memoria del proyecto - Universidad de Murcia

MEMORIA DEL PROYECTO
“La asignatura Química General en las titulaciones de la Facultad de
Química en el Marco del EEES”
(Universidad de Murcia)
DE LA CONVOCATORIA PARA EL DESARROLLO DE EXPERIENCIAS
DE INNOVACIÓN EDUCATIVA EN EL CONTEXTO DE LA
CONVERGENCIA EUROPEA PARA EL CURSO 2007-2008
Albero Quinto, Isabel (Dpto. de Química Analítica)
Chicote Olalla, Mª Teresa (Dpto. Química Inorgánica)
García Collado, Joaquín (Dpto. de Química Inorgánica)
García García, Mª Soledad (Dpto. Química Analítica)
García Ruiz, Pedro Antonio (Dpto. de Química Orgánica)
Haro García, Concepción de (Dpto. de Química Inorgánica)
López Leonardo, Carmen (Dpto. de Química Orgánica)
López Martínez, Mª del Carmen (Dpto. de Química Física)
Martínez Ortiz, Francisco de Asís (Dpto. Química Física)
Palazón Espinosa, José Manuel (Química Inorgánica)
Vicente López, Consuelo (Dpto. de Química Inorgánica)
Vidal Gómez, Ángel (Dpto. de Química Orgánica)
Coordinadora. López Erroz, Carmen (Dpto. de Química Analítica)
EXCMA. SRA. DÑA. PLAR ARNAIZ SÁNCHEZ, VICERRECTORA DE
CONVERGENCIA EUROPEA.
MEMORIA DEL PROYECTO
“La asignatura Química General en las titulaciones de la Facultad de Química en el
Marco del EEES”
(Universidad de Murcia)
DE LA CONVOCATORIA PARA EL DESARROLLO DE EXPERIENCIAS DE INNOVACIÓN
EDUCATIVA EN EL CONTEXTO DE LA CONVERGENCIA EUROPEA PARA EL CURSO 20072008
1. INTRODUCCIÓN
1.1. Participantes
Albero Quinto, Isabel (Dpto. de Química Analítica)
Chicote Olalla, Mª Teresa (Dpto. Química Inorgánica)
García Collado, Joaquín (Dpto. de Química Inorgánica)
García García, Mª Soledad (Dpto. Química Analítica)
García Ruiz, Pedro Antonio (Dpto. de Química Orgánica)
Haro García, Concepción de (Dpto. de Química Inorgánica)
López Leonardo, Carmen (Dpto. de Química Orgánica)
López Martínez, Mª del Carmen (Dpto. de Química Física)
Martínez Ortiz, Francisco de Asís (Dpto. Química Física)
Palazón Espinosa, José Manuel (Química Inorgánica)
Vicente López, Consuelo (Dpto. de Química Inorgánica)
Vidal Gómez, Ángel (Dpto. de Química Orgánica)
Coordinadora. López Erroz, Carmen (Dpto. de Química Analítica)
1.2. Objeto del Proyecto
Los contenidos de Química General se imparten, actualmente, en varias titulaciones de
nuestra Universidad como: Licenciado en Biología, Licenciado en Ciencias Medioambientales,
Licenciado en Física y Diplomado en Óptica y Optometría. Además, los grupos de trabajo ANECA
que han elaborado los libros blancos de los futuros títulos de Grado en Química e Ingeniero
Químico, han estimado necesaria la inclusión de esta asignatura en los nuevos planes de
estudios. Una de las razones por las que se propone una duración de los estudios de 4 años y 240
créditos, es la necesidad de un curso de nivelación para que los alumnos superen las deficiencias
en la formación, detectadas en ellos. Es por tanto una asignatura que, con diferente extensión (nº
de créditos) según las titulaciones, va a tener una presencia relevante en varias titulaciones del
grupo de Ciencias Experimentales y Enseñanzas Técnicas.
Históricamente la docencia de esta asignatura en nuestra Universidad se ha asignado a
profesores de cuatro departamentos de Química Básica (Química Analítica, Química Física,
Química Inorgánica y Química Orgánica), de forma conjunta o por separado. Esta distribución de
la docencia ha generado, ocasionalmente, algunas críticas en el sentido de que la orientación de
la enseñanza estaba, en cierto modo, determinada por el área de conocimiento responsable de la
misma.
Por todo ello y dado que en un futuro próximo, en el proceso de convergencia con el EEES, se
va a generalizar la enseñanza de la asignatura en un buen número de titulaciones de esta
Facultad e, incluso, en algunas titulaciones que se impartirán en la Facultad de Biología; parece
conveniente que; se constituya un Equipo Docente integrado por profesores de las cuatro áreas
básicas de química y cuyo cometido sea diseñar y programar los contenidos esenciales de esta
asignatura, además de adaptar estos contenidos a los currículos de las distintas titulaciones que la
incluya, en los futuros planes de estudios, e impartir su docencia.
Objetivos del Equipo Docente, integrado por las cuatro áreas básicas de la química.
• Diseñar los contenidos esenciales de la asignatura, en función de las competencias.
• Programar las actividades de enseñanza.
• Adaptación de contenidos y actividades por titulaciones.
• Elaborar un modelo de evaluación por competencias.
• Elaborar las fichas de la materia Básica de Química en los distintos títulos de Grado de la
rama de experimentales.
• Valoración de los materiales elaborados y de los acuerdos alcanzados.
1.3. Metodología y descripción del trabajo a realizar
•
•
•
•
•
Constitución del “Equipo Docente” integrado por profesores de las cuatro áreas de
conocimiento básicas (Química Analítica, Química Física, Química Inorgánica y Química
Orgánica).
Revisión de los contenidos básicos de la asignatura “Química General”.
Estimación, en porcentaje de créditos ECTS de los bloques temáticos y de las actividades
de enseñanza por titulación.
Elaboración de un listado de actividades de enseñanza adecuados para la asignatura, en
primer curso de cualquier titulación.
Estudio de un modelo de evaluación por competencias de la asignatura.
1.4. Desarrollo cronológico del Proyecto
Una vez constituido el Grupo de Trabajo, este se reunió una vez cada dos meses, con una
duración de dos horas. En la Tabla I se recogen las fechas y un resumen de lo tratado en cada
sesión (datos extraídos de las Actas correspondientes).
TABLA I
Fecha
15-11-2007
12-01-2008
20-02-2008
04-03-2008
24-04-2008
11-07-2008
Resumen de los asuntos tratados
Constitución del Grupo de trabajo – Reparto de tareas
Presentación de los materiales elaborados para el Tema 5 (Anexo I)
Presentación de los materiales elaborados en el Tema 8 (Anexo II)
Continuación de la presentación de los materiales elaborados para el
Tema 8
Elaboración de la Ficha de la materia básica de Química para los
distintos Grados
Presentación de los materiales elaborados para el Tema 11
(Anexo III)
También se ha animado a los miembros del Grupo de Trabajo a asistir, de forma
voluntaria, a jornadas, conferencias, mesas redondas, etc.; programadas por la Universidad de
Murcia y relacionadas con el EEES, así como las programadas por la Facultad de Química y que
han sido financiadas en colaboración con el resto de Proyectos solicitados por el Centro, en esta
Convocatoria.
2. RESULTADOS Y DISCUSIÓN
2.1 Parámetros que condicionan los contenidos básicos de la
asignatura de Química General
2.1.1. Perfil de Ingreso del alumno.
Si tenemos en cuenta los contenidos de la asignatura de “Química” que se imparte en
Secundaria; establecidos en el Decreto nº 113/2002, de 13 de Septiembre (BORM de 14/07/2002);
se puede pensar que aquellos alumnos que hayan superado esta asignatura, habrán adquirido los
contenidos teóricos mínimos descritos en el Libro Blanco del Título de Grado en Química para la
materia de Química General. Pero la asignatura de “Química” en Secundaria no tiene carácter
obligatorio, además de entrar como una opción más, del bloque específico, en las pruebas de
Selectividad. Por tal motivo, podemos encontrar alumnos cuya formación en química sea completa
junto a otros, que por el contrario, su formación sea muy escasa e incluso nula. Por otro lado, la
admisión de los alumnos en un determinado Título viene condicionado solamente por haber
superado las Pruebas de Selectividad; hecho que no garantiza la posesión de un perfil adecuado
para un Título concreto.
La Facultad de Química es consciente de esta situación; por tal motivo, al Grupo de
Trabajo de este Proyecto se le planteaba tomar una difícil decisión ya que se dispone de un
tiempo que puede ser suficiente, en caso de realizar un refuerzo y unificación de contenidos; pero
resulta claramente muy escaso si se trata de formar a los alumnos, desde el principio, en los
contenidos de la química. Teniendo en cuenta lo expuesto anteriormente, se consideró
conveniente reducir al mínimo los conocimientos previos y proponer actividades, en el desarrollo
de los contenidos, de apoyo para aquellos alumnos que no hayan tenido contacto con la química.
Conocimientos previos:
• Nomenclatura y formulación química, tanto inorgánica como orgánica.
• Obtención del estado de oxidación de los elementos que constituyen las especies
químicas.
• Ajuste de reacciones químicas.
• Identificación del carácter ácido-base de compuestos habituales.
• Cálculos estequiométricos elementales.
• Manejo de logaritmos y exponenciales.
• Cálculo de derivadas e integrales sencillas.
2.1.2. Competencias Específicas (capacidades, destrezas, conocimientos).
Se consultaron las competencias específicas y transversales y los contenidos teóricos
mínimos de la materia “Química General”, recogidas en el Libro Blanco del Título de Grado en
Química; y los conocimientos, capacidades y destrezas que debe adquirir el alumno al cursar esta
materia, recogidos en la Ficha del Título de Grado en Química. Hemos considerado que se debían
tener en cuenta las capacidades y destrezas recogidas en la Ficha y que son las siguientes.
Capacidades a desarrollar
1. Nombrar y formular los compuestos químicos.
2. Resolver problemas básicos sobre determinación de fórmulas empíricas y moleculares.
3. Conocer la estructura atómica, las propiedades periódicas y los tipos de enlace químico.
4. Expresar la composición de las sustancias, mezclas y disoluciones en las unidades
estándar.
5. Fundamentos de reactividad química
6. Resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los procesos químicos.
7. Predecir, cualitativamente, el comportamiento químico de las sustancias en función de sus
propiedades. Explicar de modo comprensible, fenómenos y procesos básicos de la
Química.
8. Disponer de los conocimientos básicos suficientes, que permitan adquirir otros más
específicos de cada una de las áreas de química.
9. Disponer de conocimientos y habilidades experimentales para comenzar el trabajo en un
laboratorio químico.
10. Adquirir habilidades para trabajar en el laboratorio con seguridad.
Las capacidades a adquirir, descritas en la Ficha del Título de Grado en Química para la
asignatura de Química General, se corresponden con competencias específicas profesionales del
Libro Blanco; en las que las dos últimas, son capacidades necesarias para desarrollar un trabajo
experimental de laboratorio.
Los contenidos teóricos mínimos que un alumno debe aprender, para poder adquirir las
capacidades descritas anteriormente, se corresponden con los conocimientos disciplinares de las
Competencias Específicas, descritos en la materia de Química General del Libro Blanco y son las
siguientes.
Contenidos teóricos mínimos.
• Estructura atómica
• Tabla periódica de los elementos. Propiedades periódicas.
• Nomenclatura química: inorgánica y orgánica.
• Estequiometría.
• El enlace químico: teorías y tipos de enlace.
• Estados de agregación de la materia.
• Disoluciones.
• Fundamentos de la reactividad química.
• Termodinámica química.
• Cinética química.
• Equilibrio químico.
• Equilibrios iónicos en disolución.
• Química de los grupos funcionales orgánicos.
2.1.3. Horas de trabajo total del alumno.
La planificación se ha adaptado para la materia básica de Química del título de Grado en
Química de la Universidad de Murcia que se encuentra en el Proceso de Enmiendas, con un total
de 12 ECTS:
12 ECTS x 25 h = 300 h de trabajo total del alumno
2.2. Diseño de los contenidos básicos de la asignatura de Química
General.
Seguidamente, El Grupo de Trabajo fue concretando esos contenidos y estableciendo la
secuencia de introducción de los mismos, las actividades para el aprendizaje de los contenidos y
su distribución temporal. Los resultados se recogen en la Tabla III.
12 ECTS teóricos x 25 h = 300 h de trabajo total del alumno
Horas presenciales 40% ( 300 x 0.4 = 120 h)
(Presenciales: 40-65% clases magistrales; 20-30% problemas; 10-22% seminarios y 5-10% tutorías)
Exámenes 2x 1,5h + 2 h = 5 horas
Clases Magistrales 120 x = horas
Problemas 120 x = horas
Seminarios 120 x = horas
Tutorías 120 x = horas
Horas no presenciales 60% (300 x 0.6 = 180 h)
INTRODUCCIÓN (2 h)
Tema 1.
CLASIFICACIÓN
DE LA MATERIA
Y SU MEDIDA.
CT = 2
CPa = 2
S=1
T=0
• Organización de la asignatura y evaluación de la misma
• Introducción:
— Importancia de la Química.
— Método Científico
• Clasificación de la materia atendiendo a separaciones físicas
• Propiedades de la materia
• Medida de las propiedades de la materia. Unidades del S.I.
• Expresión numérica de la medida. Incertidumbre en las medidas
científicas. Cifras Significativa. Redondeo de resultados numéricos.
Comp.
Específicas
Comp.
Transversales
Libro
Blanco:
CE1
BLOQUE I. ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Tema 2.
ÁTOMOS Y
ELEMENTOS
CT = 3
CPa = 3
S=4
T=0
• Observaciones que condujeron a la Mecánica Cuántica
— La radiación electromagnética como movimiento
ondulatorio.
— Radiación del cuerpo negro.
— Espectros atómicos.
— Efecto Compton y efecto fotoeléctrico.
• Introducción a la Química Cuántica
— Ideas que condujeron a la mecánica cuántica
— Modelos cuánticos útiles en Química
— Diferencias principales: mecánica cuántica-mecánica
clásica
• Estructura atómica según la Mecánica Cuántica
— Ecuación de Schrödinger para átomos Hidrogenoides.
— Números cuánticos y orbitales de los electrones
— Espín del electrón. Un cuarto número cuántico.
— Interpretación y representación de los orbitales del átomo
de hidrógeno.
— Átomos multielectrónicos.
— Configuraciones electrónicas.
• Clasificación de los elementos.
— Tabla periódica
— Tamaño de los átomos y los iones
— Energía de ionización.
— Afinidad electrónica.
— Variaciones de las propiedades periódicas de los
elementos.
Libro
Blanco :
CE0.1
CE0.2
CE.36
Ficha de
Grado en
Química:
3, 6, 7 y
8
Libro
Blanco:
CTr.1
CTr.3
CTr.5
CTr.7
CTr.9
CTr.16
Tema 3.
COMPUESTOS
CT = 7
CPa = 3
S=3
T=2
Tema 4.
TERMOQUÍMICA
CT = 4
CPa = 3
S=2
T=1
• Propiedades experimentales de distintos compuestos químicos.
• Ley de las proporciones definidas. Determinación de fórmulas
empíricas y moleculares.
•Modelos de enlace químico
• Teoría de Lewis.
— Enlace covalente en moléculas sencillas.
— Polaridad de enlaces covalentes.
— Aplicación de la teoría de Lewis a especies más
complejas. Carga formal.
— Resonancia.
— Excepciones a la regla del octeto: Especies con
número impar de electrones, octetos incompletos y
octetos expandidos.
— Forma geométrica de las moléculas: Teoría RPECV.
— Polaridad de moléculas.
— Características de un enlace: orden, longitud y energía
de enlace.
• Teorías de la Mecánica Cuántica.
—Teorías de enlace de valencia y orbitales moleculares
(TEV y TOM)
• Solapamiento de orbitales atómicos.
• Hibridación de orbitales atómicos: sp3; sp2; sp;
sp3d; sp3d2. Enlaces covalentes múltiples.
• Aplicaciones de la TOM a moléculas
diatómicas homo y heteronucleares de los
elementos del primer y segundo periodo.
— Teoría de Bandas.
• Enlace en los metales
• Conductores, semiconductores y aislantes.
• Teoría del enlace iónico
• Nomenclatura de compuestos químicos.
— Diferentes formas de representar estructuras moleculares
— Compuestos inorgánicos.
— Compuestos orgánicos.
• Isomería.
• Sistema Termodinámico y alrededores de un sistema
— Tipos de Sistemas.
— Equilibrio termodinámico. Caracterización del estado de
un sistema.
— Funciones de estado: Interés de las funciones de estado.
• Energía Interna
— Energía Interna: Visión Molecular
— Energía Interna como función de estado.
— Energía Interna y principio de conservación de la energía
• Calor y trabajo: intercambio de energía entre sistemas
— Intercambio de calor. Capacidad calorífica.
— Formas de trabajo de interés químico: trabajo de
expansión.
— El trabajo y el calor transferidos dependen de la
transformación y no del estado inicial y final del sistema.
— Primer Principio de la Termodinámica.
• ¿Cuándo el calor y el trabajo transferidos pueden expresarse
como variaciones de funciones de estado?
— Condiciones de Presión constante y de Volumen constante.
— Definición de una nueva función de estado: Entalpía.
• Interés Químico de la Entalpía
— Idealización de procesos reales.
— Ley de Hess.
— Estado estándar.
— Entalpía estándar de formación y de combustión.
— Cálculo de entalpías estándar de reacción.
Libro
Blanco:
CE03
Ficha de
Grado en
Química:
1, 2, 6, 7
y8
Libro
Blanco :
Ficha de
Grado en
Química:
Libro
Blanco:
Tema 5.
ESTADOS DE LA
MATERIA
CT = 4
CPa = 3
S=2
T=0
Tema 6.
MEZCLAS
CT = 4
CPa = 3
S=2
T=0
• Estado de gas
— Gases ideales.
— Gases no ideales (reales).
— Fuerzas intermoleculares.
• Estado líquido
— Propiedades de los líquidos.
— Vaporización de los líquidos.
• Estado sólido
— Fusión, punto de fusión y calor de fusión.
— Sublimación.
• Diagrama de fases.
— Fases y transición de fases.
Libro
Blanco:
CE01
CE03
• Clasificación de las mezclas atendiendo al tamaño de las
partículas.
— Tipos de mezclas coloidales.
— Tipos de mezclas homogéneas (disoluciones verdaderas)
• Fuerzas intermoleculares en el proceso de disolución.
— Gas-gas. Gas-líquido.
— Líquido-líquido.
— Sólido-líquido.
• Cálculo de concentraciones en disolución.
— Densidades.
— Porcentaje en masa, volumen y masa/volumen.
— Partes por millón, billón y trillón.
— Fracción molar y porcentaje molar.
— Molaridad.
— Molalidad.
• Propiedades coligativas.
— Descenso de la presión de vapor. Ley de Raoult.
— Descenso del punto de congelación.
— Aumento del punto de ebullición.
— Procesos de ósmosis.
Libro
Blanco:
CE.01
Ficha de
Grado en
Química:
6, 7 y 8
Ficha de
Grado en
Química:
4, 6, 7 y
8
BLOQUE II. FUNDAMENTOS DE LA REACTIVIDAD QUÍMICA
Tema 7.
INTRODUCCIÓN
A LAS
REACCIONES
QUÍMICAS Y
VELOCIDAD DE
REACCIÓN
CT = 3
CPa = 3
S=2
T=0
• Reacción química, ecuación química, estequiometría y ley de la
conservación de la masa.
• Reactivo limitante y cálculo del rendimiento de una reacción
química
• Definición de velocidad de reacción. Orden de reacción
• Leyes de velocidad de reacción y su determinación experimental
mediante el método de las velocidades iniciales.
• Reacciones químicas de primer orden y tiempo de semirreacción.
• Temperatura y velocidad de reacción. Ecuación de Arrhenius
— Concepto de energía de activación.
— Catalizadores.
Libro
Blanco:
CE.01
CE.04
Ficha de
Grado en
Química:
2, 5, 6, 7
y8
Libro
Blanco:
CTr.1
CTr.3
CTr.5
CTr.7
CTr.9
CTr.16
Tema 8.
ESPONTANEIDAD
DE LOS
PROCESOS
QUÍMICOS
CT = 4
CPa = 3
S=2
T=1
Tema 9.
PRINCIPIOS DE
EQUILIBRIO
QUÍMICO
CT = 3
CPa = 3
S=2
T=1
• Procesos espontáneos y no espontáneos
— ¿Qué significa que un proceso sea espontáneo?
— ¿Cuándo un proceso es espontáneo? Criterio energético.
— Insuficiencia del criterio energético.
• Introducción de la entropía
— Procesos reversibles y máquinas térmicas.
— Consecuencias del ciclo de Carnot. Entropía.
— Cálculos de entropía (a temperatura constante, a presión
constante y a volumen constante).
— Entropía en un sistema aislado. Segundo Principio de la
Termodinámica.
• Sistemas no aislados.
— Consideración simultánea de un sistema y sus alrededores.
— La flecha del tiempo: la entropía del Universo aumenta
constantemente.
— Reflexiones sobre la entropía.
— Entropías absolutas. Tercer Principio de la
Termodinámica.
— Desigualdad de Clausius.
• Funciones de Energía libre
— Introducción de las Funciones de Energía Libre y criterios
de espontaneidad.
— Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones
estándar.
— Energía de Gibbs en condiciones no estándar. Uso en
reacciones químicas.
• Naturaleza y condiciones de equilibrio en procesos físicos y
químicos.
• Equilibrio en sistemas homogéneos
— Equilibrio entre gases. La constante Kp.
— Expresión de la constante de equilibrio Kc para una
determinada reacción química.
— Estados estándar.
— Relación entre Kp y Kc.
— Combinación de las expresiones de las constantes de
equilibrio. Obtención de la constante global.
• Equilibrio en sistemas heterogéneos.
— Expresión de las constantes en distintos casos.
Justificación.
• Aplicaciones de la constante de equilibrio.
— Significado del valor numérico de una constante de
equilibrio.
— El cociente de reacción química: predicción del sentido del
cambio neto.
• Modificaciones de las condiciones de equilibrio: Principio de Le
Chatelier-Braun.
— Efecto de las concentraciones.
— Efecto de la presión y el volumen.
— Efecto de la temperatura.
• Dependencia de la constante de equilibrio con la temperatura.
Ecuación de Vant’Hoff.
Libro
Blanco :
Ficha de
Grado en
Química:
Libro
Blanco:
CE.01
CE.04
Ficha de
Grado en
Química:
5, 6, 7 y
8
Libro
Blanco:
BLOQUE III. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Tema 10.
REACCIONES EN
DISOLUCIÓN
ACUOSA
CT = 5
CPa = 4
S=3
T=0
Tema 11.
INTRODUCCIÓN
A LA
REACTIVIDAD DE
LOS
COMPUESTOS
ORGÁNICOS
CT = 8
CPa = 3
S=4
T = 3.
• Naturaleza de las disoluciones acuosas. Electrolitos fuertes y
débiles.
• Reacciones ácido-base.
— Teorías ácido-base (Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis).
— Estructura molecular y carácter ácido-base.
— Autoionización del agua y escala de Ph.
— Cálculo de pH en disoluciones de:
• Ácidos y bases fuertes
• Ácidos y bases débiles.
• Ácidos polipróticos.
• Disoluciones salinas.
— Disoluciones reguladoras. Capacidad e intervalo de
regulación.
— Indicadores ácido-base.
• Reacciones de complejación.
— Constante de formación y estabilidad de complejos.
— Factores que afectan a la estabilidad de los complejos.
• Reacciones de precipitación.
— Predicción de las reacciones de precipitación.
— Constante del producto de solubilidad, Ksp.
— Relación entre solubilidad y Ksp.
— Factores que afectan a la solubilidad de los compuestos.
• Efecto del ión común.
• Efecto del pH.
• Efecto de la presencia de agentes complejantes.
• Reacciones de oxidación-reducción. Principios de electroquímica.
— Principios generales. Semirreacciones.
— Ajustes de reacciones de oxidación –reducción.
— Relación entre la química y la electricidad:
• Celdas electroquímicas.
• Leyes de la electrolisis.
• Potenciales de electrodo y potenciales normales
o estándar.
• Fuerza electromotriz
• Espontaneidad de las reacciones redox.
• Valoraciones.
• Conceptos generales.
— Ruptura de enlaces covalentes: intermedios de reacción,
estructura y estabilidad.
— Conceptos de nucleófilo y electrófilo.
— Representaciones de las transferencias electrónicas en las
reacciones orgánicas.
• Principales tipos de reacciones orgánicas: Adición, sustitución y
eliminación. Ejemplos.
Libro
Blanco:
CE.01
CE.04
Ficha de
Grado en
Química:
5, 6, 7 y
8
Libro
Blanco:
CTr.1
CTr.3
CTr.5
CTr.7
CTr.9
CTr.16
Libro
Blanco:
CE.01
CE.04
Ficha de
Grado en
Química:
5, 6, 7 y
8
CÓDIGOS
(CT. Clase Teórica; CPa. Clase Práctica de aula; S. Seminario y T. Tutoría; CE. Competencia
Específica; CTr. Competencia Transversal)
COMPETENCIAS
Libro Blanco del Grado en Química:
Competencias Específicas
CE.01. Aspectos principales de terminología química, nomenclatura, convenios y unidades.
CE.02. Variación de las propiedades características de los elementos químicos según la Tabla
Periódica.
CE.03. Características de los diferentes estados de la materia y las teorías empleadas para
