerdo con la ecuación del gas ideal,
es:
PA = nA RT / V
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Donde nA es el número de moles de A presente. Del mismo modo, la presión
ejercida por el gas B es
PB = nB RT / V
En una mezcla de gases A y B, la presión total Pt es el resultado de las colisiones
de ambos tipos de moléculas 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 número total de moles de los gases presentes, está dado por n = nA +
nB
y
PA
y PB
son las presiones parciales de los gases A y B,
respectivamente. Así para una mezcla de gases, la PT depende sólo del
número total de moles de gas presente, no de la naturaleza de las moléculas
del gas.
En general, la presión total de una mezcla de gases está 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 cómo está relacionada cada presión parcial con la presión
total, considere de nuevo el caso de la mezcla de los gases A y B. Dividiendo
PA entre PT, se obtiene
PA / P t
= (nA RT/V) / (nA + nB)RT /V)
= nA / nA + nB)
= XA
donde XA se denomina la fracción molar del gas A. La fracción molar es una
cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de un
componente con el número de moles de todos los componentes presentes.
Su valor siempre es menos que 1, excepto cuando A es el único componente
presente. La presión parcial de A se puede expresar como
PA = XAPT
Del mismo modo
PB = XBPT
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¿Cómo se determinan las presiones parciales? Un manómetro únicamente mide
la presión total de una mezcla gaseosa. Para obtener las presiones parciales,
es necesario conocer las fracciones molares de los componentes, lo cual
podría implicar elaborados análisis químicos. El método más directo para
medir las presiones parciales es usar un espectrómetro de masas. Las
intensidades relativas de las señales 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 presión total, es posible calcular
las presiones parciales de los componentes individuales.
Ejemplo
Una mezcla de gases contiene 4.46 moles de neón (Ne), 0.74 moles de argón
(Ar) y 2.15 moles de xenón (Xe). Calcule las presiones parciales de los gases
si la presión total es de 2.0 atm a cierta temperatura.
Solución:
Para calcular las presiones parciales se aplica la ley de Dalton. Primero se
deterina la fracción molar del neón 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 TEORÍA CINÉTICA 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 macroscópico. Por ejemplo, ¿por qué un gas se
expande al calentarlo?
En siglo XIX, varios físicos, entre los que destacan Ludwig Boltzmann y James
Clerk Maxwell, encontraron que las propiedades físicas de los gases se
explican en términos del movimiento de moléculas individuales, el cual es una
forma de energía, que aquí se define como la capacidad para realizar un
trabajo o producir un cambio. En mecánica, el trabajo se define como el
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producto de la fuerza por la distancia. Como la energía se mide como trabajo,
se escribe
energía = trabajo realizado
energía = fuerza x distancia
El joule (J) es la unidad SI de energía
1 J = 1 kg m2 / s2
= 1Nm
De modo alternativo, es posible expresar la energía en kilojoules (kJ):
1 kJ = 1000 J
Como se verá en otro capítulo, existen numerosos tipos de energía. La energía
cinética (EC) es un tipo de energía que se manifiesta por un objeto en
movimiento, o energía 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 teoría cinética molecular de los gases, o
simplemente la teoría cinética de los gases. Dicha teoría se centra en las
siguientes suposiciones:
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1. Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias
mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden
considerarse como “puntos”, es decir, poseen masa pero tienen un volumen
despreciable.
2. Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección
aleatoria y con frecuencia chocan unas contra otras. Las colisiones entre las
moléculas son perfectamente elásticas, o sea la energía se transfiere de una
molécula a otra por efecto de las colisiones. Sin embargo, la energía total de
todas las moléculas no se altera.
3. Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de
repulsión.
4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la
temperatura del gas en kelvins. Dos gases a la misma temperatura tendrán la
misma energía cinética promedio, la energía cinética promedio de una
molécula está dada por:
__
__
KE = ½ m u2
Donde m es la masa de la molécula y u es su velocidad. La barra horizontal
denota un valor promedio. La cantidad u2 media se denomina velocidad
cuadrática media; es el promedio del cuadrado de las velocidades de todas
las moléculas:
__
u2 = u12 + u2 2 +….. uN 2 /N
donde N es el número de moléculas
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La suposición 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 teoría cinética molecular, la presión de un gas es el resultado
de las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente que lo
contiene. Depende de la frecuencia de las colisiones por unidad de área y de
la “fuerza” con la que las moléculas golpeen las paredes. La teoría también
proporciona una interpretación molecular de la temperatura.
_
Según la ecuación
1/2mu2 = C T la temperatura absoluta de un gas es una
medida de la energía cinética promedio de las moléculas. En otras palabras,
la temperatura absoluta es un índice del movimiento aleatorio de las
moléculas: a mayor temperatura, mayor energía de las moléculas. Como el
movimiento molecular aleatorio se relaciona con la temperatura de un gas,
algunas veces se hace referencia a él como movimiento térmico.
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APLICACIÓN DE LAS LEYES DE LOS GASES
Aunque la teoría cinética de los gases se basa en un modelo bastante simple, los
detalles matemáticos implicados son muy complejos sin embargo sobre una
base cualitativa es posible utilizar la teoría para explicar las propiedades
generales de las sustancias en el estado gaseoso. Los siguientes ejemplos
ilustran las circunstancias en las que es útil esta teoría.
Compresibilidad de los gases. Como las moléculas en la fase gaseosa se
encuentran separadas por grandes distancias (suposición 1), los gases se
pueden comprimir fácilmente para ocupar un menor volumen.
Ley de Boyle. La presión ejercida por un gas es consecuencia del impacto de
sus moléculas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La velocidad
de colisión, o el número de colisiones moleculares con las paredes, por
segundo, es proporcional a la densidad numérica (es decir, número de
moléculas por unidad de volumen) del gas. Al disminuir el volumen de una
cierta cantidad de gas aumenta su densidad numérica, y por tanto, su
velocidad de colisión. Por esta causa, la presión de un gas es inversamente
proporcional al volumen que ocupa; cuando el volumen disminuye, la presión
aumenta y viceversa.
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Ley de Charles. Puesto que la energía cinética promedio de las moléculas de un
gas es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra (suposición 4),
al elevar la temperatura aumenta la energía cinética promedio. Por
consiguiente, las moléculas chocarán más a menudo contra las paredes del
recipiente y con mayor fuerza si el gas se calienta, aumentando entonces la
presión. El volumen del gas se expandirá hasta que la presión del gas esté
equilibrada por la presión externa constante.
Ley de Avogadro. Se ha demostrado que la presión de un gas es directamente
proporcional a la densidad y a la temperatura del gas. Como la masa del gas
es directamente proporcional al número de moles (n) del gas, la densidad se
expresa como n/V. Por consiguiente
para dos gases 1 y 2, se escribe
P2 ∞ n2T2 / V2 = C n2T2 / V2
P ∞ nT/V
P1 ∞ n1T1 / V1 = C n1T1 / V1
donde C es la constante de proporcionalidad,
Por tanto, para dos gases sometidos a las mismas condiciones de presión,
volumen y temperatura ( es decir, cuando P1= P2, T1=T2 y V1=V2), se cumple
que n1 =n2 que es una expresión matemática de la ley de Avogadro.
Ley de Dalton de las presiones parciales. Si las moléculas no se atraen o
repelen entre sí (suposición 3), entonces la presión ejercida por un tipo de
molécula no se afectará por la presencia de otro gas. Como consecuencia, la
presión total estará dada por la suma de las presiones individuales de los
gases.
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IMÁGENES ESTADO GASEOSO
La relación presión-volumen: ley de Boyle.
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Fig.1
Aparato para estudiar la relación entre la presión y el volumen de un gas. En a) la
presión del gas es igual a la presión atmosférica.
La presión 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 presión 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. Representación esquemática de las leyes de Boyle, Charles y
Avogadro.
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Figura 3. En esta grafica se representa la variación del volumen de una muestra
de gas con la presión que se ejerce sobre él a temperatura constante. a) P
contra V. Observe que el volumen del gas se duplica cuando la presión del
gas se reduce a la mitad; b) nos muestra la gráfica de P contra 1/V.
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Figura 4. Variación del volumen de una muestra de gas con el cambio d
temperatura a presión constante. Cada línea representa la variación a una
cierta presión. Las presiones aumentan desde P1 hasta P4. Todos los gases
terminan por condensarse (se vuelven líquidos) si se enfrían a temperaturas
suficientemente bajas; las líneas sólidas representan la región de temperatura
por arriba del punto de condensación. Al extrapolar estas lineas (líneas
interrumpidad), todas coinciden en el punto que representa el volumen cero y
una temperatura de -273.15°C.
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Figura 5. Relación de volúmenes de gases en una reacción química. La relación
de volumen de hidrógeno molecular a nitrógeno molecular es 3:1, y la del
amoniaco (producto) a hidrógeno molecular y a nitrógeno molecular
combinado (reactivos) es de 2:4 0 1:2.
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Figura 6. Representación esquemática de la ley de Dalton de las presiones
parciales.
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Unidad 2
Termodinámica Química.
TERMOQUÍMICA.
LA NATURALEZA DE LA ENERGÍA Y LOS TIPOS DE ENERGÍA.
“Energía” es un término bastante utilizado a pesar de que representa un concepto
muy abstracto. Por ejemplo, cuando alguien se siente cansado, se suele decir
que no tiene energía; es común leer sobre la búsqueda de alternativas de
fuentes de energía no renovables. A diferencia de la materia, la energía se
reconoce por sus efectos. No puede verse, tocarse, olerse, pesarse.
La energía generalmente se define como la capacidad para efectuar un
trabajo. En otros capítulos se define trabajo como “fuerza X distancia”, pero
más adelante se verá que hay otros tipos de trabajo. Todas las formas de
energía 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 química. Por ejemplo, es posible aprovechar la energía contenida en las
olas para realizar un trabajo útil. Pero es mínima la relación entre la química y
las olas.
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Los químicos definen trabajo como el cambio de energía que resulta de un
proceso. La energía cinética, energía producida por un objeto en movimiento,
es una de las formas de energía qué para los químicos tiene gran interés.
Otras son energía radiante, energía térmica, energía química y energía
potencial.
La energía radiante, o energía solar, proviene del Sol y es la principal fuente
de energía de la Tierra. La energía solar calienta la atmósfera y la superficie
terrestre, estimula el crecimiento de la vegetación a través de un proceso
conocido como fotosíntesis, e influye sobre los patrones globales del clima.
La energía térmica es la energía asociada con el movimiento aleatorio de los
átomos y las moléculas. En general la energía térmica se calcula a partir de
mediciones de temperatura. Cuanto más vigoroso sea el movimiento de los
átomos y las moléculas en una muestra de materia, estará más caliente y su
energía térmica será mayor. Sin embargo, es necesario distinguir
con
claridad entre energía térmica y temperatura. Una taza de café a 70°C tiene
mayor temperatura que una tina llena con agua caliente a 40°C, pero en la
tina se almacena mucha más energía térmica porque tiene un volumen y una
masa mucho mayor que la de la taza de café, y por tanto más moléculas de
agua y mayor movimiento molecular.
La energía química es una forma de energía que se almacena en las
unidades estructurales de las sustancias; esta cantidad se determina por
el tipo y arreglo de los átomos que constituyen cada sustancia. Cuando las
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sustancias participan en una reacción química, la energía química se libera,
almacena o se convierte en otra forma de energía.
La energía potencial es la energía disponible en función de la posición
de un objeto. Por ejemplo, debido a su altitud una piedra en la cima de una
colina tiene mayor energía potencial y al caer en el agua salpicará más que
una piedra semejante que se encuentra en la parte baja de la colina. La
energía química se considera como un tipo de energía potencial porque se
relaciona con la posición relativa y el arreglo de los átomos de una sustancia
determinada.
Todas las formas de energía se pueden convertir (al menos en principio) unas en
otras. Cuando se está bajo la luz solar se siente calor porque, en la piel, la
energía radiante se convierte en energía térmica. Cuando se hace ejercicio,
la energía química almacenada en el cuerpo se utiliza para producir energía
cinética. Si duda existen muchos otros ejemplos. Los científicos han concluido
que, aun cuando la energía se presenta en diferentes formas inter
convertibles entre sí, ésta no se destruye ni se crea.
Cuando desaparece una forma de energía debe aparecer otra (de igual
magnitud) y viceversa. Este principio se resume en la ley de la conservación
de la energía: la energía total del universo permanece constante.
Cambios de energía en las reacciones químicas
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A menudo los cambios de energía que ocurren durante las reacciones químicas
tienen tanto interés práctico como las relaciones de masa estudiadas en
capítulos anteriores. Por ejemplo, las reacciones de combustión que utilizan
energéticos, como el gas natural y el petróleo, se lleva a cabo en la vida diaria
más por la energía térmica que liberan que por sus productos, que son agua y
dióxido de carbono.
Casi todas las reacciones químicas absorben o producen (liberan) energía, por lo
general en forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energía
térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos
cuerpos que están a diferentes temperaturas.
Con frecuencia se habla del “flujo de calor” desde un objeto caliente a uno frío. A
pesar de que el término “calor” por si mismo implica transferencia de energía,
generalmente se habla de “calor absorbido” o “calor liberado” para describir
los cambios de energía que ocurren en un proceso. La termoquímica es el
estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas.
Para analizar los cambios de energía asociados con las reacciones químicas,
primero es necesario definir el sistema o la parte específica del universo que
es de interés.
Para los químicos, los sistemas por lo general incluyen las sustancias que están
implicadas en los cambios químicos y físicos. Por ejemplo, suponga un
experimento de neutralización ácido-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
energía, 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 energía (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 energía, como se muestra en
la figura (c).
La combustión de hidrógeno gaseoso con oxígeno es una de las muchas
reacciones químicas que liberan una gran cantidad de energía:
2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + energía
En este caso, la mezcla de reacción (las moléculas de hidrógeno, oxígeno y
agua) se considera como el sistema, y el resto del universo, como los
alrededores. Debido a que la energía no se crea ni se destruye, cualquier
pérdida de energía por el sistema la deben ganar los alrededores. Así, el
calor generado por el proceso de combustión se transfiere del sistema a sus
alrededores. Esta reacción es un ejemplo de un proceso exotérmico, que es
cualquier proceso que cede calor, es decir, que transfiere
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Energía térmica hacia los alrededores.
Considere ahora otra reacción, la descomposición del óxido de mercurio (II)
(HgO) a altas temperaturas:
Energía + 2HgO(s) → 2Hg (l) + O2 (g)
Esta reacción es un ejemplo de proceso endotérmico, en el cual los alrededores
deben suministrar calor al sistema (es decir, al HgO).
ENTALPÍA
La mayoría de los cambios físicos y químicos, incluyendo los que tienen lugar en
los sistemas vivos, ocurren en condiciones de presión constante de la
atmósfera. 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 presión aproximada es
de una atmósfera (1 atm). Para medir el calor absorbido o liberado por un
sistema a presión constante, los químicos utilizan una propiedad llamada
Entalpía, que se representa por el símbolo H y se define como E + PV (E =
energía interna del sistema, P= presión del sistema, V= volumen del sistema)
La entalpía es una propiedad extensiva; su magnitud depende de la cantidad de
la materia presente. Es imposible determinar la entalpía de una sustancia, y lo
que se mide en realidad es el cambio de entalpía ∆H. (la letra griega delta, ∆,
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simboliza cambio.) La entalpía de reacción, ∆H, es la diferencia entre las
entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos:
∆H = H(productos) - H(reactivos)
En otras palabras, ∆H representa el calor absorbido o liberado durante una
reacción.
La entalpía de una reacción puede ser positiva o negativa, dependiendo del
proceso.
Para un proceso endotérmico (el sistema absorbe calor de los alrededores), ∆H
es positivo (es decir, ∆H > 0). Para un proceso exotérmico (el sistema libera
calor hacia los alrededores), ∆H es negativo (es decir, ∆H <0).
Una analogía del cambio de entalpía es el cambio de capital de una cuenta de
bancaria. Suponga que el capital inicial es de $ 100. Después de una
transacción (de depósito o de retiro), el cambio de capital bancario ∆X, está
dado por
∆X = Xfinal - Xinicial
En donde X representa el capital bancario. Si se depositan $ 40 en la cuenta,
entonces:
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∆X = $ 140 - $ 100 = $ 40.
Esto corresponde a una reacción endotérmica. (El capital aumenta de la misma
forma que la entalpía 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 disminución de la entalpía del sistema
como resultado de un proceso exotérmico. La diferencia entre esta analogía y
la ecuación
∆H = H(productos) - H(reactivos)
Radica en que, mientras que siempre se conoce el capital bancario exacto, no
hay forma de conocer la entalpía individual de productos y reactivos. En la
práctica, solamente es posible medir la diferencia de sus valores.
Ahora se aplica la idea de los cambios de entalpía a dos procesos comunes, el
primero implica un cambio físico y el segundo, un cambio químico.
Ecuaciones termoquímicas
A 0°C y 1atm de presión, el hielo se funde para formar agua líquida, las
mediciones han demostrado que por cada mol* de hielo que se convierte en
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agua líquida bajo dichas condiciones, el sistema (hielo) absorbe 6.01
kilojoules (kj) de energía. Debido a que el valor de ∆H es positivo, se trata de
un proceso endotérmico, como es de esperarse para un proceso que absorbe
energía, como la fusión del hielo la ecuación para este cambio físico es:
H2O (s) → H2O (l)
∆H=6.01 kJ.
Como otro ejemplo considere la combustión del metano (CH 4), el principal
componente del gas natural:
CH4(g) +2O2(g) → CO2(g)+2H2O(l)
∆H= - 890.4 kJ
Por experiencia se sabe que la combustión del gas natural libera calor hacia los
alrededores, por lo que es un proceso exotérmico y ∆H debe tener un valor
negativo.
Las ecuaciones que representan la fusión del hielo y la combustión del metano
son ejemplos de ecuaciones termoquímicas, que muestran tanto los
cambios de entalpía como las reacciones de masa. La siguiente guía es de
utilidad para describir e interpretar las ecuaciones termoquímicas:
Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de
una sustancia. Así la ecuación para la fusión de hielo se puede “leer” como
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sigue: Cuando se forma 1 mol de agua líquida a 0°C, el cambio de entalpía es
de 6.01 kJ. La ecuación de la combustión del metano se interpreta así:
Cuando un mol de metano gaseoso reacciona con 2 moles de oxígeno
gaseoso para formar 1 mol de dióxido de carbono gaseoso y 2 moles de agua
líquida, el cambio de entalpía es de -890.4 kJ.
Cuando se invierte una ecuación, se cambian los papeles de reactivos y
productos. Como consecuencia, la magnitud de ∆H para la ecuación se
mantiene igual, pero cambia el signo. Por ejemplo, si una reacción consume
energía térmica de sus alrededores (es decir, debe ser endotérmica),
entonces la reacción inversa debe liberar energía térmica hacia sus
alrededores (es decir, debe ser exotérmica) y la expresión del cambio de
entalpía también debe cambiar su signo. Así, al invertir la fusión del hielo y la
combustión del metano, las ecuaciones termoquímicas son
H 2O (l) → H2O (s)
∆H=-6.01kJ.
CO2(g)+2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g)
∆H=890.4 kJ : y lo que era un proceso endotérmico se convierte en un proceso
exotérmico, y viceversa.
Si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n,
entonces ∆H debe también cambiar por el mismo factor. Así en la fusión 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 termoquímicas, siempre se debe especificar
el estado físico de todos los reactivos y productos, porque esto ayuda a
determinar el cambio real de entalpía. Por ejemplo, en la combustión del
metano, si se obtuviera como producto vapor de agua en lugar de agua
líquida,
CH4(g) + 2O2(g)→ CO2(g) + 2H2O(g) ∆H= -802.4 kJ
El cambio de entalpía sería -802.4 kJ en lugar de -890.4 kJ porque se necesitan
88.0 kJ para convertir 2 moles de agua líquida en vapor de agua; es decir,
2H2O(l)→2H2O(g) ∆H= 88.0 kJ.
Calorimetría
En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se
miden con un calorímetro, recipiente cerrado diseñado específicamente para
este propósito. El estudio de la Calorimetría, la medición de los cambios de
calor, depende de la comprensión de los conceptos de calor específico y
capacidad calorífica, por lo cual se consideran en primer término.
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Calor específico y capacidad calorífica
El calor específico (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 calorífica (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 específico es una propiedad intensiva,
mientras que la capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación
entre capacidad calorífica y calor especifico de una sustancia es C = ms
donde m es la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo, el calor
específico del agua es 4.184 J/g * °C, y la capacidad calorífica de 60.0 g de
agua es: (60.0 g)(4.184 J/g*°C) = 251 J/°C .
Observe que las unidades del calor específico son J/g * °C, mientras que las
unidades de la capacidad calorífica son J/°C.
Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el
cambio en la temperatura de la muestra (∆t) indicará la cantidad de calor (q)
que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para
calcular el cambio de calor está dada por
q=ms(∆t)
q=C∆t
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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 entalpía; q es
positiva para procesos endotérmicos, y negativo para procesos exotérmicos.
Ejemplo. Una muestra de 466g de agua se calienta desde 8.5°C hasta 74.6°C.
Calcule la cantidad de calor absorbido por el agua.