describirlos.
CE.04. Tipos principales de reacción química y sus principales características asociadas.
Competencias transversales
CTr.1. Capacidad de análisis y síntesis.
CTr. 3. Comunicación oral y escrita.
CTr. 5. Conocimientos de informática relativos al ámbito de estudio.
CTr. 7. Resolución de problemas.
CTr. 9. Trabajo en equipo.
CTr. 16. Aprendizje autónomo
Ficha del Grado en Química:
(1) Nombrar y formular los compuestos químicos.
(2) Resolver problemas básicos sobre determinación de fórmulas empíricas y moleculares.
(3) Conocer la estructura atómica, las propiedades periódicas y los tipos de enlace químico.
(4) Expresar la composición de las sustancias, mezclas y disoluciones en las unidades estándar.
(5) Fundamentos de reactividad química.
(6) Resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los procesos químicos.
(7) Predecir, cualitativamente, el comportamiento químico de las sustancias en función de sus
propiedades.
(8) Explicar, de modo comprensible, fenómenos y procesos básicos de la química
Laboratorio
(9) Disponer de conocimientos y habilidades experimentales para comenzar el trabajo en un
laboratorio químico.
(10) Adquirir habilidades para trabajar en el laboratorio con seguridad.
La planificación temporal (Tabla II) recoge las horas dedicadas a cada actividad y la
estimación de los contenidos de los bloques temáticos, en porcentaje ECTS. Es
imprescindible una buena coordinación de los contenidos, de forma que los conceptos
desarrollados en temas anteriores sólo se apliquen y la introducción de conceptos en cada
nuevo tema se haga porque no hayan sido tratados anteriormente.
TABLA II
Planificación temporal (Uni: Unidad temática; CT: Clases teóricas; CPa: Clases prácticas
de aula; S: Seminario; T: Tutoría)
Uni Contenidos
INTRODUCCIÓN (4.2 %)
5
1 Clasificación de la materia y su medida (5 h)
BLOQUE I.- ESTRUCTURA DE LA MATERIA (44.1 %)
53
2 Átomos y elementos (10 h)
3 Compuestos (15 h)
4 Termoquímica (10 h)
5 Estados de la materia (9 h)
6 Mezclas (9 h)
BLOQUE II.- FUNDAMENTOS DE LA REACTIVIDAD
27
QUÍMICA (22.5 %)
7 Introducción a las reacciones químicas y velocidad de
reacción (8 h)
8 Espontaneidad de los procesos químicos (10 h)
9 Principios de equilibrio químico (9 h)
BLOQUE III. - TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
30
(25.0 %)
10 Reacciones en disolución acuosa (12 h)
11 Introducción a la reactividad de los compuestos orgánicos
(18 h)
115
EXÁMENES (4.2 %)
CT
2
2
CPa
2
2
22
3
7
4
4
4
S
1
1
15
3
3
3
3
3
10
T
0
0
13
4
3
2
2
2
9
3
0
2
1
0
0
6
2
3
3
2
0
4
3
3
3
2
2
1
1
13
5
8
7
4
3
7
3
4
3
0
3
47
33
27
8
39.1%
27.5%
22.5%
6.7%
5
120
La estimación del trabajo total del alumno se refleja en la Tabla III.
TABLA III
HORAS DE TRABAJO TOTAL DEL ALUMNO
Asignatura: QUÍMICA GENERAL
12 ECTS
Trabajo total del alumno 12 ECTS x 25 h = 300 h
Actividad
Clases teóricas
Clases prácticas de aula
Seminarios
Tutorías
Exámenes
Preparación de exámenes
(I) Horas
presenciales
47
33
27
8
115
5
120
factor
2
1
1
1
(II) Horas no
presenciales
94
33
27
8
162
18
180
Total
[(I)+(II)]
141
66
54
16
277
5
18
300
Actividades formativas con su contenido en ECTS, su metodología de enseñanzaaprendizaje y su relación con las competencias que debe adquirir el estudiante
Presentación en el aula de los conceptos y procedimientos asociados utilizando el
método de la lección: 45-65%
Actividades en el aula relativas al seguimiento individual o en grupo de adquisición
de las competencias y de los proyectos de despliegue de las mismas. Incluyen
metodología de proyectos y metodología de estudio de casos, que se desarrollarán
de forma en grupo en seminarios: 5-10%
Prácticas de laboratorio o de micro aula (ordenadores): 30-40%
Tutorías en grupo que servirán para contrastar los avances en la adquisición de
competencias: 5-10%.
2.3. Propuesta de Ficha para la materia básica de Química en los
distintos títulos de Grado
(Se muestran tres propuestas de todas las realizadas, correspondiente a una extensión de 18 ECTS, 12
ECTS y 6 ECTS y que fueron enviadas en su día a las respectivas Comisiones de Grado).
TÍTULO DE GRADO EN QUÍMICA
Materia
Química
Unidad temporal
C1 y C2 cuatrimestres (18 ECTS)
Competencias y resultados del aprendizaje que el estudiante adquiere con dicho módulo
Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de los
elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos de acuerdo con las reglas
estándares de la IUPAC y las tradicionales más comunes. Competencia para nombrar y
formular los compuestos químicos inorgánicos y orgánicos.
Tener un concepto claro de los aspectos más básicos de la Química que se relacionan con
las leyes ponderales, concepto de mol y número de Avogadro, el uso de masas atómicas y
moleculares, unidades de concentración y la estequiometría en las trasformaciones
químicas. Competencia para resolver problemas básicos relativos a la determinación de
las fórmulas de los compuestos. Competencia para expresar la composición de las
substancias químicas y de sus mezclas en las unidades estándares. Competencia para
resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los procesos químicos.
Adquisición de nuevos conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos
relativos a: la composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades
periódicas, el enlace y la estructura de las moléculas y la manera en que interaccionan para
dar lugar a los diferentes estados de agregación en los que se presenta la materia.
Tener conocimientos básicos de termodinámica y cinética química: las principales
funciones termodinámicas que controlan la espontaneidad y el equilibrio en las
transformaciones químicas; el progreso temporal de las mismas en términos de
velocidades de reacción y su dependencia con la temperatura y con la concentración de las
sustancias reaccionantes.
Conocer el significado del equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su aplicación a
los equilibrios iónicos en disolución.
Adquisición de conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los
compuestos químicos inorgánicos y orgánicos más comunes.
Disponer de conocimientos básicos que permitan la adquisición de otros más específicos,
dentro de cada una de las áreas de la química.
Competencia para explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos
relacionados con aspectos básicos de la química.
Competencia para utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material
más habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
Competencia para usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y
capacidad de adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras
más complejas.
Competencia para utilizar, bajo condiciones de seguridad, técnicas experimentales en un
laboratorio químico. Conocer las normas de seguridad básicas en un laboratorio químico.
Entender el significado de los etiquetados comerciales de los productos químicos.
Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Requisitos previos
Los propios del acceso al Título de Grado en Química.
Actividades formativas con su contenido en ECTS, su metodología de enseñanza-aprendizaje
y su relación con las competencias que debe adquirir el estudiante
Presentación en el aula de los conceptos y procedimientos asociados utilizando el método
de la lección: 40-80%
Tutorías (grupales o individuales), que servirán para contrastar los avances en la
adquisición de competencias, y evaluación continua y final: 5-10%.
Actividades en el aula relativas al seguimiento individual o grupal de adquisición de las
competencias y de los proyectos de despliegue de las mismas. Incluyen metodología de
proyectos y metodología de estudio de casos, que se desarrollarán de forma grupal en
seminarios; prácticas de laboratorio: 55-10%
Procedimiento de evaluación
Con carácter general, en la evaluación de las competencias se tenderá a ponderar de forma
proporcional los tipos de actividades formativas programadas.
Las actividades formativas de adquisición de conocimientos y procedimientos y de estudio
individual del estudiante serán evaluadas mediante pruebas específicas.
Las actividades formativas en las que los estudiantes realicen algún tipo de trabajo o
actividad de carácter grupal o individual serán evaluadas teniendo en cuenta las
competencias establecidas para la materia.
Las prácticas en laboratorio serán controladas mediante evaluación continua, ejercicios
prácticos u otras pruebas específicas.
Materia
Química
FICHA DEL TÍTULO DE GRADO EN QUÍMICA
DESGLOSE DE ASIGNATURAS
Asignatura
Cuatrimestre
ECTS
Química I
C1
6
Química II
C2
6
Operaciones Básicas de
C2
6
Laboratorio
FICHA DE ASIGNATURA
Carácter
Básico
Básico
Básico
Materia
(denominación)
Asignatura
(denominación)
ECTS
Cuatrimestre
Carácter
Química
Química I
6
C1
Básico
Competencias de la asignatura
Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de los
elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos de acuerdo con las reglas
estándares de la IUPAC y las tradicionales más comunes.
Ser capaz de resolver problemas básicos relativos a la determinación de las fórmulas de
los compuestos, expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas
en las unidades estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los
procesos químicos.
Dominar conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos relativos a:
la composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades periódicas, el
enlace y la estructura de las moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los
estados de agregación de la materia.
Tener conocimientos básicos de las principales funciones termodinámicas que controlan
la espontaneidad y el equilibrio en las transformaciones químicas; del progreso temporal
de las mismas.
Conocer el significado del equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su aplicación
a los equilibrios iónicos en disolución.
Adquisición de conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los
compuestos químicos inorgánicos y orgánicos más comunes.
Saber explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos relacionados con
aspectos básicos de la química.
Ser capaz de utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material más
habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
Ser capaz de usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad
de adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras más
complejas.
Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Disponer de conocimientos básicos para la adquisición de otros más específicos, dentro
de cada una de las áreas de la química.
Requisitos previos
Los propios del acceso al Título de Grado en Química.
Descriptores (breve resumen de contenidos)
Átomos y elementos
Compuestos
Termoquímica
Estados de la materia
Mezclas
Espontaneidad de los procesos químicos
Áreas relacionadas
(Química Analítica 25%, Química Física 25%, Química Inorgánica 25% y Química
Orgánica 25%)
Materia
(denominación)
Asignatura
(denominación)
ECTS
Cuatrimestre
Carácter
FICHA DE ASIGNATURA
Química
Química II
6
C2
Básico
Competencias de la asignatura
Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de los
elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos de acuerdo con las reglas
estándares de la IUPAC y las tradicionales más comunes.
Ser capaz de resolver problemas básicos relativos a la determinación de las fórmulas de
los compuestos, expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas
en las unidades estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los
procesos químicos.
Dominar conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos relativos a:
la composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades periódicas, el
enlace y la estructura de las moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los
estados de agregación de la materia.
Tener conocimientos básicos de las principales funciones termodinámicas que controlan
la espontaneidad y el equilibrio en las transformaciones químicas; del progreso temporal
de las mismas.
Conocer el significado del equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su aplicación
a los equilibrios iónicos en disolución.
Adquisición de conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los
compuestos químicos inorgánicos y orgánicos más comunes.
Saber explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos relacionados con
aspectos básicos de la química.
Ser capaz de utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material más
habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
Ser capaz de usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad
de adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras más
complejas.
Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Disponer de conocimientos básicos para la adquisición de otros más específicos, dentro
de cada una de las áreas de la química.
Requisitos previos
Haber asistido al 90% de las clases presenciales de la asignatura Química I
Descriptores (breve resumen de contenidos)
Introducción a las reacciones químicas.
Introducción a la cinética química.
Principios de equilibrio químico.
Reacciones en disolución acuosa.
Introducción a la reactividad de los compuestos orgánicos.
Áreas relacionadas
(Química Analítica 25%, Química Física 25%, Química Inorgánica 25% y Química
Orgánica 25%)
Materia
(denominación)
Asignatura
(denominación)
ECTS
Cuatrimestre
Carácter
FICHA DE ASIGNATURA
Química
Operaciones básicas de laboratorio
6
C1 y C2
Básico
Competencias de la asignatura
Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de los
elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos de acuerdo con las reglas
estándares de la IUPAC y las tradicionales más comunes.
Ser capaz de resolver problemas básicos relativos a la determinación de las fórmulas de
los compuestos, expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas
en las unidades estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los
procesos químicos.
Dominar conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos relativos a:
la composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades periódicas, el
enlace y la estructura de las moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los
estados de agregación de la materia.
Tener conocimientos básicos de las principales funciones termodinámicas que controlan
la espontaneidad y el equilibrio en las transformaciones químicas; del progreso temporal
de las mismas.
Conocer el significado del equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su aplicación
a los equilibrios iónicos en disolución.
Adquisición de conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los
compuestos químicos inorgánicos y orgánicos más comunes.
Saber explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos relacionados con
aspectos básicos de la química.
Ser capaz de utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material más
habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
Ser capaz de usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad
de adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras más
complejas.
Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Disponer de conocimientos básicos para la adquisición de otros más específicos, dentro
de cada una de las áreas de la química.
Requisitos previos
Los propios del acceso al Título de Grado en Química.
Descriptores (breve resumen de contenidos)
Normas esenciales de seguridad.
Peligrosidad de los productos químicos.
Material de laboratorio.
Presentación de resultados; el informe de prácticas.
Procedimientos básicos de trabajo en el laboratorio.
Reacciones Químicas (ácido-Base, complejación, precipitación y oxidación reducción).
Valoraciones ácido-base
Áreas relacionadas
(Química Analítica 25%, Química Física 25%, Química Inorgánica 25% y Química
Orgánica 25%)
TÍTULO DE GRADO EN CIENCIA Y TECNOLOGÍA DE LOS ALIMENTOS
Materia
Química
Unidad temporal
Materia
Química
DESGLOSE DE ASIGNATURAS
Asignatura
Cuatrimest
re
Química I
C1
Química II
C2
ECTS
6
6
Carácter
Básico
Básico
Competencias, capacidades y resultados del aprendizaje que el estudiante adquiere con
dicha materia
Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de los
elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos de acuerdo con las reglas
estándares de la IUPAC y las tradicionales más comunes.
Ser capaz de resolver problemas básicos relativos a la determinación de las fórmulas de
los compuestos, expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas en
las unidades estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los
procesos químicos.
Dominar conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos relativos a: la
composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades periódicas, el
enlace y la estructura de las moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los
estados de agregación de la materia.
Tener conocimientos básicos de las principales funciones termodinámicas que controlan la
espontaneidad y el equilibrio en las transformaciones químicas; del progreso temporal de
las mismas.
Conocer el significado del equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su aplicación a
los equilibrios iónicos en disolución.
Adquisición de conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los
compuestos químicos inorgánicos y orgánicos más comunes en tecnología de alimentos.
Saber explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos relacionados con
aspectos básicos de la química implicada en tecnología de alimentos.
Ser capaz de utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material más
habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
Ser capaz de usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad de
adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras más complejas.
Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Competencias que se adquiere en el desarrollo de esta materia:
Transversales de la UMU: CT1; CT3; CT4; CT6
Generales del Título:
Instrumentales: 1º CG; 2º CG; 4º CG
Sistémicas: 9º CG; 10º CG; 11º CG; 13º CG y 18º CG.
Específicas (Saber conocer): 1º CE
Requisitos previos
Los propios del acceso al Título de Grado en Ciencia y Tecnología de los Alimentos.
Asignatura
Química I
Unidad temporal
Materia
Química
Cuatrimest
re
C1
ECTS
6
Carácter
Básico
Capacidades y resultados del aprendizaje que el estudiante adquiere con dicha asignatura
Designación y formulación de los elementos y compuestos químicos inorgánicos y
orgánicos de acuerdo con las reglas estándares de la IUPAC y las tradicionales más
comunes.
Expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas en las unidades
estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los procesos químicos.
Conocer las propiedades periódicas de los átomos, el enlace y la estructura de las
moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los estados de agregación de la
materia
Conocer las funciones termodinámicas que controlan la espontaneidad y el equilibrio en
las transformaciones químicas así como el progreso temporal de las mismas.
Actividades formativas con su contenido en ECTS, su metodología de enseñanza-aprendizaje
y su relación con las competencias que debe adquirir el estudiante
Presentación en el aula de los conceptos y procedimientos asociados utilizando el método
de la lección: 45-65%
Actividades en el aula relativas al seguimiento individual o en grupo de adquisición de las
competencias y de los proyectos de despliegue de las mismas. Incluyen metodología de
proyectos y metodología de estudio de casos, que se desarrollarán de forma en grupo en
seminarios: 5-10%
Prácticas de laboratorio o de micro aula (ordenadores): 30-40%
Tutorías en grupo que servirán para contrastar los avances en la adquisición de
competencias: 5-10%.
Procedimiento de evaluación
Con carácter general, en la evaluación de las competencias se tenderá a ponderar de forma
proporcional los tipos de actividades formativas programadas.
Las actividades formativas de adquisición de conocimientos y procedimientos y de estudio
individual del estudiante serán evaluadas mediante pruebas específicas.
Las actividades formativas en las que los estudiantes realicen algún tipo de trabajo o
actividad de carácter en grupo o individual serán evaluadas teniendo en cuenta las
competencias establecidas para la materia.
Las prácticas en laboratorio serán controladas mediante evaluación continua, ejercicios
prácticos u otras pruebas específicas.
Asignatura
Química II
Unidad temporal
Materia
Química
Cuatrimest
re
C2
ECTS
6
Carácter
Básico
Capacidades y resultados del aprendizaje que el estudiante adquiere con dicha asignatura
Conocer y manejar el concepto de equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su
aplicación a los equilibrios iónicos en disolución.
Conocer fenómenos y procesos relacionados con aspectos básicos de la química implicada
en tecnología de alimentos.
Conocer Normas esenciales de seguridad.
Presentación de resultados y elaborar el informe.
Manipular los productos y el material más habitual en un laboratorio químico.
Realizar técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad de adquirir
habilidades experimentales básicas.
Actividades formativas con su contenido en ECTS, su metodología de enseñanza-aprendizaje
y su relación con las competencias que debe adquirir el estudiante
Presentación en el aula de los conceptos y procedimientos asociados utilizando el método
de la lección: 45-65%
Actividades en el aula relativas al seguimiento individual o en grupo de adquisición de las
competencias y de los proyectos de despliegue de las mismas. Incluyen metodología de
proyectos y metodología de estudio de casos, que se desarrollarán de forma en grupo en
seminarios: 5-10%
Prácticas de laboratorio o de micro aula (ordenadores): 30-40%
Tutorías en grupo que servirán para contrastar los avances en la adquisición de
competencias: 5-10%.
Procedimiento de evaluación
Con carácter general, en la evaluación de las competencias se tenderá a ponderar de forma
proporcional los tipos de actividades formativas programadas.
Las actividades formativas de adquisición de conocimientos y procedimientos y de estudio
individual del estudiante serán evaluadas mediante pruebas específicas.
Las actividades formativas en las que los estudiantes realicen algún tipo de trabajo o
actividad de carácter en grupo o individual serán evaluadas teniendo en cuenta las
competencias establecidas para la materia.
Las prácticas en laboratorio serán controladas mediante evaluación continua, ejercicios
prácticos u otras pruebas específicas.
FICHA DEL TÍTULO DE GRADO EN CIENCIA Y TECNOLOGÍA DE LOS
ALIMENTOS
DESGLOSE DE ASIGNATURAS
Materia
QUÍMICA
Asignatura
QUÍMICA I
QUÍMICA II
Cuatrimestre
C1
C2
ECTS
6
6
Carácter
Básica
Básica
FICHA DE ASIGNATURA
Materia (denominación)
Asignatura
(denominación)
ECTS
Cuatrimestre/s
Carácter
QUÍMICA
QUÍMICA I
6
C1
Básica
Competencias de la asignatura
Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de los
elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos de acuerdo con las reglas
estándares de la IUPAC y las tradicionales más comunes.