Razonamiento y solución: Utilizando la masa, el calor especifico del agua y el
cambio en la temperatura en la ecuación q=ms(∆t), el cambio de calor se
calcula de la siguiente manera:
Datos: Calor especifico del agua= 4.184 (J/g * °C)
q  mst
= (466 g) (4.184j/g*°C)(74.6°C-8.5°C)
= 1.29 X 105 J
= 129 kJ
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UNIDAD III
ESTADO LÍQUIDO
Se define como líquido: al estado de la materia en el que las moléculas están
relativamente libres para cambiar de posición unas con respecto a otras, pero
restringidas por fuerzas de cohesión, con el fin de mantener un volumen
relativamente fijo.
Propiedades características de los gases, líquidos y sólidos.
Estados de
Movimiento
la
materia
de
Volumen / forma
Densidad
Compresibilidad
molécula
s
Adopta el volumen y
la
Gas
forma
del
recipiente que lo
Baja
Muy
Movimiento
compresible
contiene
muy libre
Tiene un volumen
definido
Líquido
pero
adopta la forma
del
recipiente
que lo contiene
Alta
Sólo
Se
deslizan
ligeramente
entre
compresible
librement
e
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si
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Sólido
Tiene un volumen y
Virtualmente
forma definida
Alta
Vibraciones
incompresib
alrededor
le
de
posicione
s fijas
Propiedades de los líquidos. Las fuerzas intermoleculares determinan varias de
las características estructurales y propiedades de los líquidos. En esta
sección se verán dos fenómenos comúnmente relacionados con los líquidos:
la tensión superficial y la viscosidad.
FUERZAS DE ATRACCIÓN MOLECULAR
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre moléculas. Estas
fuerzas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases.
Ejercen aún más influencia en las fases condensadas de la materia, es decir,
en los líquidos y los sólidos. A medida que baja la temperatura de un gas
disminuye la energía cinética promedio de sus moléculas. Así a una
temperatura suficientemente baja, las moléculas ya no tienen la energía
necesaria para liberarse de atracción de las moléculas vecinas, en este
momento, las moléculas se agregan y forman pequeñas gotas de líquido.
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Esta transición de la fase gaseosa
a la fase líquida se conoce como
condensación.
A diferencia de las fuerzas intermoleculares, las fuerzas intramoleculares
mantienen juntos a los átomos de una molécula (en el enlace químico,
participan fuerzas intramoleculares). Estas fuerzas estabilizan a las moléculas
individuales, en tanto que las fuerzas intermoleculares son las principales
responsables de las propiedades macroscópicas de la materia (por ejemplo,
punto de fusión y punto de ebullición).
Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intramoleculares;
por ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper
los enlaces de sus moléculas. Por ejemplo, para evaporar 1 mol de agua en
su punto de ebullición son suficientes alrededor de 41kJ de energía; en
cambio, para romper los dos enlaces O – H de un mol de moléculas de agua
es necesario aplicar 930 kJ de energía. En general los puntos de ebullición de
las sustancias reflejan la magnitud de las fuerzas intermoleculares que actúan
entre las moléculas. En el punto de ebullición se debe suministrar suficiente
energía para vencer las fuerzas de atracción entre las moléculas a fin de que
entren a la fase de vapor. Si se precisa más energía para separar las
moléculas de la sustancia A que de la sustancia B es porque las moléculas A
están unidas por fuerzas intermoleculares más fuertes, por tanto, el punto de
ebullición de A será mayor que el de B. El mismo principio se aplica también
al punto de fusión de las sustancias. Por lo general, los puntos de fusión 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 dipolodipolo, dipolo-inducido, y las fuerzas de dispersión integran lo que los
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químicos denominan fuerzas de van der Waals, nombrada así, en
reconocimiento de físico Holandés Johannes van der Waals.
Los iones y dipolos se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas conocidas
como fuerzas ion-dipolo, que no son fuerzas de van der Waals.
El enlace de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo particularmente
fuerte. Dado que sólo unos pocos elementos participan en la formación del
enlace de hidrógeno, éste se trata como una categoría aparte. Según la fase
de una sustancia, la naturaleza de los enlaces químicos y los tipos de
elementos que la componen, en la atracción total entre las moléculas pueden
actuar distintos tipos de interacciones, como se verá enseguida.
FUERZAS dipolo-dipolo
Las, fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción entre moléculas polares,
es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolares. Su origen es
electrostático y se puede entender en función de la ley de Coulomb *. A mayor
momento dipolar mayor es la fuerza. La figura B muestra la orientación de
moléculas polares en un sólido. En los líquidos, las moléculas polares no
están unidas de manera tan rígida como en los sólidos, pero tienden a
alinearse de tal manera que en promedio las interacciones son máximas.
*Ley
de Coulomb La energía 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 moléculas que tienen un momento dipolar permanente tienden a
alinearse con las polaridades opuestas en la fase sólida para hacer máxima la
atracción
FUERZAS ion-dipolo
La ley de Coulomb también explica las fuerzas ion-dipolo, las cuales se dan entre
un ion (ya sea catión o anión) y una molécula polar (figura C).
La intensidad de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion así como
la magnitud del momento dipolar y del tamaño de la molécula. Las cargas en
los cationes están más concentradas porque estos iones suelen ser más
pequeños que los aniones. En consecuencia, con una carga de igual
magnitud, un catión experimenta una interacción más fuerte con los dipolos
que un anión.
La hidratación es un ejemplo de interacción ion-dipolo. En una disolución acuosa
de NaCl, los iones Na+ y Cl- se rodean de moléculas de agua las cuales
tienen un gran momento dipolar. Cuando se disuelve un compuesto iónico
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como el NaCl, las moléculas de agua actúan como un aislante eléctrico que
separa a los iones. En cambio, el tetracloruro de carbono (CCl 4), una
molécula no polar carece de la capacidad de participar en una interacción iondipolo. En consecuencia, el tetracloruro de carbono es un mal disolvente de
compuestos iónicos, al igual que la mayoría de los líquidos no polares.
Figura C Dos tipos de interacción dipolo-dipolo
FUERZAS de dispersión
¿Qué fuerzas de atracción 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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molécula polar se acercan a un átomo (o molécula no polar), la distribución
electrónica del átomo (o molécula) se distorsiona por la fuerza que ejerce el
ion o la molécula polar. Se dice que el dipolo del átomo (o molécula no polar)
es un dipolo inducido por que la separación de sus cargas positiva y
negativa se debe a la proximidad de un ion o molécula polar. La atracción
entre un ion y el dipolo inducido se conoce como interacción ion-dipolo
inducido, en tanto que la atracción entre una molécula polar y el dipolo
inducido se conoce como interacción dipolo-dipolo inducido
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Figura D a) Distribución de cargas esféricas en un átomo de Helio b) Distorsión
causada por la aproximación de un catión y c) de un dipolo.
La probabilidad de inducir un momento dipolar depende no sólo de la carga del
ion o de la fuerza del dipolo, sino también del grado de polarización del átomo
o molécula, es decir, de que tan fácil se distorsione la distribución electrónica
del átomo (o molécula). En general, un átomo o molécula tiende a ser más
polarizable a medida que aumenta el número de electrones y se hace más
difusa la nube electrónica. Por nube difusa se entiende una nube electrónica
que se distribuye en un volumen considerable, de tal forma que los electrones
no están fuertemente unidos al núcleo. El carácter polarizable de los gases
que contienen átomos o moléculas no polares (por ejemplo, He y N2) les
permite condensarse. En un átomo de Helio, los electrones se mueven a
cierta distancia del núcleo. En un instante cualquiera los átomos pueden tener
un momento dipolar generado por las posiciones específicas de los
electrones. Este momento dipolar se denomina dipolo instantáneo porque
dura sólo una pequeña fracción de segundo. En otro instante, los electrones
cambian de posición y el átomo tiene un nuevo dipolo instantáneo, y así
sucesivamente. Sin embargo, en un tiempo promedio (el tiempo que toma
medir un momento dipolar), el átomo no tiene momento dipolar porque los
dipolos instantáneos se cancelas entre sí. En un conjunto de átomos de He,
es posible que el dipolo instantáneo de un solo átomo induzca un dipolo en
cada uno de los átomos vecinos Figura E . En el siguiente instante, un dipolo
instantáneo distinto puede crear dipolos temporales en los átomos de He que
lo rodean. El punto importante es que este tipo de interacciones produce
fuerzas de dispersión, es decir fuerzas de atracción que se generan por los
dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas.
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Figura E Interacción de dipolos inducidos. Este tipo de patrones solo existe
durante un momento; en el siguiente instante se distribuye de otra manera.
Este tipo de interacción es responsable de la condensación de los gases no
polares.
A temperaturas muy bajas (y a velocidades atómicas reducidas), las fuerzas de
dispersión son lo suficientemente fuertes para mantener unidos a los átomos
de He y hacer que el gas se condense. Esto también explica la atracción
entre moléculas no polares.
En muchos casos, las fuerzas de dispersión son comparables o aún mayores que
las fuerzas dipolo-dipolo que existen entre las moléculas polares. Para tomar
como ejemplo un caso extremo, se comparan los puntos de ebullición del
CH3F (-78.4°C) y del
CCl4 (76.5 °C)
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Tensión superficial.
Las moléculas que se encuentran en el seno de un líquido son jaladas en todas
direcciones por las fuerzas intermoleculares; no hay tendencia hacia una
dirección única.
Sin embargo, las moléculas de la superficie son jaladas hacia abajo y hacia los
lados por otras moléculas, pero no hacia arriba de la superficie (figura F).
Figura F. Acción de las fuerzas intermoleculares en una molécula de la capa
superficial de un líquido y en otra región interna del líquido.
En consecuencia, estas atracciones intermoleculares tienden a jalar esas
moléculas hacia el líquido, lo que ocasiona que la superficie se tense como si
fuera una película elástica. Entre las moléculas polares del agua y, digamos,
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las moléculas no polares de la cera de un auto recién encerado, la atracción
es mínima o nula, por lo que las gotas de agua adoptan la forma de una
pequeña cuenta esférica porque de esta manera se minimiza el área
superficial de un líquido.
La tensión superficial es una medida de la fuerza elástica que existe en la
superficie de un líquido. La tensión superficial es la cantidad de energía
necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de
área (por ejemplo 1 cm2).
Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares grandes también poseen
tensiones superficiales altas. Como consecuencia de los enlaces de
hidrógeno, el agua tiene una tensión superficial mucho mayor que la de la
mayoría de los líquidos.
La acción capilar es otro ejemplo de tensión superficial. La figura Ω muestra el
agua que sube espontáneamente en un tubo capilar cuando una delgada
película de agua se adhiere a las paredes del tubo de vidrio. La tensión
superficial del agua hace que esta película 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 cohesión, o atracción intermolecular entre moléculas
semejantes (en este caso, las moléculas de agua); la otra fuerza, conocida
como adhesión, es una atracción entre moléculas distintas, como las del
agua y las del tubo de vidrio. Si la adhesión es más fuerte que la cohesión,
como sucede en la figura Ωa, el contenido del tubo será impulsado hacia
arriba, este proceso continua hasta que la fuerza adhesiva se contrarresta por
el peso del agua en el tubo. Sin embargo, esta acción no es universal entre
los líquidos como se muestra en la figura Ωb para el mercurio. En éste, la
cohesión es mayor que la adhesión entre el mercurio y el vidrio, de manera
que cuando un tubo capilar se sumerge en este líquido, lo que sucede es una
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depresión o disminución del nivel de mercurio, es decir, la altura del líquido en
el tubo capilar está por debajo de la superficie del mercurio.
Figura Ω a) Cuando la adhesión es más fuerte que la cohesión, el líquido (por
ejemplo agua) sube por el tubo capilar . b) cuando la cohesión supera a la
adhesión, como sucede en el mercurio, se forma una depresión del líquido en
el capilar. Observe que
el menisco en el tubo del agua es cóncavo, 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 física de los líquidos es la viscosidad, la viscosidad es una
medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Cuanto más viscoso es un
líquido, más lento es su flujo. La viscosidad de un líquido suele disminuir con
el aumento de la temperatura, por esta razón la melaza caliente fluye más
rápida que cuando esta fría.
Los líquidos con fuerzas intermoleculares fuertes son más viscosos que los que
tienen fuerzas intermoleculares débiles (tabla A). El agua tiene mayor
viscosidad que muchos otros líquidos por su capacidad para formar enlaces
de hidrógeno. Cabe hacer notar que la viscosidad del glicerol es mucho
mayor que la de otros líquidos que se muestran en la tabla A.
El glicerol tiene la siguiente estructura
CH2 – OH
CH – OH
CH2 – OH
Como el agua, el glicerol también es capaz de formar enlaces de hidrógeno cada
molécula de glicerol tiene tres grupos – OH que pueden participar en enlaces
de hidrógeno con otras moléculas de glicerol. Además, debido a su forma, las
moléculas tienen más tendencia a entrelazarse que a deslizarse, como lo
hacen las moléculas de líquidos menos viscosos. Estas interacciones
contribuyen a su elevada viscosidad.
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TABLA A Viscosidad de algunos líquidos comunes a 20°C
Líquido
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
Éter di etílico (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 presión crítica
La condensación es lo contrario a la evaporación. En principio, un gas se puede
licuar por cualquiera de las dos técnicas siguientes. Al enfriar una muestra de
gas disminuye la energía cinética de sus moléculas, por lo que éstas se
agregan y forman pequeñas gotas de líquido. De manera alternativa se puede
aplicar presión al gas. La compresión reduce la distancia promedio entre las
moléculas de tal forma que se mantienen unidas por atracción mutua. Los
procesos de licuefacción industrial utilizan una combinación de estos dos
métodos.
Toda sustancia tiene una temperatura crítica (Tc), por arriba de la cual la fase
gaseosa no se puede licuar, independientemente de la magnitud de la presión
que se aplique. Ésta es también la temperatura más alta a la cual una
sustancia puede existir en forma líquida. Dicho de otro modo, por arriba de la
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temperatura crítica no hay una distinción fundamental entre un líquido y un
gas: simplemente se tiene un fluido.
La presión crítica (Pc) es la mínima presión que se debe aplicar para llevar a
cabo la licuefacción a la temperatura crítica. La existencia de la temperatura
crítica se explica de manera cualitativa de la manera siguiente. La atracción
intermolecular es una cantidad finita para cualquier sustancia dada y es
independiente de la temperatura. A temperaturas menores que Tc, esta fuerza
es suficiente para mantener unidas moléculas (con una presión apropiada)
en un líquido. Por arriba de la Tc, el movimiento molecular se vuelve tan
enérgico que la moléculas son capaces de liberarse de esta atracción. La
tabla 1 incluye una lista de las temperaturas críticas y las presiones críticas
de varias sustancias. La temperatura crítica de una sustancia refleja la
intensidad de sus fuerzas intermoleculares. El benceno, etanol, mercurio y
agua, que tienen interacciones fuertes, también tienen temperaturas críticas
altas comparadas con las otras sustancias enumeradas en la tabla.
La tabla 1 temperaturas y presiones críticas de sustancias selectas.
Sustancia
Tc (°C)
Pc (atm)
Amoniaco (NH3)
132.4
111.5
Argón (Ar)
-186.0
6.3
Benceno (C6H6)
288.9
47.9
Dióxido de Carbono (CO2)
31.0
73.0
Etanol (C2H5OH)
243
63.0
Éter di etílico C2H5OC2H5)
192.6
35.6
Mercurio (Hg)
1 462
1 036
Metano (CH4)
-83.0
45.6
Hidrógeno molecular (H2)
-239.9
12.8
Nitrógeno molecular (N2)
-147.1
33.5
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Oxígeno molecular (O2)
-118.8
49.7
Hexafluoruro de azufre (SF6)
45.5
37.6
Agua (H2O)
374.4
219.5
Diagrama de fases.
El equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único equilibrio dinámico que
puede existir entre estados de la materia. En condiciones apropiadas de
temperatura y presión, un sólido puede estar en equilibrio con su estado
líquido o incluso con su estado de vapor. Un diagrama de fases es una
forma gráfica de resumir las condiciones en que existen equilibrios entre los
diferentes estados de la materia, y también nos permite predecir la fase de
una sustancia que es estable a cualquier temperatura y presión dadas.
La forma general de un diagrama de fases para una sustancia que exhibe tres
fases se muestra en la figura G. El diagrama es una gráfica bidimensional,
con presión y temperatura en los ejes, y contiene tres curvas importantes,
cada una de las cuales representa las condiciones de temperatura y presión
en las que las distintas fases pueden coexistir en equilibrio. La única
sustancia presente en el sistema es aquella cuyo diagrama de fases se está
considerando. La presión que se indica en el diagrama es la que se aplica al
sistema o la que la sustancia misma genera.
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figura G Forma general de un diagrama de fases de un sistema que exhibe tres
fases: gas, líquido sólido.
Las curvas pueden describirse como sigue:
1. La línea de A hasta B es la curva de presión de vapor del líquido; representa
el equilibrio entre las fases líquida y gaseosa. El punto de esta curva en el
que la presión de vapor es de una atmósfera es el punto normal de ebullición
de la sustancia. La curva de presión de vapor termina en el punto crítico,(B),
que está en la temperatura crítica y la presión crítica de la sustancia. Más allá
del punto crítico, no es posible distinguir las fases líquida y gaseosa.
2. La línea A hasta C representa la variación de la presión de vapor del sólido al
sublimarse a diferentes temperaturas.
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3. La línea desde A y hasta más allá de D representa el cambio del punto de
fusión del sólido al aumentar la presión. Esta línea suele tener una pequeña
pendiente hacia la derecha al aumentar la presión porque, para la mayoría de
las sustancias, el sólido es más denso que el líquido. Un aumento en la
presión por lo regular favorece la fase sólida, más compacta; por ello, se
requieren temperaturas más altas para fundir el sólido a presiones más altas.
El punto de fusión de una sustancia es idéntico a su punto de congelación. La
única diferencia entre los dos es la dirección desde la que nos aproximamos
al cambio de fase. El punto de fusión a 1 atmósfera es el punto normal de
fusión.
El punto A, donde se interceptan las tres curvas, se conoce como punto triple. A
esta temperatura y presión, las tres fases están en equilibrio. Cualquier otro
punto de las tres curvas representa un equilibrio entre dos fases. Cualquier
punto del diagrama que no cae en una línea corresponde a condiciones en
las que sólo está presente una fase. La fase gaseosa, por ejemplo, es estable
a baja presión y alta temperatura, mientras que la fase sólida es estable a
temperaturas bajas y presiones altas. Los líquidos son estables en la región
entre las otras dos.
Presión de vapor y punto de ebullición
Cuando una cantidad pequeña de líquido se coloca en un recipiente cerrado,
cierta fracción del líquido se vaporiza. La vaporización cesa cuando se
alcanza un equilibrio entre los estados líquido y gaseoso de la sustancia
contenida en el recipiente o, en otras palabras, cuando
el número de
moléculas que escapan de la superficie del líquido es igual al número de
moléculas que regresan. La presión causada por las moléculas que están en
el estado gaseoso es la presión de vapor.
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La presión de vapor depende mucho de la presión y temperatura; aumenta
significativamente al aumentar la temperatura.
Desde luego, no es coincidencia que la presión de vapor del agua a 100°C sea
igual a la presión atmosférica estándar. A esa temperatura, el agua está en
ebullición; es decir ya no puede sostenerse el estado líquido del agua
porque las fuerzas de atracción no bastan para contener las moléculas en
una fase líquida. En general ocurre una transición del estado líquido al
gaseoso si la presión absoluta local es menor que la presión del líquido. En
los flujos líquidos, pueden crearse condiciones que den lugar a una presión
inferior a la presión de vapor del líquido. Cuando esto sucede se forman
burbujas localmente. Este fenómeno, llamado cavitación, puede ser muy
dañino cuando las burbujas son transportadas por el flujo a regiones de más
alta presión, y este colapso produce picos de presión locales que podrían
dañar la pared de un tubo o la hélice de un barco.
Aparato para medir la presión de vapor de un líquido a) antes de que comience a
evaporarse y b) en equilibrio, cuando no hay cambios evidentes. En b) el
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número de moléculas que regresan a él. La diferencia en los niveles de
mercurio (h) proporciona la presión de vapor de equilibrio del líquido a la
temperatura especificada.
La ecuación de Clausius-Clapeyron
El calor molar de vaporización (Hvap) es una medida de la intensidad de las
fuerzas intermoleculares que se ejercen en un líquido. Esta propiedad se
define como la energía necesaria para evaporar un mol de un líquido (por lo
general en kilojoules). El calor molar
de vaporización está relacionado
directamente con la magnitud de las fuerzas intermoleculares que hay en el
líquido. Si la atracción intermolecular es fuerte, se necesita mucha energía
para liberar a las moléculas de la fase líquida. Por consecuencia, el líquido
tiene una presión de vapor relativamente baja y un elevado calor molar de
vaporización.