Ser capaz de resolver problemas básicos relativos a la determinación de las fórmulas de los
compuestos, expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas en las
unidades estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los procesos
químicos.
Dominar conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos relativos a: la
composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades periódicas, el
enlace y la estructura de las moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los estados
de agregación de la materia.
Tener conocimientos básicos de las principales funciones termodinámicas que controlan la
espontaneidad y el equilibrio en las transformaciones químicas; del progreso temporal de
las mismas.
Conocer el significado del equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su aplicación a
los equilibrios iónicos en disolución.
Adquisición de conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los
compuestos químicos inorgánicos y orgánicos más comunes.
Saber explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos relacionados con
aspectos básicos de la química.
Ser capaz de utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material más
habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
Ser capaz de usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad de
adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras más complejas.
Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Requisitos previos
Los propios del acceso al Título de Grado en Tecnología de Alimentos.
Descriptores (breve resumen de contenidos)
Átomos y elementos
Compuestos
Termoquímica
Estados de la materia
Mezclas
Espontaneidad de los procesos químicos.
Introducción a las reacciones químicas.
Introducción a la cinética química.
Áreas relacionadas
(Química Analítica 25%, Química Física 25%, Química Inorgánica 25% y Química Orgánica 25%)
FICHA DE ASIGNATURA
Materia
(denominación)
Asignatura
(denominación)
ECTS
Cuatrimestre/s
Carácter
QUÍMICA
QUÍMICA II
6
C2
Básica
Competencias de la asignatura
Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de los
elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos de acuerdo con las reglas
estándares de la IUPAC y las tradicionales más comunes.
Ser capaz de resolver problemas básicos relativos a la determinación de las fórmulas de los
compuestos, expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas en las
unidades estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los procesos
químicos.
Dominar conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos relativos a: la
composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades periódicas, el
enlace y la estructura de las moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los estados
de agregación de la materia.
Tener conocimientos básicos de las principales funciones termodinámicas que controlan la
espontaneidad y el equilibrio en las transformaciones químicas; del progreso temporal de
las mismas.
Conocer el significado del equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su aplicación a
los equilibrios iónicos en disolución.
Adquisición de conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los
compuestos químicos inorgánicos y orgánicos más comunes.
Saber explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos relacionados con
aspectos básicos de la química.
Ser capaz de utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material más
habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
Ser capaz de usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad de
adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras más complejas.
Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Requisitos previos
Los propios del acceso al Título de Grado en Tecnología de Alimentos.
Descriptores (breve resumen de contenidos)
Principios de equilibrio químico.
Reacciones en disolución acuosa.
Introducción a la reactividad de los compuestos orgánicos.
Operaciones básicas de Laboratorio
Normas esenciales de seguridad.
Peligrosidad de los productos químicos.
Material de laboratorio.
Presentación de resultados; el informe de prácticas.
Procedimientos básicos de trabajo en el laboratorio.
Reacciones Químicas (ácido-Base, complejación, precipitación y oxidación reducción).
Valoraciones ácido-base.
Áreas relacionadas
(Química Analítica 25%, Química Física 25%, Química Inorgánica 25% y Química Orgánica 25%)
TÍTULO DE GRADO EN CIENCIAS AMBIENTALES
Materia
Química
Unidad temporal
C1-6 ECTS
Competencias que el estudiante adquiere con dicha materia:
CM1: Dominar conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos relativos a:
la composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades periódicas,
el enlace y la estructura de las moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los
estados de agregación de la materia.
CM2: Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de
los elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos presentes en el medio
ambiente de acuerdo con las reglas estándares de la IUPAC y las tradicionales más
comunes.
CM3: Ser capaz de resolver problemas básicos relativos a la determinación de las fórmulas de
los compuestos, expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas
en las unidades estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los
procesos químicos.
CM4: Tener conocimientos básicos de las principales funciones termodinámicas que
controlan la espontaneidad y el equilibrio en las transformaciones químicas; del
progreso temporal de las mismas.
CM5: Competencia para explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos
relacionados con aspectos básicos de la química ambiental, para lo que se requiere
adquirir conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los
compuestos químicos inorgánicos y orgánicos más comunes y el significado del
equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y su aplicación a los equilibrios iónicos
en disolución.
CM6: Ser capaz de utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material más
habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
CM7: Ser capaz de usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad
de adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras más
complejas.
CM8: Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Dichas competencias se obtienen a través de los siguientes resultados del aprendizaje:
Conocimiento de las propiedades periódicas de los átomos, el enlace y la estructura de las
moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los estados de agregación de la
materia.
Designación y formulación de los elementos y compuestos químicos inorgánicos y
orgánicos de acuerdo con las reglas estándares de la IUPAC y las tradicionales más
comunes.
Expresión la composición de las substancias químicas y de sus mezclas en las unidades
estándares y resolución problemas cuantitativos sencillos relativos a los procesos
químicos.
Conocimiento de las funciones termodinámicas que controlan la espontaneidad y el
equilibrio en las transformaciones químicas así como el progreso temporal de las mismas.
Conocimiento y manejo del concepto de equilibrio químico, sus aspectos cuantitativos y
su aplicación a los equilibrios iónicos en disolución.
Conocimiento de las Normas esenciales de seguridad.
Presentación de resultados y elaboración el informe.
Manipulación los productos y el material más habitual en un laboratorio químico.
Realizar técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad de adquirir
habilidades experimentales básicas.
La adquisición de estas competencias y resultados del aprendizaje de la materia contribuye a
las siguientes:
Competencias generales:
- Universidad de Murcia : CGUM1; CGUM3; CGUM4; CGUM6
- Título: CGT1, CGT2, CGT3, CGT7, CGT9, CGT15, CGT16, CGT23, CGT24.
Competencias específicas: CET1, CET4.
Requisitos previos
Los propios del acceso al Título de Grado en Ciencias Ambientales.
Actividades formativas con su contenido en ECTS, su metodología de enseñanza-aprendizaje
y su relación con las competencias que debe adquirir el estudiante
A1: Presentación en el aula de los conceptos y procedimientos asociados utilizando el método
de la lección participativa: 55-65%
A2: Actividades en el aula relativas al seguimiento individual o en grupo de adquisición de las
competencias y de los proyectos de despliegue de las mismas. Incluyen metodología de
proyectos y metodología de estudio de casos, que se desarrollarán de forma en grupo en
seminarios: 5-10%
A3: Prácticas de laboratorio o de micro aula (ordenadores): 30-40%
A4: Tutorías en grupo que servirán para contrastar los avances en la adquisición de
competencias: 5-10%.
Estas actividades formativos se relacionan con las siguientes competencias:
A1:
○ Competencias generales:
- Universidad de Murcia: CGUM1, CGUM4.
- Título: CGT1, CGT3, CGT15, CGT23.
○ Competencias específicas: CET1.
○ Competencias de la materia: CM1, CM2, CM4, CM5
A2:
○ Competencias generales:
- Universidad de Murcia: CGUM1, CGUM3, CGUM4, CGUM6
- Título: CGT1, CGT2, CGT3, CGT7, CGT9, CGT15, CGT16, CGT23, CGT24.
○ Competencias específicas: CET1, CET4.
○ Competencias de la materia: CM1, CM2, CM3, CM4, CM5
A3:
○ Competencias generales:
- Universidad de Murcia: CGUM1, CGUM3, CGUM4, CGUM6
- Título: CGT1, CGT2, CGT3, CGT7, CGT9, CGT15, CGT16, CGT23, CGT24.
○ Competencias específicas: CET1, CET4.
○ Competencias de la materia: CM1, CM2, CM3, CM4, CM5, CM6, CM7, CM8
A4:
○ Competencias generales:
- Universidad de Murcia: CGUM1, CGUM3, CGUM4, CGUM6
- Título: CGT1, CGT2, CGT3, CGT7, CGT9, CGT15, CGT16, CGT23, CGT24.
○ Competencias específicas: CET1, CET4.
○ Competencias de la materia: CM1, CM2, CM3, CM4, CM5.
Procedimiento de evaluación
Evaluación continua de las actividades formativas propuestas, basada en:
(Con carácter general, en la evaluación de las competencias se tenderá a ponderar de forma
proporcional los tipos de actividades formativas programadas)
A1: Exámenes escritos teórico/prácticos de los bloques temáticos tratados en clase, donde se
evaluará tanto la asimilación como la expresión de los conocimientos adquiridos (5565%)
A2: Las actividades formativas en las que los estudiantes realicen algún tipo de trabajo o
actividad de carácter grupal o individual serán evaluadas teniendo en cuenta las
competencias establecidas para la materia. (5-10%)
A3: Las prácticas en laboratorio serán controladas mediante ejercicios prácticos u otras
pruebas específicas. (30-40%)
FICHA DEL TÍTULO DE GRADO EN CIENCIAS AMBIENTALES
FICHA DE ASIGNATURA
QUÍMICA
QUÍMICA
6
1
Obligatoria
Competencias de la asignatura
Dominar conceptos básicos y reforzamiento de los previamente adquiridos relativos a:
la composición de la materia, la estructura de los átomos, sus propiedades periódicas, el
enlace y la estructura de las moléculas y las fuerzas de cohesión que dan lugar a los
estados de agregación de la materia.
Materia (denominación)
Asignatura (denominación)
ECTS
Cuatrimestre/s
Carácter
•
•
Conocer y saber usar el lenguaje químico, relativo a la designación y formulación de los
elementos y compuestos químicos inorgánicos y orgánicos presentes en el medio
ambiente de acuerdo con las reglas estándares de la IUPAC y las tradicionales más
comunes.
•
Ser capaz de resolver problemas básicos relativos a la determinación de las fórmulas de
los compuestos, expresar la composición de las substancias químicas y de sus mezclas
en las unidades estándares y resolver problemas cuantitativos sencillos relativos a los
procesos químicos.
•
Tener conocimientos básicos de las principales funciones termodinámicas que controlan
la espontaneidad y el equilibrio en las transformaciones químicas; del progreso temporal
de las mismas.
•
Competencia para explicar y prever de manera razonada fenómenos y procesos
relacionados con aspectos básicos de la química ambiental, para lo que se requiere
adquirir conocimientos básicos relativos a la estructura y reactividad de los compuestos
químicos inorgánicos y orgánicos más comunes y el significado del equilibrio químico,
sus aspectos cuantitativos y su aplicación a los equilibrios iónicos en disolución.
•
Ser capaz de utilizar correctamente y de forma segura los productos y el material más
habitual en un laboratorio químico, siendo consciente de sus características más
importantes incluyendo su peligrosidad.
•
Ser capaz de usar las técnicas básicas habituales en un laboratorio químico y capacidad
de adquirir habilidades experimentales básicas que le permitan asimilar otras más
complejas.
•
Adquirir hábitos respetuosos con el medio ambiente y concienciar sobre la correcta
manipulación de los residuos generados en un laboratorio químico.
Requisitos previos
Los propios del acceso al Título de Grado en Ciencias Ambientales.
Descriptores (breve resumen de contenidos)
Átomos, elementos y compuestos. Termoquímica. Estados de la materia. Mezclas.
Espontaneidad de los procesos químicos. Introducción a las reacciones químicas y principios
de equilibrio químico. Introducción a la reactividad de los compuestos orgánicos.
Operaciones básicas de Laboratorio: Normas esenciales de seguridad. Peligrosidad de los
productos químicos. Material de laboratorio. Presentación de resultados; el informe de
prácticas. Procedimientos básicos de trabajo en el laboratorio. Valoraciones.
Áreas relacionadas
QUÍMICA ANALÍTICA (25%), QUÍMICA ORGÁNICA (25%), QUÍMICA INORGÁNICA
(25%) Y QUÍMICA FÍSICA (25%)
3. CONCLUSIONES
En los debates mantenidos en las sesiones de trabajo consideramos que la puesta
en marcha de los nuevos planes de estudio, pueden verse altamente beneficiados si en el
proceso de implantación se tiene en cuenta:
•
•
Establecer un “Equipo Docente” por cada materia; cuyos cometidos sean:
o Determinar los contenidos y su secuenciación, según las directrices del título
al que corresponda dicha materia.
o Diseñar las actividades de aprendizaje, en función de las competencias
establecidas para esa materia.
o Efectuar la planificación temporal de los contenidos y actividades, en función
de los ECTS asignados.
o Corregir las deficiencias de la Programación, con respecto a la materia y con
respecto al resto de materias de ese título.
o Elaborar la Guía de la asignatura y la Guía de los distintos temas.
o Impartir la materia.
o Analizar e informar de los resultados obtenidos.
Establecer mecanismos y medios que aseguren un buen funcionamiento de los
“Equipos Docentes”.
Respecto a la materia básica de: “Química”.
•
•
El “Equipo Docente” formado para la materia básica de Química debe:
o Estar integrado por profesores pertenecientes a las cuatro áreas de
conocimiento básicas (Química Analítica, Química Física, Química
Inorgánica y Química Orgánica)
o Ser responsable de la programación, organización y docencia de toda
aquella materia, en otros títulos, cuyos contenidos específicos se
correspondan con las contenidos de Química General.
Es recomendable disponer de un texto de consulta de Química General, al margen
de los materiales docentes elaborados por los profesores.
4. BIBLIOGRAFÍA
Legislación
•
•
•
Libro Blanco del Título de Grado en Química. Elaborado por la red de Química.
Propuesta de Directrices Generales Propias de los Estudios de Grado. Borradores de
las Fichas del Título de Grado en Química y del Título de Grado en Biología.
Decreto nº 113/2002, de 13 de septiembre, por el que se establece el currículo de
Bachillerato en la Comunidad Autónoma de la Región de Murcia. (BORM, 14/09/2002).
Química general
•
•
•
•
•
American Chemical Socyety.: “Química. Un proyecto de la ACS”. Ed Reverté, S.A.;
Barcelona, 2005.
Brown, T.L.; Le May, H.E. y Bursten, B.E.: “Química, la ciencia central”. 3ª Ed.
Española, Prentice hall Hispanoamericana, S.A.; Méjico, 1998.
Petrucci, R.H.; Harwood, S.W.; Herring, F.G.: “Química General. Enlace químico y
estructura de la materia”. 8ª ed. Volumen I, Pearson Educación, S.A., Madrid, 2003.
Petrucci, R.H.; Harwood, S.W.; Herring, F.G.: “Química General. Reactividad química.
Compuestos inorgánicos y orgánicos”. 8ª ed. Volumen II, Pearson Educación, S.A.,
Madrid, 2003.
Reboiras, M.D.: “Química. La ciencia básica”. International Thomson Editores Spain.
Paraninfo, S.A.; Madrid, 2006.
Otros
•
•
•
CD-divulgativo “La importancia de la Industria Química” FEIQ.
Pinto Cañón, G.; Chávez Flores, A.; Liu Yunqi y Jianing Xu. “Estrategias educativas
centradas en los alumnos para el aprendizaje de química en niveles universitarios”.
Anales de la Real Sociedad Española de Química37-43, 2005.
De Miguel Díaz, M.: “Metodologías de enseñanza y aprendizaje para el desarrollo de
competencias”. Alianza Editorial; 2006.
5. JUSTIFICACIÓN DEL GASTO
Dotación inicial
Fecha
30-12-07
Concepto
Dotación
4 usb (3 GB)
Fotocopias
Debe (€)
101,62
438,62
Haber (€)
502,00
438,38
000,00
Ampliación
Fecha
10-09-08
Concepto
Dotación
Portátil (sony vaio - VGNCR42Z/R)
Debe (€)
1.500,00
Haber (€)
1.500,00
000,00
ANEXO I
GUÍA DE LA UNIDAD DOCENTE 5
CLASES DE TEORÍA
CLASES PRÁCTICA DE AULA 1
CLASES PRÁCTICA DE AULA 2
SEMINARIO 1
ANEXO I – GUÍA DE LA UNIDAD DOCENTE 5
UNIVERSIDAD DE MURCIA
FACULTAD DE QUÍMICA
GRADUADO EN QUÍMICA
Tema -5-: ---Mezclas ---------------------------------
GUÍA UNIDAD DIDÁCTICA
ASIGNATURA: Química General..........
DISTRIBUCIÓN
Clases de teoría:1
Clases de problemas: 2
Seminario: 1
Tutorías: 0
Taller:
Otras:
Semana L M X J V
4
5
6
7
* Adaptar al caso concreto
COMPETENCIAS: Para cada competencia se indica el nivel (Básico, Medio o Superior)
con que será desarrollada.
Competencias específicas
• CONOCIMIENTOS DISCIPLINARES
CE.01--.
• COMPETENCIAS PROFESIONALES
CE.01--.
• COMPETENCIAS ACADÉMICAS
•
•
CE.01--.
Competencias transversales Ficha de Grado en Química: 4, 6, 7, y 8.
• INSTRUMENTALES
--.
• PERSONALES
--.
• SISTÉMICAS
--.
CONOCIMIENTOS PREVIOS
•
Ficha de Grado en Química: 4, 6, 7 y 8.
OBJETIVOS (Opcional) plantear
CLASES DE TEORÍA
CLASE DE TEORÍA 1. CT 1.ppt
CLASES DE PROBLEMAS
CLASES DE PROBLEMAS : Ca 1.doc
CPa 2.doc
:
SEMINARIO
S 1.doc
OTRAS ACTIVIDADES
BIBLIOGRAFÍA Y RECURSOS EN RED ESPECÍFICOS
•
Tema 14. Las disoluciones y sus propiedades físicas. Petrucci, Química General, 8ª
Ed
•
•
•
http://cwx.prenhall.com/petrucci/chapter14/deluxe.html
http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/14.html
http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/power_point/Ch14.ppt
EVALUACIÓN
• Evaluación por problemas y cuestiones
•
ANEXO I – CLASES DE TEORÍA
TEMA 5. MEZCLAS
CT = 1
CPa = 2
S=1
T=0
• 1. Clasificación de las mezclas atendiendo al tamaño de las
partículas.
— Tipos de mezclas coloidales.
— Tipos de mezclas homogéneas (disoluciones verdaderas).
• 2. Fuerzas intermoleculares en el proceso de disolución.
— Gas-gas. Gas-líquido.
— Líquido-líquido.
— Sólido-líquido.
• 3. Cálculo de concentraciones en disolución.
—
—
—
—
—
—
Densidades.
Porcentaje en masa, volumen y masa/volumen.
Partes por millón, billón y trillón.
Fracción molar y porcentaje molar.
Molaridad.
Molalidad.
• 4. Propiedades coligativas.
—
—
—
—
1.
Descenso de la presión de vapor. Ley de Raoult.
Descenso del punto de congelación.
Aumento del punto de ebullición.
Procesos de ósmosis.
Clasificación de las mezclas atendiendo al tamaño de
las partículas.
1.1. Tipos de mezclas coloidales
Se define disolución como una mezcla homogénea en la que no existe sedimentación y
en la que las partículas de soluto se encuentran en un estado molecular o iónico (< 1nm).
Esto representa un caso extremo de mezclas. El otro extremo lo constituyen las
suspensiones, mezclas claramente heterogéneas en las que las partículas de soluto (>1000
nm) se separan de inmediato del disolvente después de mezclarlas; por ejemplo, cuando se
mezcla agua con un puñado de arena.
Los coloides o mezclas coloidales son un caso intermedio de mezcla en el que las
partículas de soluto (1 – 1000 nm) se encuentran suspendidas en el disolvente. Las
partículas de soluto son lo suficientemente pequeñas como para que no haya sedimentación
pero lo sufientemente grandes para conseguir que la mezcla sea turbia (en muchos casos
opaca).
Un método para determinar si una mezcla es una disolución verdadera o coloidal se
ilustra en la Figura 21.
FIGURA 21
El efecto Tyndall
El haz luminoso no es visible cuando pasa a
través de una verdadera disolución
(izquierda), pero sí se ve cuando pasa a
través de una dispersión coloidal de
Fe2O3(derecha)
¿Qué mantiene suspendidas a las partículas de SiO2 en la
sílice coloidal? El factor más importante es que las
superficies de las partículas adsorben, o se mantienen
unidas a iones procedentes de la disolución, y
preferentemente adsorben un tipo de iones en lugar de
otros. En el caso de SiO2 los iones adsorbidos
preferentemente son los OH-, y como consecuencia, las
partículas adquieren una carga neta negativa. Al adquirir
cargas de igual signo, las partículas se repelen entre sí.
Estas repulsiones mutuas vencen la fuerza de la gravedad,
y las partículas permanecen en suspensión
indefinidamente. La Figura 14.22 representa la superficie
de una partícula coloidal de sílice.
En la Tabla 14.4 se recogen algunos coloides comunes y como indicó Wilder Bancroft…
..la química coloidal es esencial para cualquiera que desee comprender… los aceites, grasas,
jabones,..pegamento, almidón, adhesivos, pinturas, barnices, lacas,..nata, mantequilla,
queso,....la química coloidal es la química de la vida.
1.2 Tipos de mezcla homogéneas (disoluciones)
Una mezcla es homogénea si su composición y propiedades son uniformes, y es una
mezcla porque contiene dos o más substancias en proporciones que pueden variarse. El
disolvente es el componente que está presente en mayor cantidad o que determina el
estado de la materia en la que existe una disolución. Los otros componentes de la
disolución, denominados solutos, se dice que están disueltos en el disolvente.
La Tabla 1 incluye algunas disoluciones frecuentes.
2. Fuerzas intermoleculares en el proceso de disolución
En este apartado nos centraremos en el comportamiento de las moléculas en disolución,
específicamente en las fuerzas intermoleculares y su contribución a la energía requerida
para el proceso de disolución.
Entalpía de disolución
¿Por qué algunos procesos de disolución son exotérmicos y otros son endotérmicos?
Pensemos en la ∆Hsol como un proceso de tres etapas:
(a)disolvente puro
moléculas de disolvente separadas
∆Ha>0
moléculas de soluto separadas
∆Hb>0
(b)soluto puro
(c) moléculas de disolv. y soluto
disolución
∆Hc <0
separadas
disolvente puro + soluto puro
disolución
∆Ha + ∆Hb + ∆Hc = ∆Hsol
La entalpía de la disolución es la suma de las tres variaciones de entalpía, y
dependiendo de sus valores relativos, ∆Hsol , será positivo (endotérmico) o
negativo (exotérmico).
Figura 2 Diagrama entálpico de la formación de una disolución
El proceso de disolución es endotérmico (flecha azul), exotérmico (flecha roja) o tiene
∆H sol = 0 (flecha negra), dependiendo de la magnitud del cambio de entalpía de la
etapa.
Fuerzas intermoleculares en mezclas
La magnitud y el signo de ∆Hsol dependen de los valores de los tres términos ∆Ha, ∆Hb ,y
∆Hc . Estos, a su vez, dependen de las intensidades de los tres tipos de fuerzas
intermoleculares representadas en la Figura 14.3.
FIGURA 3
Las fuerzas intermoleculares de atracción representadas