La relación cuantitativa entre la presión de vapor P de un líquido y la temperatura
absoluta T está dada por la ecuación de Clausius-Clapeyron:
lnP = - (Hvap / RT) + C
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donde ln es el logaritmo natural, R es la constante de los gases (8.314 J/K 
mol), y C es una constante. La ecuación de Clausius-Clapeyron tiene la forma
de la ecuación de la recta y = mx + b:
ln P = (- Hvap / R) ( 1/T) + C
y =
m
x
+b
El método que se utiliza para determinar los calores de vaporización de los
líquidos consiste en medir la presión de vapor de un líquido a distintas
temperaturas; del gráfico de ln P contra 1/T se determina la pendiente de la
recta, que es igual a - Hvap / R. (Se supone que Hvap es independiente de la
temperatura) en la figura H se muestran los gráficos de ln P contra 1/T para
agua y éter di etílico. Note que la pendiente de la recta para el agua es mayor
porque su Hvap es mucho mayor.
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figura H Gráficos de ln P en función de 1/T para el agua y el éter di etílico
La ecuación de Clausius-Clapeyron se utiliza para calcular la presión de vapor de
un líquido a temperaturas distintas. Si se conoce los valores de Hvap y P de
un líquido a una temperatura dada, es posible calcular la presión de vapor del
líquido a otra temperatura. A temperaturas T1 y T2, las presiones de vapor son
P1 y P2 a partir de la ecuación se escribe:
ln P1 = - Hvap / RT1) + C
(1)
ln P2 = - Hvap / RT2) + C
(2)
Al restar (2) de la ecuación (1) se obtiene;
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ln P1 - ln P2 = - Hvap / RT1 - [- Hvap / RT2]
= Hvap / R [ 1/T2 - 1/T1 ]
Por lo tanto
ln P1/P2 = Hvap / R [ 1/T2 - 1/T1 ]
ln (
𝑃1
(∆𝐻𝑣𝑎𝑝)
)=
𝑃2
𝑅
(
𝑇1 − 𝑇2
)
𝑇1 ∗ 𝑇2
Ejercicio:
El éter di etílico es un líquido orgánico muy inflamable que se utiliza como
disolvente. La presión de vapor del éter di etílico es 401 mm Hg a 18°C
Calcule su presión de vapor a 32°C.
El ∆Hvap éter dietilico= 26 kJ/mol
CAMBIO DE FASE
Los cambios de fase, o las transformaciones de una fase a otra, se presentan
cuando se agrega o se quita energía (casi siempre en forma de calor). Los
cambios de fase son cambios físicos que se distinguen porque cambia el
orden molecular; en la fase sólida las moléculas alcanzan el máximo
ordenamiento, y en la fase gaseosa tienen el mayor desorden. Conviene
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tener en mente que la relación entre el cambio de energía y el aumento o
disminución del orden molecular ayudará a entender la naturaleza de estos
cambios físicos.
Equilibrio líquido-vapor
Las moléculas de un líquido no están fijas en un retículo rígido. Aunque carecen
de la libertad total de movimiento de las moléculas gaseosas, están en
continuo movimiento.
Como los líquidos son más densos que los gases, la velocidad de colisión entre
las moléculas es mucho mayor en la fase líquida que en la fase gaseosa.
Cuando las moléculas de un líquido tienen suficiente energía para escapar de
la superficie, sucede un cambio de fase. La evaporación o vaporización es
el proceso en el cual un líquido se transforma en un gas.
¿En qué forma depende la evaporación de la temperatura? La figura  muestra
la distribución de energía cinética de las moléculas de un líquido a dos
temperaturas distintas. Como se observa, cuanto mayor es la temperatura
mayor es la energía cinética y por tanto, más moléculas dejan la fase líquida.
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figura  Curva de distribución de energía cinética para las moléculas de un
líquido a) a temperatura T1 y b) a una temperatura mayor, T2. Observe que a
esta última temperatura la curva se aplana. Las áreas sombreadas
representan el número de moléculas que tienen energía cinética igual o
mayor que una cierta energía E1. A mayor temperatura mayor será el número
de moléculas con energía cinética alta.
Equilibrio líquido-sólido
La transformación de un líquido en sólido se conoce como congelación; el
proceso inverso se denomina fusión. El punto de fusión de un sólido o el
punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la fase sólida
y líquida coexisten en el equilibrio. El punto de fusión (o congelación) normal
de una sustancia es la temperatura a la cual una sustancia se funde (o se
congela) a una atm de presión. Por lo general, se omite la palabra “normal”
cuando la presión es de una atm.
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El equilibrio líquido-sólido más común ocurre entre el agua y el hielo. A 0°C y 1
atm, el equilibrio dinámico se representa por
Hielo ⇌agua
Una demostración práctica de este equilibrio dinámico lo proporciona un vaso de
agua con hielo. Cuando los cubos de hielo se derriten para formar agua, parte
del agua entre los cubos de hielo se puede congelar para mantenerlos juntos.
Éste no es un verdadero equilibrio dinámico: dado que el vaso no se
mantiene a 0°C, llegará un momento en que todos los cubos de hielo se
derritan.
Como las moléculas en la fase sólida están unidas con más fuerza que en la fase
líquida, se necesita se necesita calor para
producir la transición de fase
sólido-líquido. Al examinar la curva de calentamiento mostrada en la figura ♦
se observa que cuando un sólido se calienta, su temperatura aumenta de
manera gradual hasta alcanzar el punto A en este punto el sólido empieza a
fundirse. Durante el periodo de fusión (A→B), en la primera meseta de la
curva en la figura ♦, el sistema absorbe calor aunque la temperatura
permanezca constante. El calor ayuda a las moléculas a vencer las fuerzas
de atracción en el sólido. Una vez que la muestra se ha fundido por completo
(punto B), el calor absorbido aumenta la energía cinética promedio de las
moléculas de líquido y su temperatura aumenta (B→C). El proceso de
evaporación (C→D) se explica en forma similar. La temperatura permanece
constante durante el periodo en el que el aumento de la energía cinética se
utiliza para vencer las fuerzas de cohesión en el líquido. Cuando todas las
moléculas están en la fase gaseosa, la temperatura vuelve a aumentar.
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figura ♦ Curva de calentamiento típico desde la fase sólida pasando por la fase
líquida hasta la fase gaseosa de una sustancia. Como Hfus es menor que
Hvap una sustancia funde en menos tiempo que el que le toma hervir. Esto
explica por qué la meseta AB es más corta que la meseta CD. Las pendientes
de las líneas de calentamiento del sólido, líquido y vapor están determinadas
por el calor especifico de la sustancia en cada estado.
El calor molar de fusión (Hfus) es la energía necesaria para fundir un mol de un
sólido
(comúnmente en kilojoules) Como se espera, el enfriamiento de una
sustancia tiene el efecto opuesto al calentamiento. Si se elimina calor de una
muestra de gas a una velocidad uniforme su temperatura disminuye.
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Conforme se forma el líquido, se libera calor del sistema porque su energía
potencial está disminuyendo. A esto se debe que la temperatura del sistema
permanezca constante durante la condensación (D→C), Una vez que todo el
vapor se ha condensado, la temperatura del líquido comienza a bajar. Por
último, al continuar el enfriamiento del líquido se llega a la congelación
(B→A).
Un líquido se puede enfriar temporalmente por debajo de su punto de
congelación. A este proceso se le denomina sobre enfriamiento y se
presenta cuando el calor del líquido se elimina tan rápido que las moléculas
literalmente no tienen tiempo de acomodarse en la estructura ordenada de un
sólido. Un líquido sobre enfriado es inestable; la agitación leve o la adición de
una pequeña “semilla“ de un cristal de la misma sustancia hará que se
solidifique con rapidez.
Equilibrio sólido-vapor
Los sólidos también experimentan evaporación y, por consiguiente, poseen una
presión de vapor. Considere el siguiente equilibrio dinámico:
sólido ⇌vapor
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El proceso en el cual las moléculas pasan directamente de sólido a vapor se
conoce como sublimación. El proceso inverso se denomina deposición,
esto es, las moléculas hacen la transición directa de vapor a sólido. El
naftaleno, la sustancia con que se fabrican las bolitas para combatir la polilla,
tiene una presión de vapor (de equilibrio) bastante alta para un sólido (1mm
Hg a 53°C); por ello su vapor picante impregna muy rápido un espacio
cerrado. El yodo también se sublima. A temperatura ambiente, el color violeta
del vapor de yodo es fácilmente visible en un recipiente cerrado.
Como las moléculas están unidas con más fuerza en un sólido, su presión de
vapor suele ser mucho menor que la del líquido correspondiente. La energía
necesaria para sublimar un mol de un sólido recibe el nombre de calor molar
de sublimación (Hsub), y es igual a la suma de los calores molares de
fusión y de vaporización:
Hsub = Hfus + (Hvap)
La ecuación Hsub = Hfus + (Hvap) es una demostración de la ley de Hess. La
entalpía, o cambio de calor para todo el proceso, es la misma si la sustancia
pasa directamente de sólido a vapor, o si pasa de sólido a líquido y luego a
vapor, Observe que la ecuación Hsub = Hfus + (Hvap)
solo es válida
cuando los cambios de fase suceden a la misma temperatura. De lo contrario,
esta ecuación se considera sólo como una aproximación.
La figura ◊ resume los tipos de cambios de fase estudiados en esta sección.
Cuando una sustancia se calienta, aumenta su temperatura y , en algún momento
experimentará un cambio de fase. Para calcular el cambio de energía total
para este proceso se deben incluir todos los pasos que se indican en el
siguiente ejemplo:
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figura ◊ Cambios de fase que experimenta una sustancia
Ejemplo: Calcule la cantidad de energía (en kilojoules) necesaria para calentar
346 g de agua líquida desde 0°C a 182°C . Suponga que el calor especifico
del agua es
4.184 J/g • °C en todo el intervalo líquido y que el calor
específico del vapor es
1.99 J/g • °C.
Razonamiento y solución:
Paso 1: Calentamiento del agua desde 0°C hasta 100°C
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q1 = ms t
= (346g)(4.184 J/g • °C)(100°C – 0°C)
= 1.45 X 105 J
= 145 kJ
Paso 2: Evaporación de 346 g de agua a 100°C (cambio de fase)
En las tablas de calor molar de vaporización para líquidos se encuentra que
Hvap del agua = 40.79 kJ/mol por lo tanto
q2 = 346g H2O x 1mol H2O
x 40.79 kJ
18.02 g H2O
1mol H2O
= 783 kJ
Paso 3: Calentamiento del vapor desde 100°C hasta 182°C
q3 = ms t = (346g) (1.99 J/g °C) (182°C – 100°C) = 5.65 x 104 J = 56.5 kJ
La energía necesaria para todo el proceso está dado por
qglobal = q1+q2+q3 = 145 kJ + 783 kJ + 56.5 kj = 985 kJ
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Unidad 4
Aplicaciones de Procesos Tecnológicos.
Procesos de fabricación de circuitos impresos e integrados
En este tutorial, les voy a mostrar una forma fácil y practica de hacer placas de
circuito impreso, además es un método rápido y con buenos resultados a muy
bajo costo.