aquí mediante resortes tienen lugar entre: (1) moléculas
de disolvente A (amarillo), (2) moléculas de soluto B
(rojo), y (3) moléculas de disolvente A y de soluto B
(naranja).
En el siguiente tratamiento se describen 4 posibilidades para las intensidades relativas de
estas fuerzas intermoleculares.
1. Si todas las fuerzas intermoleculares de atracción son del mismo tipo y de la misma
intensidad, las moléculas de soluto y de disolvente se mezclan al azar y se obtiene una
mezcla homogénea o disolución. A estas disoluciones se las denominan disoluciones
ideales, y ∆H sol = 0. Muchas mezclas de hidrocarburos líquidos se ajustan mucho a
esta descripción (ver Figura 14.4)
FIGURA 4
(a) benceno (C6H6) y (b) tolueno (C6H5-CH3)
con estructuras moleculares semejantes tienen
fuerzas intermoleculares parecidas.
2. Si las fuerzas de atracción entre moléculas diferentes exceden a las que tienen lugar
entre moléculas iguales, también se forma una disolución, pero estas disoluciones son
no ideales. Ahora el proceso de disolución es exotérmico (∆H sol < 0). Como sugiere la
Figura 5 las disoluciones de acetona y cloroformo se ajustan a este tipo.
FIGURA 5
El enlace de hidrógeno entre moléculas de CHCl3,
cloroformo, y (CH3)2CO,acetona, produce fuerzas de
atracción entre moléculas diferentes que superan a las
que existen entre las moléculas iguales.
3. Si las fuerzas de atracción entre las moléculas de soluto y disolvente son algo más
débiles que entre moléculas del mismo tipo, se produce la mezcla completa, pero la
disolución que se forma es no ideal y el proceso de disolución es endotérmico (∆H
sol > 0).Este tipo de comportamiento se observa en mezclas de disulfuro de carbono
(CS2), un líquido no polar, y acetona, un líquido polar.
4. Finalmente, si las fuerzas de atracción entre moléculas diferentes son mucho más
débiles que entre moléculas semejantes, los compuestos permanecen segregados en
una mezcla heterogénea. Por ejemplo, en una mezcla de agua y octano, las
moléculas de octano no polares no son capaces no son capaces de vencer los enlaces de
hidrógeno de las moléculas de agua, y los dos líquidos no se mezclan.
Formación de disoluciones iónicas
FIGURA 6
Disolución de un cristal iónico en agua.
Los factores clave en el proceso de disolución
son la formación de agregados de los dipolos de
agua alrededor de la superficie del cristal iónico,
y la formación de iones hidratados en la
disolución.
Puede utilizarse un proceso hipotético de tres etapas para describir la disolución de un
sólido iónico. L a energía necesaria para disociar un mol de un sólido iónico en iones
gaseosos separados, proceso endotérmico, tiene el mismo valor que la energía de red,
cambiado de signo. Se libera energía en las dos etapas siguientes, hidratación de los
cationes y aniones gaseosos. La entalpía de disolución es la suma de estos tres valores de
∆H, descritos a continuación para el NaCl.
NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g)
∆Hred > 0
Na+(g) + H2O(l) → Na+(aq)
∆Hhidratación < 0
Cl-(g)
∆Hhidratación< 0
+ H2O(l) →
NaCl(s)
Cl-(aq)
Na+(aq) + Cl-(aq) ∆Hsol = ∆H1+ ∆H2 + ∆H3~+5kJ/mol
La disolución de cloruro de sodio en agua es endotérmica. ¿Porqué se disuelve en agua si el
proceso es endotérmico?. Es necesario para poder responder a esta pregunta tomar en
consideración dos factores. Un factor es la entalpía y el otro es la entropía, se refiere a la
tendencia de las partículas microscópicas a dispersarse en el espacio disponible.
Formación de la disolución y equilibrio
En el apartado anterior se describió lo que sucede a nivel molecular o microscópico cuando
se forman disoluciones. Ahora vamos a describir la formación de la disolución a nivel
¨macroscópico¨.
La Figura 7 sugiere lo que sucede cuando se mezclan un soluto sólido y un disolvente
líquido. Al principio sólo tiene lugar la disolución, pero pronto llega a ser cada vez más
importante el proceso inverso de cristalización, y algunos átomos, iones, o moléculas
disueltos vuelven al estado no disuelto. Cuando
la disolución y la cristalización tienen lugar a la misma velocidad, la disolución se
encuentra en un estado de equilibrio dinámico. La cantidad de soluto disuelto permanece
constante con el tiempo, y la disolución se dice que es una disolución saturada. La
concentración de la disolución saturada se denomina solubilidad del soluto en el
disolvente dado.
Figura 7. Formación de una disolución saturada
La longitud de las flechas representa la velocidad de disolución ( ) y la
velocidad de cristalización (
). (a) Al principio, cuando el soluto se coloca en el
disolvente sólo tiene lugar la disolución. (b) Después, la velocidad de
cristalización llega a ser significativa. (c) La disolución llega a ser saturada
cuando se igualan las velocidades de disolución y de cristalización.
La solubilidad varía con la temperatura y se denomina curva de solubilidad a una gráfica
solubilidad-temperatura. La Figura 8 muestra algunas curvas de solubilidad.
FIGURA 8. Solubilidad en
agua de algunas sales en
función de la temperatura.
Las solubilidades vienen
expresadas en gramos de soluto
por 100 g de H2O. Para cada
curva de solubilidad, como se
muestra para el KClO4, los
puntos sobre la curva (S)
representan disoluciones
saturadas. Por encima de la
curva (1) corresponden a
disoluciones sobresaturadas y
por debajo de la curva (2, a
disoluciones no saturadas.
Si al preparar una disolución se parte de menos soluto del que estaría presente en una
disolución saturada, el soluto se disuelve completamente, y la disolución es no saturada.
Por otra parte, supongamos que se prepara una disolución saturada a una temperatura y
después cambiamos la temperatura hasta un valor para el que la solubilidad es menor.
Normalmente el exceso de soluto cristaliza desde la disolución, pero ocasionalmente todo
el soluto puede permanecer en la disolución. Como la cantidad de soluto es mayor que en
una disolución saturada, se dice que es una disolución sobresaturada. Una disolución
sobresaturada es inestable, y si se agregan unos pocos cristales de soluto para servir
como partículas sobre las que puede tener lugar la cristalización, el exceso de soluto
cristaliza.
La solubilidad en función de la temperatura
Como observación general, la solubilidad de las substancias iónicas aumenta al aumentar
la temperatura en el 95 por ciento de ellas. Las excepciones a esta generalización
pueden encontrarse entre compuestos que contienen los aniones SO32-, SO42- , AsO42-, y
PO43-.
Solubilidad de los gases
Efecto de la temperatura
Las solubilidades de la mayoría de los gases en agua disminuyen al aumentar la
temperatura. Esto es cierto, por ejemplo, para el N2(g) y O2(g), los componentes
mayoritarios del aire, y la del mismo aire (ver Figura 10)
FIGURA 10. Efecto de la temperatura sobre
la solubilidad de los gases.
El aire disuelto en agua se desprende a medida que
se calienta el agua, incluso a temperaturas muy por
debajo del punto de ebullición.
Este hecho ayuda a explicar porqué muchas especies
de peces sólo pueden sobrevivir en agua fría. En
agua templada no hay suficiente aire (oxígeno)
disuelto para mantenerlos vivos.
Para disoluciones de gases en disolventes orgánicos,
la situación a menudo es la inversa; esto es, los gases
pueden ser más solubles a temperaturas más altas.
Efecto de la presión
La presión afecta a la solubilidad de un gas en un líquido mucho más que la
temperatura. El químico inglés William Henry (1775-1836) encontró que la solubilidad
de un gas aumenta a medida que la presión del gas aumenta. Una expresión matemática
de la ley de Henry es
C = k Pgas
Ecuación 2
En esta ecuación, C representa la solubilidad de un gas en un
disolvente determinado, Pgas es la presión parcial del gas sobre
la disolución, y k es una constante de proporcionalidad.
Para evaluar la constante de proporcionalidad k es necesario
tener una medida de la solubilidad del gas a una presión y
temperatura conocidas. Por ejemplo, la solubilidad en agua del
N2(g) a 0° Cy 1 atm de presión es 23,54 mL de N2 por litro. La
constante de la ley de Henry, k, es
C
k=
Pgas
23.54 mL
=
1.00 atm
= 23.54 ml N2/atm
Supongamos que queremos aumentar la solubilidad del N2(g)
hasta un valor de 100 mL de N2 por litro. La ecuación 2 sugiere
que para lograrlo se puede aumentar la presión de N2(g) sobre
la disolución. Esto es,
100 mL
C
Pgas =
=
k
= 4.25 atm
23.54 ml N2/atm
Presión de vapor de las disoluciones
Para comprender el proceso de la destilación (separación de líquidos volátiles de una
mezcla), se necesita tener alguna información sobre las presiones de vapor de las
disoluciones.
Para simplificar la discusión, se considerarán sólo disoluciones que
contienen dos componentes, un disolvente A y un soluto B. En la
década de 1880 el químico francés F.M. Raoult encontró que un
soluto disuelto disminuye la presión de vapor del disolvente. La
ley de Raoult establece que la presión parcial ejercida por el
vapor del disolvente sobre una disolución ideal, PA, es el producto
de la fracción molar del disolvente en la disolución, xA, y la presión
del disolvente puro a la temperatura dada, PA° .
PA = χA PA°
3.
Ecuación 3
Cálculo de concentraciones en disolución.
Para describir por completo una disolución, necesitamos conocer su concentración, una
medida de la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente (o de
disolución). A continuación se describen varios métodos para expresar la concentración.
Molaridad. Es el número de moles de soluto contenidos en un litro de disolución. Se
simboliza por la letra M. Donde n: es el número de moles de soluto y V es el volumen,
expresado en litros de disolución. En la segunda igualdad, m(s) es el número de gramos de
soluto y M (peso molecular). La molaridad tiene unidades de mol/litro.
M=
número de moles de soluto
=
n(s)
=
m(s)/Peso Molecular
V(litros)
V
volumen de disolución (litros)
Molalidad. Es el número de moles de soluto contenidos en cada kilogramo de disolvente.
Se simboliza con la letra m.
Donde n es el número de moles de soluto y m(d) es el número de Kg de disolvente en los
que están contenidos. Así, una disolución constituida por 36,5 g de HCl y 1000 g de H2O es
1 molal; se expresa por 1m.
m=
número de moles de soluto
=
n(s)
=
m(disolv)
masa en kg de disolvente
m(s)/M
m(disolv)
Normalidad. Es el número de equivalentes-gramo de soluto contenidos en 1 litro de
disolución.
N=
nº equiv-gr(s)
V
=
m(s)/equiv-g(Peso equiv)
V
=
m(s)/M/val
V
El equivalente, llamado también equivalente-gramo o Peso equivalente, depende de la
reacción que experimenta. Se calcula así:
1.
Si es un ácido, se divide su masa molecular entre el nº de hidrógenos ácidos, o iones
H+, que sustituye o neutraliza. Así, el equivalente-gramo del ácido H2SO4 es 98/2= 49 g
de ácido; el equivalente-gramo del HCl es 36,5/1 = 36,5 g.
2. Si es una base, se divide su masa molecular entre el nº de iones OH- que sustituye o
neutraliza. Así, el equivalente-gramo de Ca(OH)2 es 74/2 = 37 g de dicha base; el
equivalente-gramo del NaOH es 40/1 = 40 g.
3. Si es una sal, se divide la masa molecular entre el producto del nº de átomos de metal
por su nº de oxidación. Así, el equivalente-gramo del CaCl2 son 110/1x2 = 55 g.
Si va a intervenir en una reacción redox, se divide su masa molecular entre el nº de
electrones que va a ganar o perder la reacción.
Relación entre molaridad y normalidad. De las expresiones de normalidad se puede
concluir que están relacionadas según la expresión:
N = M x valencia
Gramos/litro. Es el número de gramos de soluto por litro de disolución. Su símbolo es
g/l.
g/l =
m(s)
V
Porcentaje en masa o riqueza. Es el número de gramos de soluto disueltos en 100 g de
disolución. Se simboliza con el signo %.
Así, una disolución acuosa de ácido H2SO4 al 10% contiene 10 g de ácido por cada 100 g de
disolución.
% masa =
m(s)
m(s) + m(d)
x 100 =
m(s)
m(disolución)
x 100
Porcentaje en volumen. Una disolución de metanol en agua que contiene el 25,0 por
ciento en volumen de CH3OH. Esta disolución se prepara disolviendo 25,0 ml de CH3OH(l)
en 100,0 ml de disolución acuosa.
Porcentaje en masa/volumen. Otra posibilidad es expresar la masa de soluto y el
volumen de la disolución. Una disolución acuosa que contiene 0,9 g de NaCl en 100,0 ml de
disolución se dice que es del 0,9 por ciento (masa/volumen) de NaCl. El porcentaje
masa/volumen se utiliza mucho en medicina y farmacia.
Partes por millón, partes por billón y partes por trillón. Una disolución que tenga 1
mg/L de disolución es lo mismo que 0,001 g de soluto/1000 g de disolución, que es lo
mismo que 1 g de soluto/1 000 000 g de disolución. A esta concentración se conoce como
1 ppm, o como 1 parte por millón.
ppm:
parte por millón
(µg/g, mg/L)
ppb:
parte por billón
(ng/g, µg/L)
ppt:
parte por trillón
(pg/g, ng/L)
4. Propiedades coligativas en disoluciones no electrolíticas
Muchas de las propiedades importantes de las disoluciones dependen del número de
partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Estas
propiedades se denominan propiedades coligativas, esto es, todas ellas dependen del
número de partículas de soluto presentes, independientemente de que estas partículas
sean átomos, iones o moléculas.
Las propiedades coligativas son la disminución de la presión de vapor, la elevación del
punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica.
Para el estudio de las propiedades coligativas de las disoluciones no electrolíticas es
importante tener en cuenta que se está hablando de disoluciones relativamente diluídas,
de concentraciones ≤ 0,2M.
Descenso de la presión de vapor. Ley de Raoult.
Si un soluto es no volátil (no tiene presión de vapor medible) la presión de vapor
de su disolución siempre es menor que la del disolvente puro. Así que la relación
entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del disolvente
depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación viene dada por
la ley de Raoult, que establece
la presión parcial de un disolvente sobre una disolución, P1, está dada por la presión del
disolvente puro, P1° , multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución, X1:
P1 = X1 P1o
En una disolución que sólo contenga un soluto, X1 = 1 – X2, donde X2 es la fracción
molar del soluto. Por tanto, la ecuación anterior se puede rescribir como:
P1 = X1 P1o = (1- X2)P1o ;
P1o – P1 = ∆P = X2 P1o
Se ve que la disminución en la presión de vapor, ∆P, es directamente proporcional a la
concentración del soluto presente (medida en fracción molar).
Aumento del punto de ebullición
En virtud de que la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de una
disolución, debe afectar también el punto de ebullición de la misma. El punto de ebullición
de una disolución es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala la presión
atmosférica externa. La elevación del punto de ebullición, ∆Te, se define como
∆Te = Te – Teo
donde Te es el punto de ebullición de la disolución y Teo es el punto de ebullición del
disolvente puro. Como ∆Te es proporcional a la disminución de la presión de vapor, también
es proporcional a la concentración (molalidad) de la disolución. Esto es:
∆Te & m
∆Te = Ke m
donde m es la concentración molal el soluto y Ke es la constante de proporcionalidad. Esta
última se denomina constante molal de elevación del punto de ebullición; sus unidades son
°C/m = °C. kg/mol. La Tabla 2 contiene una lista de valores de Ke de varios disolventes
comunes. Usando la constante de elevación del punto de ebullición del agua y la ecuación
anterior se puede ver que si la molalidad m de una disolución acuosa es 1,00 su punto de
ebullición será 100,52 °C.
TABLA 2. Constantes molales de elevación del punto de ebullición y de
disminución del punto de congelación de varios líquidos comunes
Disolvente
Pto de f.
(°C)
Kf
(°°C/m)
Agua
Benceno
Etanol
Ácido acético
Ciclohexano
0
5,5
-117,3
16,6
6,6
1,86
5,12
1,99
3,90
20,0
Pto de eb.
(°C)
100
80,1
78,4
117,9
80,7
Kb
(°°C/m)
0,52
2,53
1,22
2,93
2,79
Descenso del punto de congelación
Un observador cuidadoso que viva en un clima frío sabe
de la existencia del descenso del punto de congelación.
El hielo de carreteras congeladas se derrite cuando se
espolvorea con sales como NaCl o CaCl2. Este método
de deshielo da resultado porque desciende el punto de
congelación del agua.
El descenso del punto de congelación, se define como:
∆Tf = Tf0 – Tf
donde Tfo es el punto de congelación de congelación del
disolvente puro y Tf es el punto de congelación de la
disolución. De nuevo, ∆Tf, es proporcional a la
concentración de la disolución:
∆Tf = & m (Ecuación 5)
∆Tf = Kf m
donde m es la concentración del soluto en unidades de
molalidad y Kf es la constante molal del descenso del
punto de congelación. Al igual que para Ke, las unidades
de Kf son °C/m = °C. kg/mol.
Presión osmótica
En la figura siguiente se muestra el fenómeno de la presión osmótica.
El compartimiento de la izquierda del
aparato contiene el disolvente puro; el
compartimiento de la derecha contiene
una disolución. Los dos compartimientos
están separados por una membrana
semipermeable, que permite el paso de las moléculas del disolvente pero impide el paso de
las moléculas de soluto. Al principio, los niveles de agua en los dos tubos son iguales (ver Fig.,
a). Después de algún tiempo, el nivel del tubo de la derecha empieza a elevarse; esto
continúa hasta que se alcanza el equilibrio. El movimiento neto de moléculas de disolvente, ya
sea a partir del disolvente puro o de una disolución diluida hacia una concentrada, se
denomina ósmosis. La presión osmótica (π
π) de una disolución es la presión que se
requiere para detener la ósmosis del disolvente puro hacia la disolución. Como se muestra en
la figura b), esta presión se puede medir directamente a partir de la diferencia en los niveles
de fluido.
La presión osmótica de la disolución está dada por:
π = MRT = (n/V)RT
(Ec. 4)
donde M es la molaridad de la disolución, R la constante de los gases (0,082 atm.L/mol
oK), y T la temperatura absoluta. La presión osmótica, π, se expresa en atm. Aquí se
expresa la concentración en unidades de molaridad, más convenientes que las de
molalidad, en virtud que las mediciones de la presión osmótica se llevan a cabo a
temperatura constante. Si se tienen dos disoluciones de concentración igual y, por tanto,
con la misma presión osmótica, se dice que son isotónicas. Si dos disoluciones tienen
presiones osmóticas diferentes, se dice que la más concentrada es hipertónica y la más
diluida se describe como hipotónica.
Aplicaciones prácticas
Propilenglicol, CH3CHOHCH2OH, diluido
en agua se utiliza para quitar el hielo a
las alas de los aviones.
El NaCl es útil para eliminar el hielo
en las carreteras.
Propiedades coligativas de disoluciones electrolíticas.
Un ion hidratado (o solvatado)
completamente se llama un ion libre. A
mayores concentraciones, los cationes y
aniones tienen esferas de hidratación
incompletas y tienden a asociarse entre sí
para formar pares iónicos. Un par iónico
consta de un catión y un anión
fuertemente unidos por fuerzas de
atracción, con pocas o ninguna molécula
de agua entre ellos (ver Figura).
La presencia de pares iónicos en una disolución disminuye la conductividad eléctrica.
Dado que el catión o el anión unidos en un par iónico neutro no se pueden mover con
libertad como unidades individuales, no puede haber migración neta en la disolución.
Los electrólitos que contienen iones multicargados como Mg 2+ , Al 3+ , SO4 2- , CO32- y
PO43- tienen mayor tendencia a formar pares iónicos que las sales como NaCl o KNO3.
La disociación de electrólitos en iones tiene una influencia directa en la propiedades de
las disoluciones, que están determinadas por el número de partículas presentes. Por
ejemplo, el descenso del punto de congelación de una disolución 0,1 m de NaCl, es
alrededor de dos veces la de una disolución 0,1 m no electrolítica que contenga azúcar de
caña o urea como soluto, dado que cada mol de NaCl produce 2 moles de partículas en la
disolución. Lo mismo ocurre en relación con la elevación del punto de ebullición y la presión
osmótica. Entonces, las ecuaciones (4), (5) y (6) deben modificarse como sigue:
∆Te= i Kem
∆Tf = i Kf m
π = i M R T donde i se denomina el factor de van´t Hoff y se define como:
i =
nº real de partículas en la disolución después de la disociación
nº de fórmulasunitarias disueltas inicialmente en la disolución
Así, i debe ser 1 para todos los no electrólitos. Para electrólitos fuertes como NaCl y
KNO3, i debe ser 2, y para electrólitos como Na2SO4 y MgCl2, i debe ser 3.
La Tabla 3 muestra los factores de van´t Hoff para varios electrólitos fuertes.
Para electrólitos que forman sólo iones con carga unitaria, como HCl y NaCl, la
concordancia entre los valores de i medidos y calculados es bastante buena. Se observan
desviaciones significativas para electrólitos que contienen iones Mg 2+ , Fe 3+ y SO42- lo
cual sugiere la formación de algunos pares iónicos.
Tabla 3. El factor de van´t Hoff para disoluciones electrolíticas 0,05 M a 25 °C
Electrólito
Sacarosa
(no electrólito)
i (medido)
1,0
i (calculado)
1,0
HCl
1,9
2,0
NaCl
1,9
2,0
MgSO4
1,3
2,0
MgCl2
2,7
3,0
FeCl3
3.4
4,0
ANEXO I – CLASES PRÁCTICA DE AULA 1
CPa 1 (Problemas tipo)
Tema 5
1. Expresión de la concentración de una disolución en varias unidades.
Se ha preparado una disolución de etanol-agua disolviendo 10,00
ml de etanol, C2H5OH (d = 0,789 g/ml) en un volumen suficiente
de agua para obtener 100,0 ml de una disolución con una densidad
de 0,982 g/ml. (ver Figura 14.1).
¿Cuál es la concentración de etanol
en esta disolución expresada como
a) porcentaje en volumen; b)
porcentaje en masa; c) porcentaje
en masa/volumen; d) fracción
molar; e) % molar en etanol; f)
molaridad; g) molalidad?
SOLUCIÓN
10,0 ml de etanol
a) % en volumen de etanol=
x 100% = 10,00 %
100,0 ml de don
b) % en masa de etanol
masa de etanol = 10 ml etanol x 0,789 g etanol/ml etanol = 7,89 g etanol
masa de don = 100 ml de don x 0,982 g don/ml don = 98,2 g don
% en masa de etanol =
7,89 g etanol
x 100% = 8,03 %
98,2 g don
c) porcentaje en masa/volumen
7,89 g etanol
porcentaje en masa/volumen de etanol =
100 ml de don
x 100% =
= 7,89 %
d) Fracción molar de etanol
moles de etanol = 7,89 g etanol/ 46,07 g/mol = 0,171 mol etanol
masa de agua = 98,2 g don - 7,89 g etanol = 90,3 g agua
moles de agua= 90,3 g agua/ 18,02 g/mol = 5,01 mol agua
xetanol =
0,171 mol etanol
5,01 mol agua + 0,171 mol etanol
= 0,033
e) porcentaje molar de etanol
porcentaje molar de etanol = xetanol x 100% = 0,033 x 100% = 3,3 %
f) molaridad de etanol
molaridad =
0,171 mol etanol
= 1,71 M etanol
on
0,100 l de d
g) molalidad de etanol
0,171 mol etanol
molalidad de etanol =
= 1,89 m en etanol
0,0903 kg agua
2. Conversión de la molaridad en fracción molar. El amoníaco del
laboratorio es NH3(aq) 14,8 M con una densidad de 0,8980 g/mL. ¿Cuál es
la χNH3 en esta disolución?
SOLUCIÓN
Un volumen de disolución conveniente para trabajar es un litro. hay que determinar
el número de moles de NH3 y H2O en un litro de disolución.
moles de NH3 = 1,00 L x
14,8 mol NH3
1L
= 14,8 mol de NH314,8 mol de NH3
Para obtener los moles de H2O se puede proceder de la forma siguiente:
masa de disolución = 1000 mL d
on
x
0,8980 g don
mL don
= 898 g don
masa de NH3 = 14,8 mol x 17,03 g/mol = 252 g NH3
masa de H2O = 898 g don - 252 g NH3 = 646 g H2O
moles de H2O = 646 g H2O/ 18,02 g/mol H2O = 35,8 mol H2O
χNH3 =
14,8 mol de NH3
14,8 mol de NH3 + 35,8 mol H2O
= 0,292
3. Utilización de las fuerzas intermoleculares para predecir la formación
de la disolución. Pronostique si debe esperar que se forme una
disolución en cada una de las mezclas siguientes y si la disolución es
probable que sea ideal. (a) alcohol etílico, CH3CH2OH, y agua (H2O); (b)
los hidrocarburos hexano, CH3(CH2)4CH3, y octano, CH3(CH2)6CH3; (c)
octanol, CH3(CH2)6CH2OH, y agua (H2O).
SOLUCIÓN
(a)
Ambas moléculas satisfacen los requisitos del enlace por puente de
hidrógeno como fuerza intermolecular importante. Sin embargo,
probablemente, las fuerzas de los enlaces de hidrógeno entre moléculas
semejantes y distintas son diferentes. Debe esperarse que el alcohol etílico y
el agua formen disoluciones no ideales.
(b)
Ambas sustancias, hexano y octano son potencialmente no polares, y
las fuerzas atractivas intermoleculares, del tipo de dispersión, deben ser
bastante semejantes, en la disolución y en los líquidos puros. Debe
esperarse que formen una disolución casi ideal.
(c)
El octanol y el agua son bastante desiguales. No debe esperarse que
formen una disolución.
4. Utilización de la ley de Henry. A 0°° C y una presión de 1,00 atm, la
solubilidad de O2 (g) en agua es 48,9 mL de O2 por litro. ¿Cuál es la
molaridad del O2 en una disolución acuosa saturada cuando el O2
está sometido a su presión parcial normal en aire, de 0,2095 atm?
SOLUCIÓN
Determine la molaridad del O2 a 0°C cuando PO2 = 1 atm
0,0489 L x
C = molaridad =
1 mol O2
22,4 L O2 (c.n.)
1 L don
Calcule la constante de la ley de Henry.
-3
C
k=
Pgas
=
Aplique la ley de Henry
2,18 x 10 M O2
1,00 atm
= 2,18 x 10-3 M O2
C = k x Pgas =
2,18 x 10-3 M O2
x 0,2095 atm = 4,57 x 10-4 M O2
1,00 atm
5. Predicción de la presión de vapor de disoluciones ideales.
Las presiones de vapor de benceno y tolueno puros a 25° C son 95.1 y 28.4 mm
Hg, respectivamente. Se prepara una disolución en la que las fracciones molares
de benceno y tolueno son ambas 0.500. ¿Cuáles son las presiones parciales del
benceno y del tolueno sobre esta disolución? ¿Cuál es la presión de vapor total?
SOLUCIÓN
Pbenceno = χbenceno P°benceno = (0.500)(96.1 mm Hg) = 47.6 mm Hg
Ptolueno = χtolueno P°tolueno = (0.500)(28.4 mm Hg) = 14.2 mm Hg
Ptotal = Pbenceno + Ptolueno = 61.8 mm Hg
6. Calculo de la presión del vapor Vapor en equilibrio con una disolución
líquida.
¿Cuál es la composición del vapor en equilibrio con la disolución bencene-tolueno
del ejemplo ?
SOLUCIÓN
χbenceno = Pbenceno/Ptotal = 47.6 mm Hg/61.89 mm Hg = 0.770
χtolueno = Ptolueno/Ptotal = 14.2 mm Hg/61.89 mm Hg = 0.230
ANEXO I – CLASES PRÁCTICA DE AULA 2
CPa 2 (Problemas tipo)
Tema 5
1. Calculo de la presión osmótica. ¿Cuál es la presión osmótica a 25°° C de una
disolución de C12H22O11 (sacarosa) 0,0010 M?
SOLUCIÓN
Solamente se precisa sustituir los datos en la ecuación 4.
π = M x RT =
0,0010 mol x 0,08206 atmL/molK x 298 K
1L
= 0,024 atm (18 mmHg)
2. Determinación de una masa molar a partir de medidas de presión osmótica.
Se prepara un muestra de 50,00 mL de una disolución acuosa que contiene 1,08
g de seroalbúmina humana, una proteína del plasma sanguíneo. La disolución
tiene una presión osmótica de 5,85 mmHg a 298 K. ¿Cuál es la masa molar de la
albúmina?
SOLUCIÓN
Primero se necesita expresar la presión osmótica en atm.
1 atm
π = 5,85 mmHg x
= 7,70 x 10-3 atm
760 mmHg
Ahora se modifica la Ecuación 4, y se resuelve la ecuación para M.
π=
(m/M) x RT
V
M=
y
M=
mRT
πV
1,08 g x 0,08206 atmL/molK x 298 K
7,70 x 10-3 atm x 0,0500 L
= 6,86 x 104 g/mol
3. Determinación de una fórmula molecular a partir de datos de puntos de
congelación. La nicotina, extraída a partir de las hojas del tabaco, es un líquido
completamente miscible con agua a temperaturas inferiores a 60°° C. (a) ¿Cuál
es la molalidad de la nicotina en una disolución acuosa que empieza a congelar
a -0,450°° C? (b) Si la disolución se obtiene disolviendo 1,921 g de nicotina en
48,92 g de H2O, ¿cuál debe ser la masa molar de la nicotina? (c) El análisis de
los productos de la combustión muestra que la nicotina contiene 74,03 % de C;
8,70% de H; y 17,27% de N, en masa. ¿Cuál es la fórmula molecular de la
nicotina?
SOLUCIÓN
(a) Se puede calcular la molalidad de la nicotina utilizando la Ecuación 5 con el valor
de Kf para el agua de -1,86 °C/m. Obsérvese que Tf = -0,450 °C, y que ∆Tf = -0,450°C 0,000°C = -0,450 °C.
∆Tf = -Kf x m
molalidad =
∆Tf
=
-Kf
-0,450 oC
= 0,242 m
o
-1,86 C/m
(b) Ahora puede utilizarse la definición de molalidad, con una molalidad conocida
(0,242m) y una masa molar de soluto desconocida (M). El número de moles de soluto es
simplemente 1,921 g / M.
molalidad =
1,921 g/M
=
0,04892 kg agua
1,921 g
M=
0,242 m
kg agua
= 162 g/mol
(0,04892 x 0,242) mol
(c)
El resultado que debe obtener es C5H7N. La masa fórmula obtenida con esta
fórmula empírica es 81 u. Como la masa molecular obtenida es 162 u. La fórmula
molecular es dos veces la anterior, es decir, C10H14N2.
4. Predicción de las propiedades coligativas para disoluciones de electrolitos.
Prediga el punto de congelación de la disolución acuosa de MgCl2 0,00145 m.
SOLUCIÓN
Primero calcule el valor de i para MgCl2. Para ello se escribe la reacción de disociación de
MgCl2(s).
MgCl2(s)
H 2O
Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)
Debido a que se obtienen tres moles de iones por mol disuelto de unidades fórmula, el
valor de i será 3.
∆Tf = -i x Kf x m = -3 x 1,86 oC/m x 0,00145 m = -0,0081oC
El punto de congelación previsto es 0,0081 °C por debajo del punto de congelación del
agua, es decir, el punto de congelación es -0,0081 °C.
ANEXO I – SEMINARIO 1
Seminario 1
1.
Tema 5
¿Qué unidad de la concentración mide cantidad por volumen?
a) M
b) % Volumen
c) m
d) X
2.
A una disolución que contiene 50 g azúcar y 100 g de agua. ¿Cuál es el % en masa de
azúcar en esta disolución?
a) 0.33%
b) 0.50%
c) 50%
d) 33%
3.
¿Qué etapa del proceso de disolución desprende energía?
a)
b)
c)
d)
4.
incremento del desorden en la disolución
atracción del disolvente y el soluto
ruptura del disolvente
ruptura del soluto
A 30°C, 30 gramos de NaCl se disuelven en 100 g H2O. Si dividimos la muestra en 10
partes iguales. ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio deben disolverse para obtener una de
las muestras saturada ? Ver Figura 14-8 página 545.
a)
b)
c)
d)
0.7 g NaCl
3.7 g
37 g
7 g NaCl
5.
6.
Una bebida carbónica contiene CO2 a alta presión. Cuando se abre la botella la mayoría
del CO2 se desprende en forma de burbujas, derramándose parte de la disolución fuera del
envase. ¿Puesto que la bebida todavía está bajo 1 presión de la atmósfera, por qué no
queda CO2 en la solución?
a) El CO2 sigue estando ahí, pero no podemos demostrarlo.
b) La presión de CO2 en el aire es muy baja.
c) La salida es exotérmica.
d) Hay una reacción catalítica en el envase.
¿Qué es la presión osmótica?
a)
b)
c)
d)
7.
La presión osmótica es la presión del disolvente evaporado en la fase del vapor.
La presión osmótica es la presión de una solución en contacto con un solvente puro.
La presión osmótica es la presión que una solución líquida ejerce.
La presión osmótica es la presión que se requiere para parar el flujo osmótico.
¿Cuál es el punto de congelación de una solución acuosa 2.0 molal de un noelectrolito
no volátil? La constante molal del punto de congelación para el agua es 1.86°C/m.
a) -1.86°C
b) 1.86°C
c) -3.72°C
d) 3.72°C
8.
Una disolución 0.00100 M de un no electrolito tiene una presión osmótica de 20.0 mmHg.
¿Cuál es la presión osmótica de una disolución de Ca(NO3)2 0.00100 M a la misma
temperatura?
a)
b)
c)
d)
9.
40.0 mmHg
20.0 mmHg
60.0 mmHg
180. mmHg
¿Cuál es la masa en gramos de una sustancia molecular (masa molar= 50.0 g/mol) que
debería añadirse a 500 g de agua para dar una disolución cuya temperatura de ebullición
sea 101.56°C? (Kb = 0.52°C/m, Kf = 1.86°C/m for water).
a) 100.0 g
b) 150.0 g
c) 30.0 g
d) 75.0 g
10.
¿Cuál es la presión osmótica en mmHg de 6.00 L disolución 0.108 M a 30°C si se
producen tres moles de iones en disolución acuosapor cada mol de soluto disuelto?
a) 6.12 x 103
b) 2.04 x 103
c) 8.06
d) 3.68 x 104
Solución : 1a, 2d, 3b, 4a, 5b, 6d, 7c, 8c, 9d, 10a.
ANEXO II
CLASES DE TEORÍA
SEMINARIO 1
SEMINARIO 2
SEMINARIO 3
PROBLEMAS
ANEXO II – CLASES DE TEORÍA
Química General
Tema 8: Introducción a la
Termodinámica Química
Contenidos
8-1
Sistema Termodinámico y alrededores de un sistema
- Tipos de Sistemas
- Equilibrio termodinámico. Caracterización del estado de un sistema
- Funciones de estado: Interés de las funciones de estado
8-2
Energía Interna
- Energía Interna: Visión Molecular
- Energía Interna como función de estado
- Energía Interna y principio de conservación de la energía
8-3
Calor y trabajo: intercambio de energía entre sistemas
- Intercambio de calor. Capacidad calorífica
- Formas de trabajo de interés químico: trabajo de expansión
- El trabajo y el calor transferidos dependen de la transformación y no del
estado inicial y final del sistema
- Primer Principio de la Termodinámica
Contenidos
8-4
Cuándo el calor y el trabajo transferidos pueden
expresarse como variaciones de funciones de estado
- Condiciones de Presión constante y de Volumen constante
- Definición de una nueva función de estado: Entalpía
8-5
Interés Químico de la Entalpía
-
Idealización de procesos reales
Ley de Hess
Estado estándar
Entalpía estándar de formación y de combustión
Cálculo de entalpías estándar de reacción
8.1 Sistema Termodinámico y alrededores de un sistema
Sistema: Parte del
Universo sometida a
nuestro estudio
– Abierto
– Cerrado
– Aislado
Alrededores:
Resto Universo
8.1 Sistema Termodinámico y alrededores de un sistema
- Equilibrio Termodinámico
- Equilibrio mecánico
- Equilibrio térmico
- Equilibrio químico
- Caracterización del estado de un sistema en equilibrio
termodinámico
-Se caracteriza conociendo
-Composición (y cantidad de materia si estamos interesados en
propiedades extensivas)
-Temperatura
-Presión
8.1 Sistema Termodinámico y alrededores de un sistema
- Cualquier propiedad que tiene un único valor cuando el estado
del sistema está definido se dice que es una función de estado.
Ejemplo: Una muestra de agua a 293,15 K y a la presión de una atmósfera está en
un estado especificado.
d = 0,99820 g/mL.
Esta densidad es una función única del estado.
No importa cómo se haya llegado a ese estado.
- El volumen es también función de estado.
- Igualmente pueden considerarse funciones de estado las variables que
lo caracterizan (composición, temperatura, presión)
8.2 Energía Interna
- La Energía Interna representa la energía total almacenada en un sistema.
Se representa con U y se mide en el S.I. en Julios (J).
- Es consecuencia de la situación microscópica del sistema
-Contribuye
- Translación de las moléculas
- Rotación molecular
- Vibraciones moleculares
- Enlaces Químicos
- Energía de los electrones
-...
-Se puede evaluar partiendo de modelos teóricos pero su valor total no
puede determinarse a partir de medidas experimentales.
- Se pueden determinar experimentalmente los cambios sufridos por la
energía interna de un sistema: ∆U
8.2 Energía Interna
Principio de conservación de la energía
La energía interna de un sistema aislado permanece constante
La energía interna únicamente depende del estado de un
sistema: es una función de estado.
8.3 Calor y trabajo: intercambio de energía entre sistemas
Calor:
Es una forma de intercambio de energía entre un sistema y
sus alrededores, generalmente (no siempre) como consecuencia de
una diferencia de temperaturas. En ese caso se cumple
T2
q = ∫ CdT
T1
Y si C es independiente de la temperatura
T2
q = C ∫ dT = C (T2 − T1 ) = C ∆T
T1
q se mide en unidades de energía (el Julio en el S.I.)
Por razones históricas, también se utiliza la caloria (cal).
La caloría es la cantidad de calor necesaria para aumentar 1ºC la
temperatura de 1 g de agua (a 15ºC y 1 atm)
1 cal = 4,184 J
Obsérvese que, al trabajar con diferencia de temperaturas, es indiferente
que ésta se exprese en grados centígrados o en Kelvin
8.3 Calor y trabajo: intercambio de energía entre sistemas
T2
q = ∫ CdT
T1
C es la capacidad calorífica del sistema y es una magnitud extensiva
Si va referida a 1 g de sustancia se denomina calor específico (se
suele denotar por ce; C = m ce)
Si la referencia es 1 mol, se denomina Capacidad Calorífica Molar
Cp y CV son las capacidades caloríficas para transformaciones a
presión o a volumen constante, respectivamente.
La capacidad calorífica es una cantidad siempre positiva cuyo valor
puede depender de la temperatura.
Obsérvese que el calor será una cantidad positiva si el sistema ha
aumentado su temperatura (ha recibido calor)
o negativa si se ha producido una disminución de la temperatura
del sistema (ha cedido calor).
8.3 Calor y trabajo: intercambio de energía entre sistemas
Un sistema puede realizar trabajo de distinta naturaleza
- De expansión
- Eléctrico
- Superficial
-...
De todas estas formas de
trabajo, la de mayor interés
químico es el trabajo de
expansión que se realiza
cuando un gas se expande (o
se comprime) contra una
presión exterior.
Ejemplo:
KClO3 ( s ) → KCl ( s ) + O2 ( g )
8.3 Calor y trabajo: intercambio de energía entre sistemas
Trabajo de expansión
Consideramos que el trabajo realizado por el sistema tiene signo negativo
(es el punto de vista del sistema: el sistema pierde capacidad de realizar
trabajo cuando realiza trabajo)
h2
h2
V2
h1
h1
V1
w = − ∫ Fext dh = − ∫ Pext Adh = − ∫ Pext dV
8.3 Calor y trabajo: intercambio de energía entre sistemas
El trabajo (y el calor) dependen del camino seguido
durante la transformación
Expansión en una o dos etapas
8.3 Calor y trabajo: intercambio de energía entre sistemas
– Primer Principio de la Termodinámica
∆U = q + w
El cambio de energía interna que se da en una transformación
para un sistema es igual a la suma del calor transferido y el
trabajo realizado sobre el sistema.
∆U depende únicamente de los estados inicial y final (U es
función de estado)
q yw
dependen del camino seguido durante la transformación
8.4 Cuándo el calor y el trabajo transferidos pueden
expresarse como variaciones de funciones de estado
– Supongamos que el único trabajo que puede realizar un sistema es
es
trabajo de expansión
V2
∆U = q − ∫ pdV
V1
– Si trabajamos a volumen constante, el trabajo de expansión será
nulo
∆UV = qV
– Vemos que el calor transferido qV puede expresarse como la variación de
una función de estado (la energía interna). Por este “camino” el calor
transferido únicamente depende del estado inicial y final del sistema
sistema
8.4 Cuándo el calor y el trabajo transferidos pueden
expresarse como variaciones de funciones de estado
– Si el trabajo de expansión es realizado contra una presión
exterior constante e igual a la del sistema, tendremos
V2
∆U P = qP − p ∫ dV = qP − p∆V
V1
– Es decir,
qP = ∆U P + p∆V
– Como vemos, bajo estas condiciones, de nuevo, el calor
únicamente depende de variaciones y valores de funciones de
estado (energía interna, presión y volumen) y, por lo tanto,
únicamente, de los estados inicial y final
8.4 Cuándo el calor y el trabajo transferidos pueden
expresarse como variaciones de funciones de estado
La expresión para qP como combinación de funciones de estado,
nos sugiere que introduzcamos una nueva función de estado, que
denotaremos con H y llamaremos entalpía
H = U + pV
Cuyo incremento valdrá
∆H = ∆U + ∆( pV ) = ∆U + p∆V + V ∆p
Y en el caso de que trabajemos a presión constante
∆H P = ∆U P + p∆V
8.4 Cuándo el calor y el trabajo transferidos pueden
expresarse como variaciones de funciones de estado
Si tratamos de una transformación concreta, en la que partiendo de un
estado inicial lleguemos a uno final (por ejemplo, una reacción química en
la que partiendo de unos reactivos lleguemos a unos productos) y por ser
H y U funciones de estado, tendremos
∆UV = ∆U P = ∆U
∆HV = ∆H P = ∆H
qV = ∆U
qP = ∆ H
y
qP = qV + p∆V
Expresión en la que hemos de tener claro que el término p ∆V se refiere al
trabajo de expansión realizado en el proceso a presión constante
8.4 Cuándo el calor y el trabajo transferidos pueden
expresarse como variaciones de funciones de estado
La entalpía es una energía y, por lo tanto, se mide en unidades
de energía. Se recomienda el Julio, pero todavía se encuentran
muchos datos expresados en calorías
Como todas las funciones de estado de un sistema,
toma la referencia del sistema al que representa: un cambio
negativo de presión, de volumen o de temperatura significa
que el sistema ha disminuido su presión su volumen o su
temperatura. Del mismo modo, un cambio negativo de
entalpía significa que el sistema ha disminuido su entalpía.
Si se trata, por ejemplo de una reacción química a presión
constante, esa disminución se da transfiriendo calor a sus
alrededores y, por lo tanto, se trata de un proceso
exotérmico
∆H P < 0 : Proceso Exotérmico
∆H p > 0 : Proceso Endotérmico
8.5 Interés Químico de la Entalpía
La entalpía presenta gran interés químico debido a dos circunstancias:
circunstancias:
- Es una función de estado, por lo tanto su variación no depende
del camino elegido para una transformación dada
- Trabajando a presión constante, representa el calor transferido.
transferido.
Para las reacciones químicas y otras transformaciones de interés químico
(por ejemplo, cambios de estado), trabajar a presión constante
(generalmente la atmosférica) es la situación más frecuente y entonces
entonces el
cambio de entalpía es el calor de reacción o el calor asociado con
con un cambio
de estado
8.5 Interés Químico de la Entalpía
– Al ser una función de estado, un proceso real puede tratarse
como si se diera por un camino ideal alternativo. Ejemplo:
Supongamos que queremos pasar una masa de agua a 25ºC a vapor de
de
agua a 150ºC
- Camino real (como podamos)
- Camino ideal: descompuesto en procesos simples y bien
establecidos. Ambos involucran el mismo intercambio entálpico
8.5 Interés Químico de la Entalpía
–Camino real con infinitos pasos intermedios (flechas discontinuas)
discontinuas)
–Camino ideal en tres pasos sencillos (flechas rojas)
El cambio de entalpía en ambos procesos es el mismo
8.5 Interés Químico de la Entalpía
Es imposible calcular el cambio de entalpía para el proceso real
Sin embargo para el proceso ideal es
∆H T = ∆H1 + ∆H 2 + ∆H 3 =
C Agua (100 − 25) + ∆HVap + CVapor (150 − 100)
8.5 Interés Químico de la Entalpía
–Si el concepto de que la entalpía es una función de estado se aplica
aplica
a reacciones químicas a presión constante y a los cambios de entalpía
entalpía
que ellas se producen, obtenemos la Ley de Hess
–Ley de Hess:
Hess: Si un proceso, a presión constante, transcurre en
varias etapas (incluso sólo hipotéticamente), la variación de
entalpía (o el calor de reacción) del proceso global es la suma de
las variaciones de entalpía (o de los calores de reacción) de las
las
etapas individuales
8.5 Interés Químico de la Entalpía
–Las propiedades de la entalpía y/o la Ley de Hess nos permiten combinar
datos de algunos procesos para obtener datos de otros procesos. Esto nos
interesa, en particular, trabajando a presión constante, por la equivalencia
entre entalpía y calor.
–Para combinar datos a presión constante es crucial que todos estén
estén
obtenidos a la misma presión. Por este motivo, se define un estado
estado estándar
que es el dado por la presión constante de 1 bar, prácticamente equivalente
a la presión atmosférica normal (1 atm = 1,013 bar)
–El cambio de entalpía de un proceso cuando las especies participantes
participantes están
en el estado estándar se denota como ∆H0 y es de particular interés cuando
se refiere a reacciones químicas, denominándose, en ese caso, entalpía
entalpía
estándar de reacción
–Estrictamente, para combinar datos termoquímicos, es necesario que
que todos
los procesos estén referidos a la misma temperatura, lo cual no representa
un grave problema, pues se puede conocer el cambio de entalpía a una
temperatura si se conoce a otra y disponemos de las capacidades caloríficas
(otro camino ideal sustitutivo del real)
8.5 Interés Químico de la Entalpía
Entre los datos termoquímicos simples de mayor interés, porque
permiten obtener las entalpías estándar de multitud de reacciones
reacciones
químicas, se encuentran
–Entalpía estándar de formación
•La entalpía de formación estándar de una sustancia es la variación
de entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de la
sustancia en el estado estándar a partir de sus elementos en los
estados estándar de sus formas de referencia.
•La entalpía de formación estándar de un elemento puro en su
estado de referencia es 0.
–Entalpía estándar de combustión
8.5 Interés Químico de la Entalpía
–Cálculo de entalpías estándar de reacción a partir de
entalpías estándar de formación o de combustión
∆H 0 = ∑ν p ∆H 0f ( productos ) − ∑ν r ∆H 0f ( reactivos )
Química General
Tema 8b: Espontaneidad de los
procesos Químicos
Contenidos
8b-1
Procesos espontáneos y no espontáneos
- ¿Qué significa que un proceso sea espontáneo?
- ¿Cuándo un proceso es espontáneo? Criterio energético
- Insuficiencia del criterio energético
8b-2
Introducción de la entropía
- Procesos reversibles y máquinas térmicas
- Consecuencias del ciclo de Carnot. Entropía
- Cálculos de entropía (a temperatura constante, a presión constante y a
volumen constante)
- Entropía en un sistema aislado. Segundo Principio de la Termodinámica
8b-3
Sistemas no aislados.
- Consideración simultánea de un sistema y sus alrededores
-
La flecha del tiempo: la entropía del Universo aumenta constantemente
Reflexiones sobre la entropía
Entropías absolutas. Tercer Principio de la Termodinámica
Desigualdad de Clausius
Contenidos
8b-4
Funciones de Energía libre
- Introducción de las Funciones de Energía Libre y criterios de espontaneidad
- Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones estándar
- Energía de Gibbs en condiciones no estándar. Uso en reacciones químicas
8b-1
Procesos espontáneos y no espontáneos
– ¿Qué significa que un proceso sea espontáneo?
- Los procesos espontáneos se producen de forma natural y son de
naturaleza irreversible. Si un proceso es espontáneo el proceso contrario
no lo es.
- Un juguete al que se le ha dado cuerda, espontáneamente, realiza los
movimientos programados en sus resortes.
- Un trozo de hielo se funde espontáneamente a T > 0 ºC y 1 atm
- Un gas tiende, espontáneamente, a ocupar todo el espacio disponible
–Ninguno de los procesos contrarios se produce espontáneamente.
8b-1
Procesos espontáneos y no espontáneos
– ¿Cuándo un proceso es espontáneo? Criterio energético
–Los sistemas mecánicos simples tienden a evolucionar de manera que
que su
energía potencial se haga mínima
–Las magnitudes que en los sistemas termodinámicos corresponden a la
energía potencial son la energía interna y la entalpía
–Durante la segunda mitad del siglo XIX se pensó que los procesos
espontáneos serían aquellos que transcurrieran con pérdida de energía
energía
interna (a volumen constante) o de entalpía (a presión constante).
constante). Es decir,