Recopilación
Lo primero que debemos hacer, es recopilar el material necesario para hacer
nuestra placa, y este es:
- Cloruro férrico (solución acuosa)
- 1 plancha.
- 1 placa virgen para circuito impreso (fenólica).
- 1 dremell o taladro que acepte brocas pequeñas.
- 1 par de brocas de 1mm.
- Los componentes necesarios para nuestro proyecto.
- Acetona.
- Fibra verde.
- 1 martillo.
- 1 puntilla o punzón.
Diseño.
Diseñaremos nuestra placa con algún programa de diseño de circuitos por
ordenador para obtener un resultado profesional, yo use PCB Wizard con
muy buenos resultados.
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Impresión
Imprimiremos nuestro diseño con una impresora láser, o fotocopiaremos el
mismo en un papel grueso, yo he usado formatos de dibujo, o papel de
colores. Se imprimirá con tóner negro y en buena calidad.
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Recorte
Recortaremos la fotocopia como se indica en la imagen, de esta forma, podremos
pegar los bordes a la placa.
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Placa Virgen y Diseño.
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Recorte de la placa
Este es un proceso pesado, laborioso y sucio, ya que el corte de la placa con
discos produce mucho polvo que no es conveniente respirar, así que
protéjanse de este.
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Limpiado de la placa.
Para este proceso nos tomaremos nuestro tiempo, usaremos una fibra verde y la
acetona, este proceso debe ser llevado lo mejor posible, ya que si la placa no
queda bien limpia nunca fijara el tóner. Al terminar de limpiar secaremos la
placa con un paño limpio y volveremos a limpiarla sin poner más los dedos
sobre el cobre, ya que estos dejan grasa. La limpieza de la placa solo será
efectiva cuando esta quede brillante y con rayones en circulo para que agarre
mejor el toner. Esto se ve en la siguiente imagen.
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Calentando Motores.
Preparando ya esta fase del trabajo, la fase de planchado, usa una plancha
corriente con agua para que no queme la placa, sino que solo la caliente, de
la otra forma el cobre se despega de la base de baquelita o fibra de vidrio,
formando burbujas.
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Planchado.
Con la plancha a tope de calor, se le aplica a la placa por la cara donde estaba el
cobre, NUNCA por la trasera pues no serviría. Es importante insistir con el
calor por toda la placa y con vapor humedeciendo el papel para que no se
queme pero sin empaparlo. Si se llegase a empapar, cortar la llave de vapor y
dar calor seco unos instantes.
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Enfriamiento.
En el instante que se retira la plancha de la placa, después de 1 o 2 minutos de
calor intenso, a veces más, se coloca la placa en un recipiente con agua para
que el papel no tire (suelte) el tóner hacia arriba al enfriarse y se fije a la
placa, esta debe mantenerse en el agua durante unos 5 minutos.
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Eliminar el papel.
Después de haber esperado 5 o 10 minutos en el agua, sacamos la placa y
vamos frotando con los dedos para quitarle el papel que no nos sirve,
intentando quitarlo todo, hasta que quede una capa muy fina de papel que se
retira con un cepillo de dientes que ya no tengan en uso, con cuidado de no
partir el tóner que define las pistas. Si pasa eso, se recomienda volver a la
fase de limpiado.
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Repasar la Placa.
Este es un paso que no se suele llevar a cabo, aunque de ser necesario, debe
realizarse. Se recomienda repasar todas las pistas y boquetes que lleve la
placa para que al atacarla con el Cloruro férrico no queden poros y tengan
luego que estañar o hacer puentes. Usen un marcador permanente de buena
marca. Este simple paso, puede ahorrarnos luego mucho trabajo.
Tal que así.
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Bueno, esta fue la primera placa que hice con este método y no la repase con el
permanente, observen los poros que quedan en el tóner, lo que me llevo a
tirarla y empezar de nuevo. No cometan mis errores, intenten que quede
similar a esta pero sin poros.
Secado.
Una vez repasadas todas las pistas de la placa con el marcador permanente, se
espera un par de minutos para que este fije y seque. Mientras tanto, podemos
ir preparando el Cloruro férrico para atacar la placa.
Preparando el cloruro férrico.
Este es un proceso fácil; para preparar el cloruro férrico, mezclamos 2 partes del
Cloruro férrico con 1 de agua (100 ml de cloruro férrico más 50 ml de agua).
Mezcle perfectamente.
Atacando
Esta es la fase en la que debemos estar más atentos, pues si la mezcla resulta
muy fuerte podría diluir el tóner. Lo ideal es que cuando coloques la placa en
disolución, el cobre tome un color rojizo y empiece a burbujear. Miren la
imagen.
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El ataque se termina cuando no se vea el cobre de la placa.
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Enjuague y Limpieza
Una vez que se saque la placa de la solución de cloruro férrico se debe
enjuagarla con abundante agua para que el cloruro férrico no la sigua
reaccionando con el cobre, luego secarla con un trapo limpio. Una vez seca,
se empapara el tóner con acetona y se rascara con un cepillo de dientes o
con la fibra verde, eliminando así todo el tóner de la placa.
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Marcado de Taladros
Con una puntilla fina o punzón y un martillo vamos marcando los orificios donde
se taladrara. No consiste en taladrar la placa con la puntilla, solo de hacerle
una marquita para que la broca no patine y corte las pistas.
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Taladro de la Placa
Una vez listas las marcas, procederemos a taladrar la placa, para lo cual
usaremos un taladro que acepte brocas de 1mm. Si la broca quedase
pequeña y no fuera agarrada por el taladro, pueden colocar un trozo de cinta
aislante, pero una mejor solución que se me ocurrió fue, con un trozo de
cable rígido fino (del usado en telefonía), ir liando en vueltas muy juntas toda
la parte trasera de la broca, una vez liada, la cojo con el tronillo o gato y la
lleno de estaño, intentando que quede toda una pieza y solucionado, todavía
y después de al menos 10 placas más, la broca no me da ningún problema.
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Taladrado de la placa
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Eliminar Rebabas
Ahora con un trozo de lana de acero se le da a toda la placa por delante y por
detrás para evitar pinchazos con los trozos de cobre y procuraremos que
quede lisa. Luego la limpiaremos de nuevo con acetona y un trapo limpio.
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Soldadura de componentes
Bueno, si vas a usar IC's los debes montar sobre zócalos, manten la punta del
soldador limpia, y empieza a soldar los componentes de los más pequeños
(resistencias, zócalos, etc...).
Si es necesario consulta a tu maestro sobre como soldar.
Componentes diversos
A continuación se muestra un par de fotos de componentes diversos que yo use
para este proyecto, antes de estar soldados.
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Probado de la placa
Ya solo queda probar que todo funciona correctamente, y que el proyecto,
cumpla bien su cometido. Ahora solo espero que todo les haya dado buen
resultado y que como yo, hayan disfrutado haciendo sus trabajos.
4.1 Procesos de fabricación de circuitos impresos e integrados
Ver sitio: http://213.97.130.124/pcbs/pcbs.htm#introduccion
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4.3 Procesos de fabricación de cerámicos
4.3.3
Procesos de fabricación de cerámica piezoeléctrica
4.3.4
Procesos de fabricación de cerámica ferro eléctrica
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4.4 Desarrollo de nuevos materiales empleados en ingeniería
4.4.2
Aplicaciones en la ingeniería
http://www.cuautitlan.unam.mx/descargas/licenciaturas/quimica/qmce.pdf
http://www.cuautitlan.unam.mx/descargas/licenciaturas/quimica/qmce.pdf
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Unidad 5
Contaminación y Control de Residuos.
Marco legal vigente en materia ambiental México
Bases constitucionales de protección al ambiente
1. Articulo 27, que se refiere a la conservación de los recursos naturales.
2. Articulo 73 en la fracción xvi, que se refiere a la prevención y al control de la
contaminación ambiental.
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3. Articulo 25 en el párrafo sexto, que se refiere al cuidado del medio ambiente,
con motivo de la regulación del uso de los recursos productivos de los
sectores social y privado.
4. Articulo 4, que se refiere al derecho fundamental de protección a la salud
5.1 Contaminación ambiental
5.1.5
Fuentes de contaminación que deterioran el ambiente.
5.1.6
Beneficios y deterioro ambiental
5.1.7
Desechos tóxicos generados al ambiente
5.1.8
Alcances de toxicidad
5.2 Legislación ambiental
5.2.2
Regulación de sustancias de alto riesgo
5.3 Tratamiento de residuos
El composteo
La composta (también llamada humus) se forma por la descomposición de
productos orgánicos y esta sirve para abonar la tierra. Es un proceso en el
que no interviene la mano del hombre, el reciclaje es 100% natural.
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Para hacer composta tienes que:
1.- Hacer un hoyo de 1m por 1m y de 30 a 50cm de profundidad (en la tierra),
también puedes utilizar un contenedor de madera.
2.- Coloca en el fondo una capa de aserrín para evitar malos olores y conservar
la humedad.
3.- Coloca productos orgánicos como pedazos de fruta, verduras, cáscaras de
huevo, frijoles, arroz, etc. (si tu familia deja algo a la hora de la comida que ya
no se vaya a comer eso te puede servir para tu composta). Si está muy seca
agrega un poco de agua para conservar la humedad.
3.- Cubre los desperdicios con una capa de aserrín.
4.- Cubre el hoyo con una capa de tierra.
La
materia
orgánica,
descomponiendo,
cuando
genera
un
se
calor
está
de
aproximadamente 70° C, esto sirve para
matar los huevecillos de insectos y la
mayoría
de
los
microorganismos
que
causan enfermedades.
5.- Cada 8 o 10 días debes remover la
composta con una varilla para oxigenarla.
Si al remover tu composta ves que hay
hormigas NO LAS MATES ya que ellas
ayudan al proceso de descomposición.
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Después de 6 a 8 semanas tu composta esta lista pero antes de usarla tienes
quitarle todas las piedras que se formaron y si quieres mas composta puedes
usar las piedritas también :-).
Ver
el
siguiente
sitio:
http://www.nrcs.usda.gov/feature/espanol/pubs/compostspan.pdf
http://semades.jalisco.gob.mx/02/pdf/composta.pdf
http://www.nrcs.usda.gov/feature/espanol/pubs/compostspan.pdf
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Pirolisis:
La pirolisis consiste en la descomposición físico-química de la materia orgánica
bajo la acción del calor y en ausencia de un medio oxidante. Los productos de
pirolisis son gases, líquidos y residuo carbonoso cuyas cantidades relativas
dependen de las propiedades de la biomasa a tratar y de los parámetros de
operación del equipo.
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Ver el siguiente sitio de internet:
http://www.cengicana.org/Portal/SubOtrasAreas/Cogeneracion/Presentaciones/Pi
rolisisBiomasa.pdf
www.repp.org/discussion/bioenergia-espanol/200001/doc00027.doc
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Incineración.
Los problemas de la incineración
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Sobre los problemas de la incineración de residuos: emisiones contaminantes,
tanto al aire como a otros medios; costos económicos y laborales; pérdida de
energía; insustentabilidad; e incompatibilidad con otros sistemas de manejo
de residuos. También trata sobre los problemas específicos para los países
del Sur.
Las dioxinas son los contaminantes más conocidos asociados a los
incineradores. Causan una gran variedad de problemas en la salud,
incluyendo cáncer, daños al sistema inmunológico, y problemas reproductivos
y en el desarrollo. Las dioxinas se biomagnifican, lo que significa que pasan a
través de la cadena alimentaria desde la presa al predador, concentrándose
en los productos a base de carne y lácteos y, finalmente, en los humanos.
Las dioxinas son de particular interés porque están por todas partes
presentes en el medio ambiente (y en los humanos) a niveles que han
demostrado causar problemas en la salud, lo que implica que la población
entera está sufriendo sus efectos ahora. En todo el mundo, los incineradores
son la fuente principal de dioxinas.
Los incineradores son también una fuente importante de contaminación con
mercurio. El mercurio es una poderosa neurotoxina que deteriora las
funciones motoras, sensoriales y cognoscitivas, y la contaminación con
mercurio está ampliamente distribuida. Los incineradores son también una
fuente significativa de otros metales pesados contaminantes, como el plomo,
el cadmio, el arsénico, el cromo y el berilio.
Otros contaminantes preocupantes emitidos por los incineradores incluyen a
otros hidrocarburos halogenados (además de las dioxinas); gases ácidos,
precursores de la lluvia ácida; efluentes particulado, que deterioran las
funciones pulmonares; y gases de efecto invernadero. Sin embargo, la
caracterización de las emisiones contaminantes de los incineradores se halla
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aún incompleta, y muchos compuestos todavía no identificados están
presentes en las emisiones al aire y en las cenizas.
Los operadores de los incineradores con frecuencia alegan que las emisiones al
aire están “bajo control”, pero la evidencia indica que esto no es así. Primero,
para muchos contaminantes, como las dioxinas, cualquier emisión adicional
resulta inaceptable. Segundo, el monitoreo de las emisiones es irregular y
sumamente defectuoso, por lo que ni siquiera se conocen verdaderamente
los niveles de emisiones actuales. Tercero, la información existente indica
que los incineradores son incapaces incluso de ajustarse a los estándares
regulatorios actuales.
Cuando los equipos de control de la contaminación del aire funcionan, remueven
los contaminantes del aire y los concentran en las cenizas volantes, creando
una masa de residuos peligrosos que necesita un tratamiento posterior. Por lo
tanto, el problema de las emisiones contaminantes no está resuelto; los
contaminantes son simplemente trasladados de un medio (aire) a otro
(sólidos o agua). Las cenizas de los incineradores son altamente peligrosas,
sin embargo por lo general están deficientemente reguladas. Ni siquiera es
segura su disposición en rellenos sanitarios ya que los rellenos sanitarios
tienen pérdidas; pero en algunos lugares se dejan las cenizas expuestas o
incluso esparcidas en áreas residenciales o productoras de alimentos.
Con frecuencia los incineradores son instalados deliberadamente en barrios de
bajos ingresos donde viven sectores minoritarios, con la teoría de que los
sectores de la población políticamente débiles serán menos capaces de
resistirse. Esto es una violación a los principios básicos de la justicia
ambiental.
Los incineradores modernos son por lejos la propuesta más costosa para el
manejo de residuos; los costos de construcción solamente pueden ser de
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millones de dólares estadounidenses. Los costos de construcción y operación
de un incinerador son indefectiblemente pagados por el público. Las
compañías de incineración han ideado varios esquemas financieros
complicados para encasillar a los gobiernos en pagos a largo plazo, que han
demostrado frecuentemente resultar desastrosos para los gobiernos locales.
Muchos pueblos en los Estados Unidos han sido llevados al endeudamiento
por sus incineradores.
Los incineradores generan muchos menos puestos de trabajo por tonelada de
residuos que las tecnologías y prácticas alternativas, como el reciclaje. Por lo
general los incineradores también desplazan a las redes informales de
reciclaje ya existentes, causando mayores privaciones a los más pobres entre
los pobres.
Los incineradores son frecuentemente promocionados como productores de
energía, ya que pueden generar electricidad. Sin embargo, un análisis
detallado del ciclo de vida completo revela que los incineradores gastan más
energía de la que producen. Esto es debido a que los productos que son
incinerados deben ser reemplazados con nuevos productos. Extraer y
procesar materiales vírgenes y convertirlos en nuevos productos consume
mucha más energía – y causa más daños ambientales – que la que
consumiría reusar, o fabricar a partir de materiales reciclados.
La historia de la incineración de residuos ha transcurrido mayormente en los
países del Norte; parece ser que los contextos del sur son propensos a ser
aún más problemáticos para esta tecnología. La falta de capacidad de
monitoreo significa que los incineradores podrán ser aún más contaminantes
de lo que son en el Norte. Los problemas administrativos, como los
presupuestos irregulares y la corrupción, pueden interferir en su necesario
mantenimiento. Las condiciones físicas diferentes, tales como el clima y las
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características de los residuos, pueden tornar las operaciones difíciles o hasta
imposibles.
Finalmente, debe comprenderse que los incineradores son incompatibles con
otras formas de manejo de residuos. Los incineradores compiten con otras
normas de tratamiento de residuos por el mismo presupuesto y los mismos
materiales en desuso, y socavan la ética de la segregación en la fuente, que
conduce a un manejo apropiado de los residuos.
Ver
sitio
http://www.noalaincineracion.org/dagcbi/incineracion-residuos-
tecnologia-muriendo.pdf
http://www.icp.csic.es/cyted/Monografias/Monografias2001/C2-327.pdf
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Filtración
La filtración consiste en la remoción de partículas suspendidas y coloidales
presentes en una suspensión acuosa que escurre a través de un medio poroso.
En general, la filtración es la operación final de clarificación que se realiza en
una planta de tratamiento de agua y, por consiguiente, es la responsable
principal de la producción de agua de calidad coincidente con los estándares
de potabilidad.
El avance logrado por la técnica de filtración es el resultado de un esfuerzo
conjunto dirigido a lograr que la teoría exprese los resultados de las
investigaciones experimentales, de tal modo que sea posible prever, en el
diseño, cómo va a operar la unidad de filtración en la práctica.
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2. MECANISMOS DE LA FILTRACIÓN
Como las fuerzas que mantienen a las partículas removidas de la suspensión
adheridas a las superficies de los granos del medio filtrante son activas para
distancias
relativamente
pequeñas
(algunos
angstroms),
la
filtración
usualmente es considerada como el resultado de dos mecanismos distintos
pero complementarios: transporte y adherencia. Inicialmente, las partículas
por remover son transportadas de la suspensión a la superficie de los granos
del medio filtrante. Ellas permanecen adheridas a los granos, siempre que
resistan la acción de las fuerzas de cizallamiento debidas a las condiciones
hidrodinámicas del escurrimiento.
El transporte de partículas es un fenómeno físico e hidráulico, afectado
principalmente por los parámetros que gobiernan la transferencia de masas.
La adherencia entre partículas y granos es básicamente un fenómeno de
acción superficial, que es influenciado por parámetros físicos y químicos.
Los mecanismos que pueden realizar transporte son los siguientes:
a) cernido;
b) sedimentación;
c) intercepción;
d) difusión;
e) impacto inercial;
f) acción hidrodinámica, y
g) mecanismos de transporte combinados.
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Los mecanismos de adherencia son los siguientes:
a) fuerzas de Van der Waals;
b) fuerzas electroquímicas;
c) puente químico.
Cuál de estos mecanismos es el que controla el proceso de filtración ha sido
asunto de largos debates. Es indudable que no todos necesariamente tienen
que actuar al mismo tiempo y que, en algunos casos, la contribución de uno o
varios de ellos para retener el material suspendido es quizás desdeñable.
Pero hay que tener en cuenta que dada la complejidad del fenómeno, más de un
mecanismo deberá entrar en acción para transportar los diferentes tamaños
de partículas hasta la superficie de los granos del medio filtrante y adherirlas.
2.1 Mecanismos de transporte
Los distintos mecanismos que pueden realizar transporte de las partículas dentro
de los poros del medio filtrante están esquematizados en la figura 9-1.
En ella se ve cómo simultáneamente pueden actuar varias causas para
aproximar el material suspendido hasta los granos del medio filtrante.
Es interesante destacar que estas causas varían si la filtración se produce en las
capas superficiales o en la profundidad del medio filtrante.
La filtración es una técnica, proceso tecnológico u operación unitaria de
separación, por la cual se hace pasar una mezcla de sólidos y fluidos, gas o
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líquido, a través de un medio poroso o medio filtrante que puede formar parte
de un dispositivo denominado filtro, donde se retiene de la mayor parte del o
de los componentes sólidos de la mezcla.
Las aplicaciones de los procesos de filtración son muy extensas, encontrándose
en muchos ámbitos de la actividad humana, tanto en la vida doméstica como
de la industria general, donde son particularmente importantes aquellos
procesos industriales que requieren de las técnicas de ingeniería química.
La filtración se ha desarrollado tradicionalmente desde un estadio de arte
práctico, recibiendo una mayor atención teórica desde el siglo XX. La
clasificación de los procesos de filtración y los equipos es diversa y en
general, las categorías de clasificación no se excluyen unas de otras.
La variedad de dispositivos de filtración o filtros es tan extensa como las
variedades de materiales porosos disponibles como medios filtrantes y las
condiciones particulares de cada aplicación: desde sencillos dispositivos,
como los filtros domésticos de café o los embudos de filtración para
separaciones de laboratorio, hasta grandes sistemas complejos de elevada
automatización como los empleados en las industrias petroquímicas y de
refino para la recuperación de catalizadores de alto valor, o los sistemas de
tratamiento de agua potable
EFECTOS PRÁCTICOS DE LAS VARIABLES DE FILTRACIÓN
El efecto de cada una de las variables incluidas en las ecuaciones resueltas de
filtración se puede constatar en la mayoría de los casos prácticos y de las
aplicaciones, siendo su conocimiento y control de importancia particular para
los procesos industriales.
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· Presión
En la mayoría de los casos, la compresibilidad de la torta de filtración se
encuentra entre valores de 0,1 y 0,8 de manera que la mayor parte del
aumento de la pérdida de carga del fluido es consecuencia del medio filtrante.