los procesos exotérmicos
–Este sería el criterio energético
El criterio energético no es válido
8b-1
Procesos espontáneos y no espontáneos
– Insuficiencia del criterio energético
El criterio energético no es válido
– Está contradicho por la experiencia, hay multitud de procesos
endotérmicos y espontáneos:
La fusión del hielo a T > 0 ºC (se enfría la Coca Cola)
La evaporación del agua a temperatura ambiente en entornos
no saturados de vapor (frío al salir de la ducha)
La disolución en agua de NH4NO3
La relajación de una goma estirada
- En cierta medida es incompatible con la conservación de la
energía: si un sistema pierde energía, otro la gana (sus
alrededores). Nunca hay una disminución neta de energía
8b-2 Introducción de la entropía
- Procesos reversibles y máquinas térmicas
– Supongamos una transformación isoterma de un gas ideal
– Pretendemos realizar una transformación desde un estado inicial dado
hasta un estado final, comprimiendo o expandiendo.
– Si comprimimos (aumentando la presión), realizamos trabajo sobre
sobre el
sistema. Lo podemos realizar en una o en varias etapas
– Si expandimos (disminuyendo la presión), recibimos trabajo del sistema.
Igualmente lo podemos realizar en una o en varias etapas
8b-2 Introducción de la entropía
- Procesos reversibles y máquinas térmicas
–Trabajo obtenido del
sistema (expansión)
–Trabajo realizado sobre
el sistema (compresión)
– La situación energéticamente más favorable se daría efectuando el proceso en
infinitas etapas. En ese caso el trabajo que tenemos que realizar
realizar sobre el
sistema, o el que el sistema realiza sobre los alrededores para dar lugar a la
transformación directa o inversa, serían iguales. Estaríamos ante
ante un proceso
reversible
8b-2 Introducción de la entropía
- Procesos reversibles y máquinas térmicas
–En una compresión o expansión
isoterma reversible los cambios de
presión han de ser infinitesimales
–El trabajo de expansión en un
proceso isotérmico reversible para un
gas ideal podemos calcularlo como
V2
V2
V2
V1
V1
V1
w = − ∫ pext dV = − ∫ pdV = − ∫ nRT
−nRT ln
V2 dV
dV
= − nRT ∫
=
V1 V
V
V2
V1
8b-2 Introducción de la entropía
- Procesos reversibles y máquinas térmicas
–La situación energéticamente más favorable se produce trabajando con
procesos reversibles
–Una máquina térmica sencilla, para trabajar cíclicamente podría
ser la siguiente
–Si acercamos el foco caliente al pistón podemos dar lugar a una
expansión del gas (el pistón se desplaza a la derecha)
–Si acercamos el foco frío al pistón se produce una compresión del
del gas
(el pistón se desplaza a la izquierda)
8b-2 Introducción de la entropía
- Procesos reversibles y máquinas térmicas
–La situación más favorable es que la compresión fuera un proceso
isotérmico reversible (a la temperatura del foco frío) y la expansión
expansión
un proceso isotérmico reversible (a la temperatura del foco caliente)
caliente)
–El problema es que dos isotermas (pV
=cte=
(pV=
cte=nRT)
nRT) a dos
temperaturas distintas, no tienen puntos comunes (no se cruzan)
8b-2 Introducción de la entropía
- Procesos reversibles y máquinas térmicas
–No podemos construir una máquina térmica que opere cíclicamente
utilizando únicamente dos etapas isotermas reversibles
–Necesitamos alguna etapa adicional. Lo más sencillo es añadir dos
dos etapas
adiabáticas (sin transferencia de calor) reversibles. Llegaríamos
Llegaríamos entonces a
un ciclo de Carnot
8b-2
Introducción de la entropía
Consecuencias del ciclo de Carnot. Entropía
– Del estudio de un Ciclo de Carnot se obtienen dos consecuencias importantes:
– No todo el calor que se extrae del foco caliente puede transformarse
transformarse en
trabajo. El máximo rendimiento viene dado por
ε=
Tcaliente − T frio
Tcaliente
<1
– Para el ciclo completo se cumple que (únicamente se transfiere calor en
las etapas isotérmicas, consideradas reversibles)
qrev
=0
ciclo T
∑
8b-2
Introducción de la entropía
Consecuencias del ciclo de Carnot. Entropía
– Una magnitud cuya variación en un ciclo completo sea nula tiene
que ser una función de estado.
– Definimos esa función de estado como la Entropía y la denotamos
con el símbolo S
– Para una transformación dada tendremos que
∆S =
qrev
T
–Es importante hacer notar que el calor que aparece en la definición
definición de
entropía ha de transferirse de forma reversible
–La entropía se mide en unidades de energía/K, habitualmente J/K, aunque
también se encuentran datos en cal/K
8b-2
Introducción de la entropía
Cálculos de cambios de entropía para un gas ideal
– Procesos isotérmicos
–Para un gas ideal, la energía interna únicamente depende de la
temperatura. En un proceso isotérmico y reversible tendremos que
∆U = q + w = 0
qrev = − wrev = nRT ln
∆S =
V2
V1
qrev
V
= nR ln 2
T
V1
– Aunque este resultado se ha obtenido para un proceso reversible,
reversible, al ser la
entropía función de estado, el cambio de entropía únicamente depende
depende de los
estados iniciales y finales (definidos por los volúmenes y la temperatura
temperatura
común) es decir, es válido para cualquier expansión isoterma de un gas ideal,
reversible o no.
–Además, obsérvese que la entropía aumenta si aumenta el Volumen
8b-2
Introducción de la entropía
Cálculos de cambios de entropía para un gas ideal
– Procesos a presión constante
–Para una transformación a presión constante podemos
imaginar dos caminos alternativos, uno reversible y otro
irreversible:
reversible
Estado 2
Estado 1
irreversible
8b-2
Introducción de la entropía
Cálculos de cambios de entropía para un gas ideal
– Procesos a presión constante
reversible
Estado 2
Estado 1
irreversible
–Independientemente del camino, el cambio ∆H será el mismo, al ser
la entalpía función de estado, es decir
qrev = qirrev = qP = ∆H
8b-2
Introducción de la entropía
Cálculos de cambios de entropía para un gas ideal
– Procesos a presión constante
–Si la temperatura no es constante, necesitamos el cálculo integral
integral para
obtener el cambio de entropía
∆S = ∫
T2
T1
T2 dH
T2 C dT
dqrev
T
P
=∫
=∫
= CP ln 2
T1 T
T1
T
T
T1
–Este último resultado será válido si la capacidad calorífica no
depende de la temperatura. Obsérvese que al aumentar la
temperatura aumenta la entropía del sistema
8b-2
Introducción de la entropía
Cálculos de cambios de entropía
– Procesos a presión constante
–En algunas transformaciones (por ejemplo, los cambios de estado)
permanecen constantes tanto la presión como la temperatura. Tendremos
Tendremos
entonces que
∆S =
∆H
T
Siendo
∆H = ∆H fus ; ∆H vap ; ∆H sub ;...
–Estas magnitudes son positivas, por lo que una fusión, una
vaporización o una sublimación van acompañadas de un aumento
de entropía del sistema
8b-2
Introducción de la entropía
Cálculos de cambios de entropía
– Procesos a volumen constante para un gas ideal
– Razonando de forma análoga a como hemos hecho para un
proceso a presión constante, cambiando la entalpía por la energía
energía
interna y CP por CV, obtenemos
∆S = CV ln
T2
T1
– De nuevo, observamos que al aumentar la temperatura de un
sistema aumenta su entropía
8b-2
Introducción de la entropía
Entropía de un sistema aislado
–Imaginemos un sistema aislado constituido por dos varillas de un
metal puestas en contacto, pero cada una de ellas a distinta
temperatura (T1 > T2). El sistema, además, se encuentra a presión
constante
–Nos preguntamos si el sistema evolucionará en algún sentido. En
concreto, si habrá transferencia de calor de una varilla a la otra
otra
8b-2
Introducción de la entropía
Entropía de un sistema aislado
–Llamaremos q1 y q2 a los calores transferidos por la primera y
la segunda varilla, respectivamente.
–Por tratarse de un sistema aislado q1+q2=0
–El sistema, y cada una de las varillas, se mantienen a presión
constante, por lo que, con los mismos razonamientos antes
expuestos
q1 = ∆H 1 = q1rev = q1irrev = qP
q2 = ∆H 2 = q2 rev = q2irrev = − qP
–Si suponemos que, inicialmente, se produce una
transferencia de calor tan pequeña que no se alteran las
temperaturas de las varillas, tendremos un cambio de
entropía en el sistema que será
8b-2
Introducción de la entropía
Entropía de un sistema aislado
dS =
1 1
dqrev1 dqrev 2
+
= dqP  − 
T1
T2
 T1 T2 
–Nos interesa el signo de dS.
dS.
–Hemos supuesto que T1>T2, por lo que el término entre paréntesis es
negativo
–El signo de dS dependerá de dqP. Son posibles tres situaciones
–1. Si dqP es negativo (el calor va de la varilla 1 a la 2) dS>0
dS>0
–2. Por el contrario, si dqP es positivo (el calor va de la varilla 2 a la 1) dS<0
dS<0
–3. Si no hay transferencia de calor dS=0
dS=0
–La experiencia demuestra (nunca se ha encontrado un contraejemplo)
contraejemplo) que
al poner en contacto una varilla caliente con otra fría las temperaturas
temperaturas
tienden a igualarse (dq
(dqP<0) y no al contrario
–Salvo que las temperaturas sean iguales, siempre se da el caso 1
8b-2
Introducción de la entropía
Entropía de un sistema aislado
–Todas las observaciones de este tipo conducen al mismo resultado.
resultado. Esto
da lugar a una de las formulaciones posibles para el
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA: En un sistema aislado,
toda transformación espontánea tiene lugar con un aumento de entropía
–Esta situación es muy diferente de lo que ocurre con la energía:
–la energía de un sistema aislado no cambia (se conserva)
–Sin embargo, la entropía de un sistema aislado puede aumentar (nunca
(nunca
disminuir), por lo tanto, no se conserva
8b-3 Sistemas no aislados.
Consideración simultánea de un sistema y sus alrededores
La flecha del tiempo: la entropía del universo aumenta constantemente
– El Segundo Principio de la Termodinámica nos proporciona un criterio de
espontaneidad para un sistema aislado (una transformación será
espontánea si la entropía aumenta), pero no nos dice nada de otros
otros
sistemas
– Una primera alternativa es considerar conjuntamente un sistema y sus
alrededores. El conjunto formado por un sistema y sus alrededores
alrededores (el
universo completo) constituye un sistema aislado, por lo tanto, le resulta de
aplicación el Segundo Principio
– En ese sentido, y puesto que en el Universo ocurren cosas (que son
transformaciones espontáneas), la entropía del Universo aumenta
continuamente: en 2578 ac la entropía del Universo era menor que hoy y
hoy es menor que mañana: medir la entropía del Universo es equivalente
equivalente a
medir el tiempo
8b-3 Sistemas no aislados.
Consideración simultánea de un sistema y sus alrededores
–Para sistemas no aislados, también podemos utilizar la entropía como
criterio de espontaneidad, siempre y cuando consideremos también los
alrededores de un sistema. Una transformación será espontánea si
dSUniverso = dS Sistema + dS Alrededores > 0
8b-3 Sistemas no aislados.
Reflexiones sobre la entropía
– La entropía es una función de estado de importancia capital en los
los
sistemas de interés químico
– A diferencia de la energía, del calor y del trabajo no es tangible
tangible ni está
directamente relacionada con medidas de tipo físico, ni se conserva
conserva como
ocurre con la energía. Es una construcción abstracta pero muy útil
útil que,
además, proporciona el punto de enlace entre el mundo molecular
microscópico y las observaciones de propiedades macroscópicas
– Si pretendemos, no obstante, encontrar un significado físico a la entropía
debemos tener en cuenta (según hemos visto) que
– La entropía aumenta al aumentar la temperatura de un gas o cuando
cuando
éste se expande (ambas situaciones dan lugar a un aumento del desorden
desorden
molecular del gas)
8b-3 Sistemas no aislados.
Reflexiones sobre la entropía
– La entropía aumenta cuando pasamos de un sólido a un líquido o de un
líquido a un gas (es decir cuando pasamos de una fase más estructurada
estructurada a
otra menos estructurada, más desordenada)
– Es decir, parece ser que la entropía está relacionada con el desorden
desorden
molecular de los sistemas
– La relación cuantitativa entre entropía y desorden molecular queda
queda
establecida en el célebre Principio de Boltzmann:
Boltzmann:
S = k B ln Ω
– En la que Ω representa el número de estados microscópicos
(moleculares) compatibles con un estado macroscópico del sistema.
sistema. Ω es
un número enorme que escapa de nuestras dimensiones cotidianas
8b-3 Sistemas no aislados.
Entropías absolutas. Tercer Principio de la Termodinámica
– El principio de Boltzmann nos permite asignar un origen para la entropía
de una sustancia. Un sólido cristalino perfecto a 0 K únicamente tendrá una
posibilidad para la ordenación de sus partículas constituyentes: un único
estado microscópico coherente con dicho estado macroscópico, por lo tanto
Ω =1 ⇒ S = 0.
– En consecuencia, se puede asignar una entropía cero a un sólido
cristalino perfecto a 0 K
– Esto constituye el TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
–A partir de este origen, y teniendo en cuenta las expresiones dadas
dadas para
el cálculo de entropía a presión y/o volumen constante, así como las
asociadas a los cambios de fase, se pueden obtener las entropías absolutas
de las diferentes sustancias, las cuales se tabulan en condiciones
condiciones estándar
(P = 1 bar) y pueden ser manipuladas para obtener variaciones de entropía
en reacciones químicas utilizando relaciones estequiométricas similares a
las dadas en el capítulo de termoquímica
8b-3 Sistemas no aislados.
Desigualdad de Clausius
– En sistemas no aislados se puede desarrollar un criterio de
espontaneidad similar al presentado para sistemas aislados
– En una transformación general (que implique únicamente trabajo de
expansión) e infinitesimal, el Primer Principio puede escribirse como
dU = dq − pext dV
– Donde dq representa un transferencia calorífica infinitesimal
– En una transformación reversible, la presión del sistema y la exterior
exterior han
de ser iguales
dU rev = dqrev − p dV = TdS − pdV
– Si partimos de un estado inicial dado y alcanzamos un
determinado estado final, el cambio de energía interna del sistema
sistema
ha de ser el mismo para una transformación general y para una
reversible
8b-3 Sistemas no aislados.
Desigualdad de Clausius
TdS − pdV = dq − pext dV
Equivalente a
TdS − dq = ( p − pext )dV
– Puesto que p representa la presión del sistema y pext la presión
exterior, si p < pext hay una presión actuando sobre el sistema con lo
que la transformación espontánea que puede sufrir dicho sistema será
una compresión: dV < 0, el segundo miembro de la expresión anterior
anterior
resultará positivo.
– Si la transformación espontánea fuera una expansión, razonando de
forma similar, el producto resultará también positivo
8b-3 Sistemas no aislados.
Desigualdad de Clausius
–Luego, en cualquier caso
TdS − dq ≥ 0
dq
dS ≥
T
–Que es la desigualdad de Clausius,
Clausius, que es general y que constituye
un criterio universal de espontaneidad
–El signo = es aplicable a una transformación reversible (en equilibrio)
equilibrio)
y el signo > a una irreversible (espontánea)
–Obsérvese que en un sistema aislado dq=0
dq=0 y la desigualdad de
Clausius se reduce al Segundo Principio
8b-3 Sistemas no aislados.
Desigualdad de Clausius
–La expresión intermedia
dU = TdS − pdV
–Ha sido deducida para un proceso reversible. Sin embargo únicamente
únicamente
contiene funciones de estado y, por lo tanto, es válida para cualquier
cualquier proceso
–Es una combinación del Primer y Segundo Principio, siendo, probablemente
probablemente
la ecuación termodinámica de mayor relevancia
8b-4 Funciones de Energía libre.
Introducción de las Funciones de Energía Libre y criterios de espontaneidad
–Las funciones de energía libre se introducen, principalmente, para
para
obtener criterios de espontaneidad sencillos de aplicar y basados
basados en
la desigualdad de Clausius
–Partimos del Primer Principio para una transformación general con,
con,
únicamente, trabajo de expansión
dU = dq − pext dV
–Si introducimos la desigualdad de Clausius y reordenamos
dU + pext dV = dq ≤ TdS
dU − TdS ≤ − pext dV
–El primer miembro de esta última ecuación puede también
obtenerse como la diferencial, a temperatura constante, de una
nueva función de estado, A, Energía Libre de Helmholtz,
Helmholtz, dada por
8b-4 Funciones de Energía libre.
Introducción de las Funciones de Energía Libre y criterios de espontaneidad
A = U − TS
dA = dU − d (TS )
dA = dU − TdS
(T = cte)
dA = dU − TdS ≤ − pext dV
–En resumen, a T = cte
dA ≤ − pext dV
–Y si el volumen es también constante
dA ≤ 0 (T ,V = cte)
–Siendo de aplicación el signo = para un proceso reversible (en
equilibrio) y el signo < para una transformación irreversible
(espontánea)
–Un proceso a T y V constantes será espontáneo si tiene asociado un
cambio de energía libre de Helmholtz negativo
8b-4 Funciones de Energía libre.
Introducción de las Funciones de Energía Libre y criterios de espontaneidad
–Para trabajar a Temperatura y Presión constante, resulta
conveniente introducir otra función, G, denominada Energía Libre de
Gibbs,
Gibbs, en la que sustituimos la energía interna por la entalpía
G = H − TS
–Razonamientos paralelos a los efectuados con A nos llevan a
que trabajando a temperatura y presión exterior constante (e
igual a la del sistema), ha de cumplirse
dG ≤ 0 (T , p = cte)
–Igual que en el caso anterior, el signo = es aplicable en un proceso
proceso
reversible (en equilibrio) y el signo < en una transformación
irreversible (espontánea)
–Un proceso a T y P constantes será espontáneo si tiene asociado un
cambio de energía libre de Gibbs negativo
8b-4 Funciones de Energía libre.
Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones estándar
–Para una transformación macroscópica a T = cte,
cte, tendremos
∆G = ∆H − T ∆S
–En condiciones estándar (p= 1 bar)
∆G 0 = ∆H 0 − T ∆S 0
–Con lo que, a partir de datos estándar de cambios de entalpía y
de entropía podremos calcular ∆G0. Para una reacción química,
este será el cambio de energía libre asociado con la
transformación de reactivos a productos con la estequiometría
dada por la reacción y con todas las sustancias en sus estados
estándar. Bajo esas condiciones podremos catalogar la reacción
como espontánea o no espontánea atendiendo al valor de ∆G0
8b-4 Funciones de Energía libre.
Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones estándar
–La siguiente tabla ofrece las posibles combinaciones de ∆G, ∆H y
∆S
8b-4 Funciones de Energía libre.
Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones estándar
La energía Gibbs estándar de formación,
formación, ∆Gf°.
– La variación de energía Gibbs para una reacción en la que se forma
una sustancia en su estado estándar a partir de sus elementos en
su forma física de referencia y en el estado estándar.
estándar.
La energía Gibbs estándar de reacción,
reacción, ∆G°.
∆G° = [ Σνp ∆Gf°(productos) - Σνr ∆Gf°(reactivos)]
8b-4 Funciones de Energía libre.
Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones no estándar
–Supongamos una reacción química concreta y veamos que pasa cuando
cuando
las especies participantes no están en condiciones estándar (p= 1 bar)
2 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
∆G = ∆H - T∆S
∆G° = ∆H° - T∆S°
Para gases ideales ∆H = ∆H°
∆G = ∆H° - T∆S
8b-4 Funciones de Energía libre.
Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones no estándar
Relación entre S y S°
Vf
qrev = -w = RT ln
∆S =
qrev
T
∆S = Sf – Si= R ln
S = S°- R ln
Vf
Vi
= R ln
Vi
Vf
Vi
= R ln
Pi
= -R ln
Pf
Pf
Pi
P
P
= S° - R ln P
= S°- R ln
1
P°
8b-4 Funciones de Energía libre.
Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones no estándar
SN2 =
S0N2 – Rln PN2
SH2 =
S0H2 – Rln PH2
SNH3 =
S0NH3 – Rln PNH3
∆S = 2(S0NH3 – Rln PNH3) – 2(S0N2 – Rln PN2) –3(S0H2 – Rln PH2)
3
2
∆S = 2 S0NH3 – 2S0N2 –3S0H2+ Rln
3
2
∆S = ∆S° + Rln
PN2PH2
PN2PH2
2
PNH3
2
PNH3
8b-4 Funciones de Energía libre.
Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones no estándar
∆G = ∆H° - T∆S
∆S = ∆S° + Rln
∆G = ∆H° - T∆S° – TR ln
PN2 2P3H2
2
PNH
3
PN2 2P3H2
2
PNH
3
2
∆G = ∆G° + RT ln
PNH3
PN2 2P3H2
∆G = ∆G° + RT ln Q
8b-4 Funciones de Energía libre.
Energía de Gibbs para reacciones químicas en condiciones no estándar
∆G = ∆G° + RT ln Q
Si la reacción está en equilibrio, entonces:
∆G = ∆G° + RT ln Keq= 0
∆G° = -RT ln Keq
ANEXO II – SEMINARIO 1
Seminario
Introducción a la
Termodinámica Química
Calor-1
Calor: Energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores
como consecuencia de una diferencia de temperaturas.
depende de
Cúal sea el cambio de temperatura
La naturaleza de la sustancia
La cantidad de sustancia
q = mce ∆T = C∆T
Ejemplo numérico:
¿Cúanto calor hace falta para:
elevar la temperatura de 7,35 gramos de agua de 21,0 a 98ºC?
Dato : ce = 4.18 Jg −1 º C −1
Resolución:
Q = 7,35 g (agua ) × 4,18
J
× (98,0 − 21,0 ) = 2,36 × 10 3 J
g (agua )º C
Observación: Un aumento de la temperatura del sistema, requiere un aporte de calor
2
Calor-específico-1
Determinación del calor específico
a)
Se añade una muestra de 50g de agua a un vaso que está térmicamente aislado y
se mide su temperatura. Resultado: 22.0 C
b) Se calienta una muestra de 150g de plomo hasta la temperatura de ebullición del agua
•
Se introduce el plomo caliente en el agua fría y se mide la temperatura resultante.
Resultado: 28.
3
Calor-específico-2
Determinar el calor específico a partir de los datos experimentales anteriores
qsistema+qalrededores=0
qagua+qplomo=0
qplomo = -qagua
qagua = mcagua∆T = (50.0 g)(4.184 J/g °C)(28.8 - 22.0)°C=1.4x103J
qplomo = -1.4x103 J = mcplomo∆T = (150.0 g)(c)(28.8 - 100.0)°C
qplomo = -qagua
cplomo = 0.13 Jg-1°C-1
Aplicaciones:
a) Calcular la masa de agua (temperatura 28.5ºC), contenida en un
un recipiente al que se le introduce un 1Kg. de plomo a 100ºC si la temperatura
resultante de la mezcla plomo-agua, ha sido de 35.2ºC
Dato: calor específico del plomo= 0.13 Jg-1ºC-1
b) ¿Cúal es la temperatura final resultante de una mezcla cobre-agua compuesta
por 100.0 g de cobre a 100ºC y 50g de gua a 26.5ºC
Datos: calores específicos (Jg-1ºC-1): cobre: 0.385 , agua: 4.18
4
Bomba-calorimétrica
Bomba Calorimétrica.
Mide el calor desprendido en una Reacción de combustión
Sistema: Calorímetro con todo lo que incluye (bomba, agua, cables, etc..)
Es un sistema aislado con volumen fijo. Reacción a volumen constante
En la Reacción de combustión
Ocurre que
Energía química se transforma en Energía térmica
y la temperatura del sistema aumenta
Calor de reacción: Calor que el sistema debería ceder
a los alrededores para recuperar su temperatura
inicial. Esta cantidad de calor es exactamente igual
al valor opuesto del calor que da lugar a la elevación
de temperatura en el sistema.
Qreacción = −Qcalorímetro
Calor
Qcalorímetro = Qrecipiente + Qcables + Qagua + ....
Qr = −Qcal
Qcalorímetro = C∆T
5
Determinación de un calor de reacción a partir de datos de
una bomba calorímétrica. Ejemplo numérico
P-azúcar
La combustión de 1.010 g sacarosa,(C12H22O11) en una bomba calorimétrica,
hace que la temperatura se eleve de 24.92 a 28.33°C. La capacidad
calorífica del conjunto del calorímetro es C = 4.90 kJ/°C.
(a)¿Cúal es el calor de la reacción de combustión de la sacarosa en kJ/mol?
(b) Verificar la frase publicitaria de los productores del azúcar que una
cucharadita de azúcar (aproximadamente 4.8 g) sólo contiene 19
calorias.
KJ 