En general, si el aumento de presión conlleva un aumento significativo del
caudal o velocidad de filtración, es un indicio de la formación de una torta
granulada. En cambio, para las tortas espesas o muy finas, un aumento de la
presión de bombeo no resulta en un aumento significativo del caudal de
filtrado. En otros casos, la torta se caracteriza por una presión crítica por
encima de la cual, la velocidad de filtración incluso disminuye. En la práctica,
se prefiere operar a un velocidad constante, empezando a baja presión,
aunque por el empleo generalizado de sistemas de bombeo centrífugos, las
condiciones habituales son de presión y caudal variables.
Torta de filtración
La teoría señala que, considerando aparte las características del medio filtrante,
el caudal promedio es inversamente proporcional a la cantidad de la torta y
directamente proporcional al cuadrado del área filtrante. Como resultado de
estas dos variables conjuntas, para una misma cantidad de fluido a filtrar se
observará que su caudal es inversamente proporcional al cuadrado del
espesor de la torta al final del proceso. Esta observación conlleva que la
máxima productividad se alcanza teóricamente con aquellas tortas de
espesor muy fino cuya resistencia supera a la del medio mismo filtrante. Sin
embargo, otros factores como el tiempo para regenerar la torta, su dificultad
de descarga y el coste de una superficie filtrante más amplia explica que en la
práctica se prefiera trabajar en condiciones de tortas espesas.
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Ver sitio: http://www.monografias.com/trabajos61/filtracion/filtracion.shtml
http://www.cepis.org.pe/bvsatr/fulltext/tratamiento/manualI/tomoII/nueve.pdf
Confinamiento.
Inversiones en Confinamientos de Residuos Peligrosos
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Los residuos peligrosos representan un peligro latente para la salud de la
población mundial, y es imprescindible su disposición inmediata en
confinamientos
especiales.
Estos
confinamientos
cuestan
enormes
cantidades de dinero, y actualmente los inversionistas no están jugando su
parte pues temen ante la carencia de seguridad en su inversión y, sobre todo,
a la irresponsabilidad de la incontrolable prensa amarillista. Por lo anterior, es
necesario crear un marco legal transparente que proteja a los ciudadanos al
mismo tiempo que otorga seguridad a los inversionistas. De lo contrario, la
población sufrirá las irreversibles consecuencias de los residuos peligrosos.
La Realidad de los Hechos
En América Latina se generan aproximadamente diariamente 865 mil toneladas
de
residuos
industriales,
de
los
cuales
15,500
son
peligrosos.
Desgraciadamente, menos del 10% de los residuos peligrosos son tratados
adecuadamente, es decir, el 90% restante se desalojan en arroyos, basureros
municipales o simplemente en el drenaje, lo cual pone en grave riesgo la
salud pública. Ahora bien, es importante señalar la diferencia entre tres tipos
de residuos:
a) Residuos sólidos Municipales.- representa la basura que generamos en
hogares, carece de toxicidad y va a los confinamientos municipales.
b) Residuos Industriales.- son los residuos generados por las empresas y que
son tóxicos.
c) Residuos peligrosos.- tales como aceites quemados, pinturas, breas,
plaguicidas, etc. De este tipo de residuos es de los cuales estamos
hablando.
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Si los residuos peligrosos no reciben el tratamiento adecuado, es ineludible que
se presenten severos efectos. Un ejemplo de esto, es la ciudad de
Matamoros, Tamaulipas, en donde años atrás una maquiladora desalojaba
residuos peligrosos que causaron que varios niños nacieran con sólo la mitad
de su cerebro. Claro, es menester decir que lo ideal es no generar residuos, y
en este sentido es importante que la industria implementara políticas para
minimizar su generación. El problema es que para ello hay que invertir
grandes cantidades de dinero en nueva maquinaria no-contaminante, y en
este momento crucial de la historia la industria tiene otras prioridades, tal es
el caso de mantener el nivel de empleos y pagar sus deudas. Lo anterior,
provoca que el sector industrial no pueda darse el "lujo" de no generar
residuos peligrosos. Por lo tanto, es inaplazable hacer algo con los residuos
peligrosos, de tal forma que no representen un riesgo para la salud del ser
humano y el equilibrio del medio. Es necesario, entonces, enviar los residuos
a un confinamiento controlado.
Qué es un confinamiento controlado.
Un confinamiento controlado para residuos peligrosos es un lugar totalmente
seguro que se construye con el fin de recibir residuos de este tipo, y en el que
se invierte en la más alta tecnología. Debe instalarse en lugares alejados de
los centros de población y, sobre todo, en donde exista poca lluvia y no pasen
corrientes de agua subterránea, pues el objetivo es reducir al mínimo posible
el riesgo. Los confinamientos controlados, como es de imaginarse, cuestan
millones de dólares en construcción y mantenimiento, además de que
requieren conocimiento sumamente sofisticado.
Como consecuencia del alto costo de estos confinamientos, la necesidad de
inversión extranjera es indiscutible.
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De todas formas, a pesar de las grandes oportunidades en este sector Latino
Americano, no se ha realizado esta inversión indispensable, y entre los
factores determinantes es la creencia de los extranjeros de que se carece de
seguridad jurídica para su inversión.
Los inversionistas foráneos se quejan acerca de la nula protección que el marco
legal ofrece ante el fenómeno NIMBY ("Not in my back yard" o "No en mi patio
trasero"). El fenómeno NIMBY representa la renuencia de la población a vivir
cerca de un confinamiento o cerca de una cárcel, por ejemplo. Bajo este
fenómeno, los ciudadanos se juntan y bloquean los planes de construcción de
un confinamiento
Algo es seguro: este tipo de participación ciudadana es saludable y ejemplo de
una democracia. Sin embargo, si no se delimitan las reglas del juego, este
tipo de acción popular puede ir demasiado lejos. Para el bien común, es
inaplazable la consecución de un balance entre el hecho de que los
confinamientos son sumamente necesarios, y de que nadie los quiere cerca.
Qué se necesita para lograr un balance?
Para alcanzar buenos resultados, la tranquilidad ciudadana y una
protección efectiva al medio ambiente, es necesario crear un marco
legal transparente que proteja a todos los involucrados.
Transparencia, por cierto, quiere decir que el proceso y los requisitos para operar
un confinamiento deben ser nítidos, y que toda la sociedad esté enterada de
las reglas del juego. Lograr esta transparencia implica proteger al mismo
tiempo a dos grupos distintos: primero y más importante, a los ciudadanos,
permitiéndoles participar, informarse, opinar, etc.; y, segundo, a los
inversionistas, dándoles seguridad a su inversión. El punto es que la
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autoridad debe escuchar a los ciudadanos, manejar claramente los estudios
de seguridad y viabilidad y, cuando sea momento de tomar una decisión, sea
tan razonada, transparente y justa, que sea inamovible.
Hoy estamos viviendo la satanización de los confinamientos y, como
consecuencia, los inversionistas se han alejado, víctimas del miedo, pues
sienten que no existe un marco legal que les dé seguridad en su inversión. La
prensa amarillista, sumada a algunos líderes de opinión que están mal
informados y utilizan su influencia sin salir de su ignorancia respecto al tema,
provocan que aquellos que no se toman molestia en utilizar el sentido común,
sigan sus opiniones mal informadas y mal argumentadas.
Es necesario ser claros y abiertos; y lo más importante: el ciudadano, tenga
acceso a información equilibrada y clara, de tal forma que se pueda alcanzar
un consenso basado en la confianza y el respeto. De igual manera, hay que
fomentar la inversión en el área de los confinamientos de residuos peligrosos,
siempre y cuando se cuide la salud pública, pues se trata de una labor que
beneficia al ambiente.
EL MEDIO AMBIENTE
Antes de comentar los aspectos específicos de esta presentación es preciso
analizar algunos conceptos, como por ejemplo: qué se entiende por Medio
Ambiente?. Para Bru (1988) es la totalidad del entorno material de la vida
humana, tanto natural como no. Así mismo, el deterioro ambiental se origina
por la acción del hombre como ser social y es la materialización de un
proceso histórico de explotación abusiva del medio, basado en premisas
ideológicas y formas de organización social. Para Folch (1978) la ciencia
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ecologista es aquella cuya finalidad es la integración de los aspectos sociales,
políticos e ideológicos implicados en el uso humano de los ecosistemas.
A continuación se observa la interrelación de los diferentes factores que afectan
al medio ambiente.
Desperdicios
Industrialización
y Prosperidad
Población Medio Ambiente Recursos
Desechos alimenticios
y energéticos
Salud de la comunidad
Siempre se consideraba al medio ambiente como inagotable, con una
disponibilidad global poco variable para la producción agropecuaria. Se lo
consideraba un sistema sostenedor, impredecible en su forma y predecible en
su calidad.
Se debe tener en cuenta también que el deterioro ambiental fue un proceso con
un período de incubación muy lento, donde al principio no se observaban los
problemas y más recientemente comienzan a manifestarse los síntomas
(contaminación, eutrofización de las aguas, alteración de la capa de ozono,
pérdida de la biodiversidad, etc.). El diagnóstico de esta problemática resulta
entonces muy controvertido, pues en ello intervienen una serie de factores de
orden político, económico y social, que impiden el inmediato tratamiento del
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problema en forma global ("lo bueno para algunos puede ser malo para
otros").
Lo cierto es que el medio ambiente se está deteriorando y que al sector
agropecuario le cabe alguna responsabilidad; es por ello que se deben
desarrollar modelos agropecuarios sustentables.
LA PRODUCCIÓN AGROPECUARIA MODERNA Y SU IMPACTO
AMBIENTAL
La producción tradicional, cuyas características fueron descriptas para el caso de
Europa, hizo crisis ante un factor considerado primario como lo es el
"mercado". La sociedad ejerció una demanda creciente de productos
agropecuarios y así mismo cualificados sobre ciertos productos (carnes). Este
efecto no pudo ser correspondido por esa producción tradicional, por lo cual
se produjo un desajuste entre oferta y demanda de productos. De esta forma
y para dar respuesta parcial a ello, el productor recurrió a la compra masiva
de insumos yventa de productos, ingresando en la economía monetaria.
Se produjo entonces el llamado "primer impacto ambiental", en donde el
productor recurre a:
Mecanización
Empleo de productos químicos (fertilizantes, plaguicidas, conservantes,
etc).
Roturaciones (labranzas) improcedentes.
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Todos estos factores llevaron a la alteración del paisaje y al inicio de la
contaminación ambiental.
Por otra parte, como consecuencia de este aumento en el consumo, los precios
tendieron a elevarse y ser recurrió a la importación de productos. Todo ello
atrajo las inversiones de capital extra agrario, conformándose finalmente las
características de la agricultura y la ganadería "modernas" que provocaron el
"segundo impacto ambiental".
http://ambiental.uaslp.mx/eventos/foroconf/A.00-MEMORIACompleta.pdf
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