Qcal . = C∆t =  4,90
(28,33 − 24,92 )º C = 16,7 KJ
ºC 

Calor de reacción referido a la masa total 1,01 gramos
Calor de reacción referido a 1 gramo
Calor de reacción referido a 1 mol
En una cucharadita : Q = −1,65
Recordar : Qr = −Qcal .
Qr = −16,7 KJ
− 16,7 KJ
KJ
= −1,65
Qr =
1,01g
g (C12 H 22O11 )
Qr = −1,65
KJ
KJ
343,3 g
×
= −5,65 ×103
g (C12 H 22O11 )
mol (C12 H 22O11 )
1 mol
KJ 
Kcalorías
4,8 g
 1caloría 
 = −19


g  cucharadita  4,184 J 
cucharadita
FRASE
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poliestireno
El calorímetro de “vaso de poliestireno”
• Un sencillo calorímetro de plástico:
Consiste de
dos vasos, tapón de corcho, termómetro, agitador
– Está bien cerrado y aislado.
– Se mide la variación de la temperatura.
qr = − qcal .
La mezcla reactiva se coloca en el vaso interior.
El vaso exterior es de poliestireno. Aisla térmicamente al vaso
interior del aire circundante.
La reacción en el calorímetro ocurre a presión constante
Sistema aislado: Calorímetro, mezcla reactiva
8
Trabajo P-V
Trabajo presión-volumen
W = − Pext ∆V
Suponga que 0,100 moles de He (gas ideal) a 298 K. sufren una
cambio de presión desde P = 2.40 atm. A P = 1.30 atm. ¿Qué trabajo,
expresado en julios, se realiza cuando se expande a temperatura
constante?
W = − Pext ∆V Se necesita calcular la variación de volumen:
Vi = nRT/P = (0,100 mol)(0,08201 atm L mol-1 K-1)(298K)/(2,40 atm)=1,02L
De la misma forma se calcula Vf = 1,88 L
∆V = 1,88-1,02 L = 0,86 L
W = -Pext∆V = -(1,30 atm)(0,86 L)(101J/Latm.)= -1,1 102 J W < 0 ⇒ Expansión
9
Energía-interna
Primer Principio de la Termodinámica: Relación entre: ∆U , q, w
Recordar: Signos asignados a Calor y Trabajo
Ejemplo numérico:
Un gas se expansiona a presión constante.
Absorbe 25J de calor y realiza un trabajo de 243 J.
¿Cúal es el cambio en la energía interna del gas?
q( absorbido) ⇒ q > 0
∆U = q + w = (25) + (− 243) = −218 J

w(realizado ⇒ w < 0 
Otros ejemplos a resolver:
A) Al comprimir un gas, se realiza sobre el sistema un trabajo de 355 J
y simultáneamente el sistema cede un calor de 185 J.
¿Cúal es el valor de la variación de energía interna para el sistema?
B) Si la energía interna de un sistema disminuye 125 J y simultáneamente e
el sistema
10
Calores-reacción
COMPARACIÓN DE LOS CALORES DE REACCIÓN
Calor a Presión constante, q P = ∆H
Calor a Volumen constante, qV = ∆U
2CO2 (g ) + O2 ( g ) → 2CO2 ( g )
∆U = ∆H − P∆V
El término P∆V es el asociado con el cambio de
volumen del sistema bajo una presión externa constante.
Si ∆V = 0 ⇒ ∆H = ∆U
(a) El pistón no se mueve
(b) El pistón se mueve
(a ) q = qV
= ∆U = −563,5 J
P ≠ Cte., V = Cte., ∆V = 0 ⇒ w = 0
P = Cte., V ≠ Cte, ∆V ≠ 0 ⇒ w ≠ 0
∆U ≠ ∆H
Calor desprendido, qV < 0
(b ) ∆V < 0 ⇒ − P∆V > 0 ⇒ ∆U < ∆H
q p > qV
∆U = ∆H
∆H = −566,0 KJ Calor desprendido, q P < 0
Se desprende más calor a presión constante
11
Dudosa-cambios de estado
Cambio de estado de la materia
Entalpía molar de vaporización:
H2O (l) → H2O(g)
∆H = 44,0 kJ a 298 K
Entalpía molar de fusión:
H2O (s) → H2O(l)
∆H = 6,01 kJ a 273,15 K
12
Variaciones de entalpía que acompañan a
los cambios de estado de la materia
H-Cambios- estado
Calcule ∆H para el proceso en el que 50,0 g de agua
pasan del estado líquido a 10,0°C a vapor a 25,0°C.
Dato : ∆H Vaporización = ∆H V (agua,298K ) = 44
KJ
mol
Considere el proceso en dos etapas:
Elevación de la temperatura del agua líquida y vaporización completa del líquido.
La variación de entalpía total es la suma de las variaciones de cada etapa.
q p = mc p (agua )∆T + n∆H V
1ª etapa
2 ª etapa

J 
KJ
50 g
qP = (50,0 g ) ×  4,18
× 44,0
(25 − 10 )º C +
g
g
C
mol
º


18,0
mol
qP = 3
,
14
KJ
+122
KJ
= 125 KJ
1ª etapa
2 ª etapa
13
Hess-1
Determination indirecta de ∆H: ley de Hess
Utilidad de ∆H: Se pueden calcular calores de reacción a partir de medidas experimentales.
Esto es posible por las siguientes características de ∆H
1.- ∆H es una propiedad extensiva:
• La variación de entalpía es directamente proporcional a la cantidad de
sustancia en un sistema.
Ejemplo:Reacción en la que se forman 2 moles de NO(g) a partir de sus elementos:
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) La variación de entalpía, es:∆H = +180,50 kJ
Reacción de formación de 1 mol
La variación de entalpía,
½N2(g) + ½O2(g) → NO(g)
es:∆H = +90,25 kJ. La mitad de la anterior
2.- ∆H cambia su signo cuando se invierte un proceso:
NO(g) → ½N2(g) + ½O2(g) ∆H = -90,25 kJ
14
Hess-2
Ley de Hess
• Ley de Hess de la suma del calor constante:
– Si un proceso transcurre en varias etapas o pasos (incluso sólo
hipotéticamente), la variación de entalpía del proceso global (neto) es
la suma de las variaciones de entalpía de las etapas individuales.
½N2(g) + ½O2(g) → NO(g)
∆H = +90,25 kJ
NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) ∆H = -57,07 kJ
½N2(g) + O2(g) → NO2(g)
∆H = +33,18 kJ
La ley de Hess es una consecuencia de que la entalpía, H es una función de estado.
Independientemente del camino recorrido para ir desde el estado inicial al final,
la variación de entalpía, ∆H, tiene el mismo valor
15
H-estándar
Entalpías de formación estándar ∆H 0f
•
•
La entalpía de formación estándar de una sustancia es la
variación de entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de
la sustancia en el estado estándar a partir de sus elementos en los
estados estándar de sus formas de referencia.
La entalpía de formación estándar de un elemento puro en su
estado de referencia es 0.
Ejemplo, a T= 298K
Escriba la reacción de formación en condiciones estándar del formaldehído
Formas más estables de los elementos:
H 2 (g )
O2 ( g )
C ( grafito, sólido )
1
H 2 (g ) + O2 (g ) + C (grafito ) → HCHO (g )
2
∆H 0f = −108,6 KJ
16
Valores-H-formación
Entalpías de formación estándar a 298K
Observación:
Las entalpías de formación pueden
tener valores positivos ó negativos
17
Entalpías de reacción estándar a partir de entalpías de formación estándar
H-reacción-1
Cálculo de la entalpía de reacción de la
∆H 0 a partir de ∆H 0f
Ejemplo Descomposición del bicarbonato de sodio
(Ocurre cuando se utiliza en alimentos que se hornean)
2 NaHCO3 (s ) → Na2CO3 (s ) + H 2O(l ) + CO2 ( g )
∆H 0 ?
Supongamos que ocurre en dos etapas:
Primera etapa: 2 moles de NaHCO3 se descomponen según (a)
2 moles de Na(s) 
 1 mol de C(grafito)


Segunda etapa: 
se combinan según (b ), (c ) y (d )
H
1
mol
de
2


3 moles de O2

(a ) 2 NaHCO3 (s ) → 2 Na(s ) + H 2 ( g ) + 2C (grafito ) + 3O2 (g )
∆H 0 = −2 × ∆H 0f [NaHCO3 (s )]
(b ) 2 Na(s ) + C (grafito ) + 3 O2 (g ) → Na2CO3 (s )
∆H 0 = ∆H 0f [Na2CO3 (s )]
(c ) H 2 (g ) + 1 O2 (g ) → H 2O(l )
∆H 0 = ∆H 0f [H 2O(l )]
2
2
(d ) C (grafito ) + O2 (g ) → CO2 (g )
∆H o = ∆H 0f [CO2 ( g )]
∆H 0 = ∆H 0f [Na 2CO3 (s )] + ∆H 0f [H 2O (l )] + ∆H 0f [CO2 (g )] − 2∆H 0f [NaHCO3 (s )]
18
Variación de entalpía de la reacción global: Suma de variaciones de entalpía de las etapas individuales
Diagrama entálpico para visualizar que ∆H0 es una función de estado
H-reacción-2
La misma reacción anterior
2 NaHCO3 (s ) → Na2CO3 (s ) + H 2O(l ) + CO2 ( g )
∆H 0 ?
Diagrama entálpico
El camino que se muestra en el diagrama no se
corresponde con el camino real seguido en las dos
etapas anteriores. Sería el camino ideal
Sin embargo, para este camino ideal, también se cumple:
∆H 0 = ∆H 0f [Na 2CO3 (s )] + ∆H 0f [H 2O(l )] +
+ ∆H 0f [CO2 (g )] − 2∆H 0f [NaHCO3 (s )]
Igual que para el camino real anterior
COMO CORRESPONDE A
UNA FUNCIÓN DE ESTADO
19
2 NaHCO3 (s ) → Na2CO3 (s ) + H 2O(l ) + CO2 (g )
H-reacción-3
∆H 0 ?
0
0
∆H 0 = ∆H descomposi
ción + ∆H formación
0
0
∆H descomposi
ción = −2∆H f [NaHCO3 (s )]
∆H 0formación = ∆H 0f [Na2CO3 (s )] + ∆H 0f [H 2O(l )] + ∆H 0f [CO2 (g )]
Global:
∆H = ∆H 0f [Na 2CO3 (s )] + ∆H 0f [H 2O (l )] + ∆H 0f [CO2 (g )] − 2∆H 0f [NaHCO3 (s )]
0
En general:
∆H 0 = ∑ν p ∆H 0f ( productos ) − ∑ν r ∆H 0f (reactivos )
Ejemplo:
7
C2 H 6 ( g ) + O2 ( g ) → 2CO2 ( g ) + 3H 2O (l )
2
{
∆H 0 ?
}
7


∆H 0 = 2∆H 0f [CO2 (g )] + 3∆H 0f [H 2O (l )] − 1∆H 0f [C 2 H 6 (g )] + ∆H 0f [O2 (g )]
2


Buscar datos de ∆H de todos los participantes en la reacción
0
f
Recuerde : ∆H 0f [O2 ( g )] = 0
20
Entalpías de formación estándar a partir de entalpías de combustión estándar
H-reacción-4
Cálculo de un valor desconocido de ∆H 0f
Se quiere :
el valor de la entalpía de formación, ∆H 0f del benceno líquido C6 H12O6 (l )
Se conocen:
(a )∆H 0 para la reacción : 2C6 H 6 (l ) + 15O2 (g ) → 12CO2 (g ) + 6 H 2O(l )
(b )∆H 0f
∆H 0 = −6535KJ

 KJ  
 KJ 
0 
 H 2O(l ) = −285,8 mol  y ∆H f CO2 (g ) = −393,5 mol  






Aplicando la expresión:
∆H 0 = ∑ν p ∆H 0f ( productos ) − ∑ν r ∆H 0f (reactivos )
{
} {
}
∆H 0 = 12∆H 0f [CO2 ( g )] + 6∆H 0f [H 2O(l )] − 2∆H 0f [C6 H 6 (l )] − 15∆H 0f [O2 (g )]
∆H 0f [C6 H 6 (l )] =
{12∆H [CO (g )] + 6∆H [H O(l )]}− 15∆H [O (g )] − ∆H
0
f
2
0
f
2
0
f
2
12 × (− 393,5) + 6 × (− 285,8) + 6535
KJ
∆H [C6 H 6 (l )] =
= 49
2
mol
0
f
0
2
∆H 0f [C6 H 6 (l )] = 49 KJ
21
ANEXO II – SEMINARIO 2
Predicciones cualitativas de los cambios de
entropía en los procesos químicos
Prediga si cada uno de los siguientes procesos implica un aumento o
disminución de la entropía, o si el resultado es dudoso.
a)2 NH4NO3(s) → 2 N2(g) + 4H2O(g) + O2(g)
El número de moles de gas pasa de 0 a 7 ⇒ ∆S >> 0
b)2 SO2(g), + O2(g) → 2 SO3(g)
Disminuyen los moles de gas ⇒ ∆S < 0
c) C12H22O11(aq) → C12H22O11(s)
La movilidad de las moléculas y el número de microestados disminuye al
cristalizar la sacarosa ⇒ ⇒ ∆S < 0
d)CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)
El número de moles de gas permanece constante. Las entropías de los
cuatro gases son ligeramente diferentes. ∆S será pequeño y no podemos
predecir su signo
Determinación de ∆S0 para un cambio de fase
¿Cuál es la entropía molar estándar de vaporización
del agua a 373ºK, sabiendo que la entalpía molar
estándar de vaporización es 40,7 kJ·mol-1?
H2O(l) ↔ H2O(g)
∆H0vap
∆S0vap =
Teb
1·K-1
=
40,7 kJ·mol-1
373ºK
= 0.109 kJ·mol-
Cálculo de las variaciones de entropía a
partir de entropías molares estándar
Calcule ∆S0 para la oxidación de NO a NO2, sabiendo que,
a 298ºK, S0NO2(g) = 240,1 j·K-1, S0NO(g)=210,8 J·K-1 y S0O2(g=
205,1J·K-1
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)
∆S0298K = 2 S0NO2(g) – 2 S0NO(g) - S0O2(g)
∆S0298K = 2 x 240,1 – 2 x 210,8 – 205,1 = -146,5 J·K-1
El resultado es coherente con el valor negativo de ∆S0298K
que cabría esperar para un proceso en el que disminuye
el número de moles de gas, aumentando el orden del
sistema
Predicción de la espontaneidad de un
proceso
Predicción de la espontaneidad de un proceso
¿En qué condiciones de temperatura espera que se
produzcan espontáneamente las siguientes
reacciones?
a) 2 NH4NO3(s) → 2 N2(g) + 4H2O(g) + O2(g) ∆H0 = -236,0 kJ
b) I2(g) → 2I(g)
a)
b)
∆H0<0 (proceso exotérmico) y ∆S0>>0 porque hay un
aumento de moles de gas (y del desorden del
sistema). Como consecuencia ∆G0 = ∆H0 - T ∆S0 < 0 y
el proceso será espontáneo a cualquier temperatura
∆S0>0 al aumentar el número de moles de gas (1 a 2).
∆H0 >0. Por tanto, ∆G0 >0 a temperaturas bajas y
∆G0<0 a temperaturas altas.
La espontaneidad se favorece al subir la
temperatura
Relación entre ∆G° y ∆G en
condiciones no estándar
2 N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
∆G = ∆H - T∆S
∆G° = ∆H° - T∆S°
Para gases ideales ∆H = ∆H°
∆G = ∆H° - T∆S
Relación entre S y S°
Para la expansión isotérmica y reversible de un gas ideal:
Vf
qrev = -w = RT ln
Vi
∆S =
qrev
T
∆S = Sf – Si= R ln
S = S°- R ln
Vf
Vi
= R ln
Vf
Vi
Pi
= R ln
Pf
= -R ln
Pf
Pi
P
P
= S° - R ln P
= S°- R ln
1
P°
Relación entre ∆S y ∆S0 para un proceso químico
2 N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
SN2 = S0N2 – Rln PN2
SH2 = S0H2 – Rln PH2
SNH3 = S0NH3 – Rln PNH3
∆S = 2(S0NH3 – Rln PNH3) – 2(S0N2 – Rln PN2) –3(S0H2 – Rln PH2)
3
2
∆S = 2
S0
NH3 –
2S0N2 –3S0H2+
Rln
∆S = ∆S° + Rln
PN2PH2
2
2
PNH3
3
2
PN2PH2
PNH3
∆G en condiciones no estándar
∆G = ∆H° - T∆S
∆S = ∆S° + Rln
∆G = ∆H° - T∆S° – TR ln
PN2 2P3H2
2
PNH
3
PN2 2P3H2
2
PNH
3
2
∆G = ∆G° + RT ln
PNH3
PN2 2P3H2
∆G = ∆G° + RT ln Q
Relación entre ∆G y la
constante de equilibrio Keq
∆G = ∆G° + RT ln Q
Si la reacción está en equilibrio, entonces:
Q = Keq
∆G = ∆G° + RT ln Keq= 0
∆G° = -RT ln Keq
Criterio de espontaneidad
Todas las reacciones químicas consisten en una reacción directa y
otra inversa.
El sentido de un cambio espontáneo es aquel en el que disminuye la
energía Gibbs.
El signo y el valor de ∆Go determinan si el punto de equilibrio está
más cerca de los reactivos o de los productos y si al final del
proceso quedan cantidades apreciables de ambos o si sólo hay
cantidades significativas de productos o reactivos
Significance of the Magnitude of ∆Go
Ejercicio: Predicción de la estabilidad en condiciones
no estándar
Para la siguiente reacción: está
estándar la reacció
reacción
(CH3)2CHOH(g) ↔ (CH3)2CO(g) + H2(g)
la constante de equilibrio es 0,444 a 452ºK. ¿Es espontánea esta reacción en
condiciones estándar?. ¿Será espontánea la reacción cuando las presiones
parciales del 2-propanol, propanona e hidrógeno sean 1,0, 0,1 y 0,1 bar
respectivamente?103 J·mol-1
∆G0 = -RTlnKeq = - 8,3145 J·
J·mol-1·K-1 x 452K x ln(0,444) = 3,05·
3,05·103 J·mol-1 > 0
En condiciones no es espontá
espontánea. En condiciones no está
estándar:
P
P
(CH3)2CO
)2CO
H2
(CH3
∆G = ∆G0 + RTln
P(CH3)2CHOH
(CH3)2CHOH
0,1 x 0,1 = -1,43··104 Jmol-1
∆G = 3,05·
3,05·103 J·mol-1 + (8,3145 J·
J·mol-1 ·K-1 x 452K x ln
1,43
1
Reacció
Reacción espontá
espontánea
Ejercicio: Cálculo de la constante de equilibrio a partir de ∆Go
Determine, a partir de las energías estándar de formación de Gibbs, la
constante de equilibrio a 298,15ºK para la siguiente reacción:
Mg(OH)2(s) + 2H+ ↔ Mg2*(aq) + 2H2O(l)
∆Gf0[H2O(l] = -237,1kJ mol-1
∆Gf0[Mg2+(aq)] = -454,8kJ mol-1
∆Gf0[Mg(OH)2(s)] = -833,5kJ mol-1
∆Gf0[H+aq] = 0
∆G0 = 2 ∆Gf0[H2O(l)] + ∆Gf0[Mg2+ (aq)] - ∆Gf0[Mg(OH)2(s)]
∆G0 = 2(-237,1kJ·mol-1) + (-454,8 kJ·mol-1) – (-833,5 kJ·mol-1) = -95,5 kJ·mol-1
∆G0 = -RT lnKeq ⇒ lnKeq = 38,5 ⇒ Keq = e38,5 = 5·1016
En esas condiciones el sistema está
está completamente desplazado a
la derecha y el hidró
hidróxido se disolverá
disolverá mientras se mantenga la
ácidez
ANEXO II – SEMINARIO 3
Seminario
Introducción a la
Termodinámica Química
Calor-1
Calor: Energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores
como consecuencia de una diferencia de temperaturas.
depende de
Cúal sea el cambio de temperatura
La naturaleza de la sustancia
La cantidad de sustancia
q = mce ∆T = C∆T
Ejemplo numérico:
¿Cúanto calor hace falta para:
elevar la temperatura de 7,35 gramos de agua de 21,0 a 98ºC?
Dato : ce = 4.18 Jg −1 º C −1
Resolución:
Q = 7,35 g (agua ) × 4,18
J
× (98,0 − 21,0 ) = 2,36 × 10 3 J
g (agua )º C
Observación: Un aumento de la temperatura del sistema, requiere un aporte de calor
2
Calor-específico-1
Determinación del calor específico
a)
Se añade una muestra de 50g de agua a un vaso que está térmicamente aislado y
se mide su temperatura. Resultado: 22.0 C
b) Se calienta una muestra de 150g de plomo hasta la temperatura de ebullición del agua
•
Se introduce el plomo caliente en el agua fría y se mide la temperatura resultante.
Resultado: 28.
3
Calor-específico-2
Determinar el calor específico a partir de los datos experimentales anteriores
qsistema+qalrededores=0
qagua+qplomo=0
qplomo = -qagua
qagua = mcagua∆T = (50.0 g)(4.184 J/g °C)(28.8 - 22.0)°C=1.4x103J
qplomo = -1.4x103 J = mcplomo∆T = (150.0 g)(c)(28.8 - 100.0)°C
qplomo = -qagua
cplomo = 0.13 Jg-1°C-1
Aplicaciones:
a) Calcular la masa de agua (temperatura 28.5ºC), contenida en un
un recipiente al que se le introduce un 1Kg. de plomo a 100ºC si la temperatura
resultante de la mezcla plomo-agua, ha sido de 35.2ºC
Dato: calor específico del plomo= 0.13 Jg-1ºC-1
b) ¿Cúal es la temperatura final resultante de una mezcla cobre-agua compuesta
por 100.0 g de cobre a 100ºC y 50g de gua a 26.5ºC
Datos: calores específicos (Jg-1ºC-1): cobre: 0.385 , agua: 4.18
4
Bomba-calorimétrica
Bomba Calorimétrica.
Mide el calor desprendido en una Reacción de combustión
Sistema: Calorímetro con todo lo que incluye (bomba, agua, cables, etc..)
Es un sistema aislado con volumen fijo. Reacción a volumen constante
En la Reacción de combustión
Ocurre que
Energía química se transforma en Energía térmica
y la temperatura del sistema aumenta
Calor de reacción: Calor que el sistema debería ceder
a los alrededores para recuperar su temperatura
inicial. Esta cantidad de calor es exactamente igual
al valor opuesto del calor que da lugar a la elevación
de temperatura en el sistema.
Qreacción = −Qcalorímetro
Calor
Qcalorímetro = Qrecipiente + Qcables + Qagua + ....
Qr = −Qcal
Qcalorímetro = C∆T
5
Determinación de un calor de reacción a partir de datos de
una bomba calorímétrica. Ejemplo numérico
P-azúcar
La combustión de 1.010 g sacarosa,(C12H22O11) en una bomba calorimétrica,
hace que la temperatura se eleve de 24.92 a 28.33°C. La capacidad
calorífica del conjunto del calorímetro es C = 4.90 kJ/°C.
(a)¿Cúal es el calor de la reacción de combustión de la sacarosa en kJ/mol?
(b) Verificar la frase publicitaria de los productores del azúcar que una
cucharadita de azúcar (aproximadamente 4.8 g) sólo contiene 19
calorias.
KJ 

Qcal . = C∆t =  4,90
(28,33 − 24,92 )º C = 16,7 KJ
ºC 

Calor de reacción referido a la masa total 1,01 gramos
Calor de reacción referido a 1 gramo
Calor de reacción referido a 1 mol
En una cucharadita : Q = −1,65
Recordar : Qr = −Qcal .
Qr = −16,7 KJ
− 16,7 KJ
KJ
= −1,65
Qr =
1,01g
g (C12 H 22O11 )
Qr = −1,65
KJ
KJ
343,3 g
×
= −5,65 ×103
g (C12 H 22O11 )
mol (C12 H 22O11 )
1 mol
KJ 
Kcalorías
4,8 g
 1caloría 
 = −19


g  cucharadita  4,184 J 
cucharadita
FRASE
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¡CIERTA! 6
ejemplos
Calor de combustión
Otros ejemplos a resolver:
A) La vainillina es un componente natural de la vainilla, que se prepara para
utilizarla en sabores artificiales a vainilla.
La combustión de 1,013 g. de vainilla, C8 H 8O3 , en una bomba calorimétrica hace
que la temperatura se eleve desde 24,89 a 30,9ºC.
Calcular el calor de combustión de la vainilla, expresándolo en Kilojulios por
mol de C8 H 8 O3
B)La combustión de una muestra de 1,176 g de ácido benzoico, HC7 H 5O2 en una
bomba calorimétrica, ocasiona un incremento de la temperatura de 4,96ºC.
Si el calor de combustión del (HC 7 H 5 O2 ) es , − 26,42 kJ
g
Calcular la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica.
7
poliestireno
El calorímetro de “vaso de poliestireno”
• Un sencillo calorímetro de plástico:
Consiste de
dos vasos, tapón de corcho, termómetro, agitador
– Está bien cerrado y aislado.
– Se mide la variación de la temperatura.
qr = − qcal .
La mezcla reactiva se coloca en el vaso interior.
El vaso exterior es de poliestireno. Aisla térmicamente al vaso
interior del aire circundante.
La reacción en el calorímetro ocurre a presión constante
Sistema aislado: Calorímetro, mezcla reactiva
8
Trabajo P-V
Trabajo presión-volumen
W = − Pext ∆V
Suponga que 0,100 moles de He (gas ideal) a 298 K. sufren una
cambio de presión desde P = 2.40 atm. A P = 1.30 atm. ¿Qué trabajo,
expresado en julios, se realiza cuando se expande a temperatura
constante?
W = − Pext ∆V Se necesita calcular la variación de volumen:
Vi = nRT/P = (0,100 mol)(0,08201 atm L mol-1 K-1)(298K)/(2,40 atm)=1,02L
De la misma forma se calcula Vf = 1,88 L
∆V = 1,88-1,02 L = 0,86 L
W = -Pext∆V = -(1,30 atm)(0,86 L)(101J/Latm.)= -1,1 102 J W < 0 ⇒ Expansión
9
Primer Principio de la Termodinámica: Relación entre: ∆U , q, w
Energía-interna
Recordar: Signos asignados a Calor y Trabajo
Ejemplo numérico:
Un gas se expansiona a presión constante.
Absorbe 25J de calor y realiza un trabajo de 243 J.
¿Cúal es el cambio en la energía interna del gas?
q( absorbido) ⇒ q > 0
∆U = q + w = (25) + (− 243) = −218 J

w(realizado ⇒ w < 0 
Otros ejemplos a resolver:
A) Al comprimir un gas, se realiza sobre el sistema un trabajo de 355 J
y simultáneamente el sistema cede un calor de 185 J.
¿Cúal es el valor de la variación de energía interna para el sistema?
B) Si la energía interna de un sistema disminuye 125 J y simultáneamente e
el sistema
10
Calores-reacción
COMPARACIÓN DE LOS CALORES DE REACCIÓN
Calor a Presión constante, q P = ∆H
Calor a Volumen constante, qV = ∆U
2CO2 (g ) + O2 ( g ) → 2CO2 ( g )
∆U = ∆H − P∆V
El término P∆V es el asociado con el cambio de
volumen del sistema bajo una presión externa constante.
Si ∆V = 0 ⇒ ∆H = ∆U
(a) El pistón no se mueve
(b) El pistón se mueve
(a ) q = qV
= ∆U = −563,5 J
P ≠ Cte., V = Cte., ∆V = 0 ⇒ w = 0
P = Cte., V ≠ Cte, ∆V ≠ 0 ⇒ w ≠ 0
∆U ≠ ∆H
Calor desprendido, qV < 0
(b ) ∆V < 0 ⇒ − P∆V > 0 ⇒ ∆U < ∆H
q p > qV
∆U = ∆H
∆H = −566,0 KJ Calor desprendido, qP < 0
11
Se desprende más calor a presión constante
Dudosa-cambios de estado
Cambio de estado de la materia
Entalpía molar de vaporización:
H2O (l) → H2O(g)
∆H = 44,0 kJ a 298 K
Entalpía molar de fusión:
H2O (s) → H2O(l)
∆H = 6,01 kJ a 273,15 K
12
Variaciones de entalpía que acompañan a
los cambios de estado de la materia
H-Cambios- estado
Calcule ∆H para el proceso en el que 50,0 g de agua
pasan del estado líquido a 10,0°C a vapor a 25,0°C.
Dato : ∆H Vaporización = ∆H V (agua,298K ) = 44
KJ
mol
Considere el proceso en dos etapas:
Elevación de la temperatura del agua líquida y vaporización completa del líquido.
La variación de entalpía total es la suma de las variaciones de cada etapa.
q p = mc p (agua )∆T + n∆H V
1ª etapa
2 ª etapa

50 g
J 
KJ
(25 − 10 )º C +
× 44,0
qP = (50,0 g ) ×  4,18
g
º
g
C
mol


18,0
mol
qP = 3
,
14
KJ
+122
KJ
= 125KJ
1ª etapa
2 ª etapa
13
Hess-1
Determination indirecta de ∆H: ley de Hess
Utilidad de ∆H: Se pueden calcular calores de reacción a partir de medidas experimentales.
Esto es posible por las siguientes características de ∆H
1.- ∆H es una propiedad extensiva:
• La variación de entalpía es directamente proporcional a la cantidad de
sustancia en un sistema.
Ejemplo:Reacción en la que se forman 2 moles de NO(g) a partir de sus elementos:
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) La variación de entalpía, es:∆H = +180,50 kJ
Reacción de formación de 1 mol
La variación de entalpía,
½N2(g) + ½O2(g) → NO(g)
es:∆H = +90,25 kJ. La mitad de la anterior
2.- ∆H cambia su signo cuando se invierte un proceso:
NO(g) → ½N2(g) + ½O2(g) ∆H = -90,25 kJ
14
Hess-2
Ley de Hess
• Ley de Hess de la suma del calor constante:
– Si un proceso transcurre en varias etapas o pasos (incluso sólo
hipotéticamente), la variación de entalpía del proceso global (neto) es
la suma de las variaciones de entalpía de las etapas individuales.
½N2(g) + ½O2(g) → NO(g)
∆H = +90,25 kJ
NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) ∆H = -57,07 kJ
½N2(g) + O2(g) → NO2(g)
∆H = +33,18 kJ
La ley de Hess es una consecuencia de que la entalpía, H es una función de estado.
Independientemente del camino recorrido para ir desde el estado inicial al final,
la variación de entalpía, ∆H, tiene el mismo valor
15
H-estándar
Entalpías de formación estándar ∆H 0f
•
•
La entalpía de formación estándar de una sustancia es la
variación de entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de
la sustancia en el estado estándar a partir de sus elementos en los
estados estándar de sus formas de referencia.
La entalpía de formación estándar de un elemento puro en su
estado de referencia es 0.
Ejemplo, a T= 298K
Escriba la reacción de formación en condiciones estándar del formaldehído
Formas más estables de los elementos:
H 2 (g )
O2 ( g )
C ( grafito, sólido )
1
H 2 (g ) + O2 (g ) + C (grafito ) → HCHO (g )
2
∆H 0f = −108,6 KJ
16
Valores-H-formación
Entalpías de formación estándar a 298K
Observación:
Las entalpías de formación pueden
tener valores positivos ó negativos
17
Entalpías de reacción estándar a partir de entalpías de formación estándar
H-reacción-1
Cálculo de la entalpía de reacción de la
∆H 0 a partir de ∆H 0f
Ejemplo Descomposición del bicarbonato de sodio
(Ocurre cuando se utiliza en alimentos que se hornean)
2 NaHCO3 (s ) → Na2CO3 (s ) + H 2O(l ) + CO2 ( g )
∆H 0 ?
Supongamos que ocurre en dos etapas:
Primera etapa: 2 moles de NaHCO3 se descomponen según (a)
2 moles de Na(s) 
 1 mol de C(grafito)


Segunda etapa: 
se combinan según (b ), (c ) y (d )

1 mol de H 2

3 moles de O2
(a ) 2 NaHCO3 (s ) → 2 Na (s ) + H 2 ( g ) + 2C (grafito ) + 3O2 (g )
∆H 0 = −2 × ∆H 0f [NaHCO3 (s )]
(b ) 2 Na (s ) + C (grafito ) + 3 O2 (g ) → Na2CO3 (s )
∆H 0 = ∆H 0f [Na2CO3 (s )]
(c ) H 2 (g ) + 1 O2 (g ) → H 2O(l )
∆H 0 = ∆H 0f [H 2O(l )]
2
2
(d ) C (grafito ) + O2 (g ) → CO2 (g )
∆H o = ∆H 0f [CO2 ( g )]
∆H 0 = ∆H 0f [Na 2CO3 (s )] + ∆H 0f [H 2O(l )] + ∆H 0f [CO2 (g )] − 2∆H 0f [NaHCO3 (s )]
18
Variación de entalpía de la reacción global: Suma de variaciones de entalpía de las etapas individuales
H-reacción-2
Diagrama entálpico para visualizar que ∆H0 es una función de estado
La misma reacción anterior
2 NaHCO3 (s ) → Na2CO3 (s ) + H 2O(l ) + CO2 ( g )
∆H 0 ?
Diagrama entálpico
El camino que se muestra en el diagrama no se
corresponde con el camino real seguido en las dos
etapas anteriores. Sería el camino ideal
Sin embargo, para este camino ideal, también se cumple:
∆H 0 = ∆H 0f [Na 2CO3 (s )] + ∆H 0f [H 2O(l )] +
+ ∆H 0f [CO2 (g )] − 2∆H 0f [NaHCO3 (s )]
Igual que para el camino real anterior
COMO CORRESPONDE A
UNA FUNCIÓN DE ESTADO
2 NaHCO3 (s ) → Na2CO3 (s ) + H 2O(l ) + CO2 (g )
19
H-reacción-3
∆H 0 ?
0
0
∆H 0 = ∆H descomposi
ción + ∆H formación
0
0
∆H descomposi
ción = −2∆H f [NaHCO3 (s )]
∆H 0formación = ∆H 0f [Na2CO3 (s )] + ∆H 0f [H 2O(l )] + ∆H 0f [CO2 (g )]
Global:
∆H 0 = ∆H 0f [Na 2CO3 (s )] + ∆H 0f [H 2O (l )] + ∆H 0f [CO2 (g )] − 2∆H 0f [NaHCO3 (s )]
En general:
∆H 0 = ∑ν p ∆H 0f ( productos ) − ∑ν r ∆H 0f (reactivos )
Ejemplo:
7
C2 H 6 (g ) + O2 (g ) → 2CO2 (g ) + 3H 2O (l )
2
{
∆H 0 ?
}
7


∆H 0 = 2∆H 0f [CO2 (g )] + 3∆H 0f [H 2O(l )] − 1∆H 0f [C2 H 6 (g )] + ∆H 0f [O2 (g )]
2


Buscar datos de ∆H de todos los participantes en la reacción
0
f
Recuerde : ∆H 0f [O2 ( g )] = 0
20
Entalpías de formación estándar a partir de entalpías de combustión estándar
H-reacción-4
Cálculo de un valor desconocido de ∆H 0f
Se quiere :
el valor de la entalpía de formación, ∆H 0f del benceno líquido C6 H 12O6 (l )
Se conocen:
(a )∆H 0 para la reacción : 2C6 H 6 (l ) + 15O2 (g ) → 12CO2 (g ) + 6 H 2O(l )
(b )∆H 0f
∆H 0 = −6535KJ

 KJ 
 KJ  
0 
 H 2O(l ) = −285,8 mol  y ∆H f CO2 (g ) = −393,5 mol  






Aplicando la expresión:
∆H 0 = ∑ν p ∆H 0f ( productos ) − ∑ν r ∆H 0f (reactivos )
{
} {
}
∆H 0 = 12∆H 0f [CO2 ( g )] + 6∆H 0f [H 2O(l )] − 2∆H 0f [C6 H 6 (l )] − 15∆H 0f [O2 (g )]
∆H 0f [C6 H 6 (l )] =
{12∆H [CO (g )] + 6∆H [H O(l )]}− 15∆H [O (g )] − ∆H
0
f
2
0
f
2
0
f
2
12 × (− 393,5) + 6 × (− 285,8) + 6535
KJ
∆H [C6 H 6 (l )] =
= 49
2
mol
0
f
0
2
∆H 0f [C6 H 6 (l )] = 49 KJ
21
Predicciones cualitativas de los cambios de
entropía en los procesos químicos
Prediga si cada uno de los siguientes procesos implica un aumento o
disminución de la entropía, o si el resultado es dudoso.
a)2 NH4NO3(s) → 2 N2(g) + 4H2O(g) + O2(g)
El número de moles de gas pasa de 0 a 7 ⇒ ∆S >> 0
b)2 SO2(g), + O2(g) → 2 SO3(g)
Disminuyen los moles de gas ⇒ ∆S < 0
c) C12H22O11(aq) → C12H22O11(s)
La movilidad de las moléculas y el número de microestados disminuye al
cristalizar la sacarosa ⇒ ⇒ ∆S < 0
d)CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)
El número de moles de gas permanece constante. Las entropías de los
cuatro gases son ligeramente diferentes. ∆S será pequeño y no podemos
predecir su signo
22
Determinación de ∆S0 para un cambio de fase
¿Cuál es la entropía molar estándar de vaporización del
agua a 373ºK, sabiendo que la entalpía molar estándar de
vaporización es 40,7 kJ·mol-1?
H2O(l) ↔ H2O(g)
∆S0vap =
∆H0vap
Teb
-1
= 40,7 kJ·mol
373ºK
= 0.109 kJ·mol-1·K-1
23
Cálculo de las variaciones de entropía a partir de
entropías molares estándar
Calcule ∆S0 para la oxidación de NO a NO2, sabiendo que, a
298ºK, S0NO2(g) = 240,1 j·K-1, S0NO(g)=210,8 J·K-1 y S0O2(g= 205,1J·K-1
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)
∆S0298K = 2 S0NO2(g) – 2 S0NO(g) - S0O2(g)
∆S0298K = 2 x 240,1 – 2 x 210,8 – 205,1 = -146,5 J·K-1
El resultado es coherente con el valor negativo de ∆S0298K que
cabría esperar para un proceso en el que disminuye el número de
moles de gas, aumentando el orden del sistema
24
Predicción de la espontaneidad de un
proceso
25
Predicción de la espontaneidad de un proceso
¿En qué condiciones de temperatura espera que se produzcan
espontáneamente las siguientes reacciones?
a) 2 NH4NO3(s) → 2 N2(g) + 4H2O(g) + O2(g) ∆H0 = -236,0 kJ
b) I2(g) → 2I(g)
a)
b)
∆H0<0 (proceso exotérmico) y ∆S0>>0 porque hay un
aumento de moles de gas (y del desorden del sistema).
Como consecuencia ∆G0 = ∆H0 - T ∆S0 < 0 y el proceso
será espontáneo a cualquier temperatura
∆S0>0 al aumentar el número de moles de gas (1 a 2).
∆H0 >0. Por tanto, ∆G0 >0 a temperaturas bajas y
∆G0<0 a temperaturas altas.
La espontaneidad se favorece al subir la temperatura
26
Relación entre ∆G° y ∆G en condiciones
no estándar
2 N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
∆G = ∆H - T∆S
∆G° = ∆H° - T∆S°
Para gases ideales ∆H = ∆H°
∆G = ∆H° - T∆S
27
Relación entre S y S°
Para la expansión isotérmica y reversible de un gas ideal:
Vf
qrev = -w = RT ln
Vi
∆S =
qrev
T
∆S = Sf – Si= R ln
S = S°- R ln
Vf
Vi
= R ln
Vf
Vi
= R ln
Pi
Pf
= -R ln
Pf
Pi
P
P
= S° - R ln P
= S°- R ln
1
P°
28
Relación entre ∆S y ∆S0 para un proceso químico
2 N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
SN2 = S0N2 – Rln PN2
SH2 = S0H2 – Rln PH2
SNH3 = S0NH3 – Rln PNH3
∆S = 2(S0NH3 – Rln PNH3) – 2(S0N2 – Rln PN2) –3(S0H2 – Rln PH2)
3
2
∆S = 2 S0NH3 – 2S0N2 –3S0H2+ Rln
2
PNH3
3
2
∆S = ∆S° + Rln
PN2PH2
PN2PH2
2
PNH3
29
∆G en condiciones no estándar
∆G = ∆H° - T∆S
∆S = ∆S° + Rln
∆G = ∆H° - T∆S° – TR ln
PN2 2P3H2
2
PNH
3
PN2 2P3H2
2
PNH
3
2
∆G = ∆G° + RT ln
PNH3
PN2 2P3H2
∆G = ∆G° + RT ln Q
30
Relación entre ∆G y la constante
de equilibrio Keq
∆G = ∆G° + RT ln Q
Si la reacción está en equilibrio, entonces:
Q = Keq
∆G = ∆G° + RT ln Keq= 0
∆G° = -RT ln Keq
31
Criterio de espontaneidad
Todas las reacciones químicas consisten en una reacción directa y
otra inversa.
El sentido de un cambio espontáneo es aquel en el que disminuye la
energía Gibbs.
El signo y el valor de ∆Go determinan si el punto de equilibrio está
más cerca de los reactivos o de los productos y si al final del
proceso quedan cantidades apreciables de ambos o si sólo hay
cantidades significativas de productos o reactivos
32
Significance of the Magnitude of ∆Go
33
Ejercicio: Predicción de la estabilidad en condiciones
no estándar
Para la siguiente reacción: está
estándar la reacció
reacción
(CH3)2CHOH(g) ↔ (CH3)2CO(g) + H2(g)
la constante de equilibrio es 0,444 a 452ºK. ¿Es espontánea esta reacción en
condiciones estándar?. ¿Será espontánea la reacción cuando las presiones
parciales del 2-propanol, propanona e hidrógeno sean 1,0, 0,1 y 0,1 bar
respectivamente?103 J·mol-1
∆G0 = -RTlnKeq = - 8,3145 J·
J·mol-1·K-1 x 452K x ln(0,444) = 3,05·
3,05·103 J·mol-1 > 0
En condiciones no es espontá
espontánea. En condiciones no está
estándar:
P(CH3)2CO
)2CO PH2
(CH3
0
∆G = ∆G + RTln
P(CH3)2CHOH
(CH3)2CHOH
0,1 x 0,1 = -1,43··104 Jmol-1
∆G = 3,05·
3,05·103 J·mol-1 + (8,3145 J·
J·mol-1 ·K-1 x 452K x ln
1,43
1
Reacció
Reacción espontá
espontánea
34
Ejercicio: Cálculo de la constante de equilibrio a partir de ∆Go
Determine, a partir de las energías estándar de formación de Gibbs, la
constante de equilibrio a 298,15ºK para la siguiente reacción:
Mg(OH)2(s) + 2H+ ↔ Mg2*(aq) + 2H2O(l)
∆Gf0[H2O(l] = -237,1kJ mol-1
∆Gf0[Mg2+(aq)] = -454,8kJ mol-1
∆Gf0[Mg(OH)2(s)] = -833,5kJ mol-1
∆Gf0[H+aq] = 0
∆G0 = 2 ∆Gf0[H2O(l)] + ∆Gf0[Mg2+ (aq)] - ∆Gf0[Mg(OH)2(s)]
∆G0 = 2(-237,1kJ·mol-1) + (-454,8 kJ·mol-1) – (-833,5 kJ·mol-1) = -95,5 kJ·mol-1
∆G0 = -RT lnKeq ⇒ lnKeq = 38,5 ⇒ Keq = e38,5 = 5·1016
En esas condiciones el sistema está
está completamente desplazado a
la derecha y el hidró
hidróxido se disolverá
disolverá mientras se mantenga la
35
ácidez
ANEXO II – PROBLEMAS
QUÍMICA GENERAL TERMOQUÍMICA
Ejercicios propuestos para su resolución por parte del alumno
_____________________________________________________________________
1.- Defina o explique los siguientes términos o símbolos:
(a) ∆H
(b) P∆V
(c) ∆H fo .
2.- Describa brevemente cada una de las siguientes ideas o métodos:
(a) ley de la conservaciçón de la energía
(b) bomba calorimétrica
(c) función de estado
(d) diagrama entálpico
(e) ley de Hess
______________________________________________________________________
3.- Explique las diferencias importantes entre cada par de términos:
(a) sistema y alrededores
(b) calor y trabajo
(c) calor específico y capacidad calorífica
(d) proceso exotérmico y endotérmico
______________________________________________________________________
4.- Después de su combustión completa, las siguientes sustancias ceden las cantidades de calor que
se indican. Exprese sus calores de combustión respectivos en kilojulios por mol de sustancia.
(a) 0,584 g de propano, C 3 H 8 ( g ), proporcionan 29,4 kJ;
(b) 0,136 g de alcanfor, C10 H16 O, proporcionan 1,26 kcal;
(c) 2,35 ml de acetona, (CH 3 ) 2 CO(l) (d = 0,791 g/mL) , proporcionan 58,3, kJ.
5.- En una bomba calorimétrica se realiza un experimento con xilosa, C 5 H 10 O 5 (s) , como sustancia
combustible, obteniéndose los siguientes datos:
- Masa de xilosa quemada:
1,183 g.
- Capacidad calorífica del calorímetro:
4,728 kJ/ºC.
- Temperatura inicial del calorímetro:
23,29 ºC.
- Temperatura final del calorímetro:
27,19 ºC.
(a) ¿Cuál es el calor de combustión de la xilosa, expresado en kilojulios por mol?
(b) Escriba la ecuación química para la combustión completa de la xilosa, indicando el valor de
∆H en esta ecuación (suponga que para esta reacción ∆U ≈ ∆H ).
______________________________________________________________________
6.- Se añade una muestra de 0,75 g de KCl a 35,0 g de H2O que están en un vaso de poliestireno y
se agita hasta su disolución. La temperatura de la disolución desciende desde 24,8 a 23,6ºC.
(a) ¿Se trata de un proceso endotérmico o exotérmico?
(b) ¿Cuál es el calor de disolución del KC1 expresado en kilojulios por mol?
7.- Utilice la ley de Hess para determinar ∆H º de la reacción:
C 3 H 4(g) + 2 H 2(g) → C 3 H 8(g) a partir de los siguientes datos:
1
(1) H 2(g) +
O2(g) → H 2 O(l)
∆H 0 285,8 kJ
2
(2) C 3 H 4(g) + 4 O2(g) → 3CO2(g) + 2 H 2 O (l)
∆Hº = - 1937 kJ
(3) C 3 H 8(g) + 5 O2(g) → 3CO2(g) + 4 H 2 O (l)
∆Hº = - 2219 kJ
______________________________________________________________________
8.- Utilice las entalpías estándar de formación de cada uno los participantes para determinar las
variaciones de entalpía de las reacciones correspondientes.
(a) C 3 H 8(g) + H 2(g) → C 2 H 6(g) + C H 4 (g)
(b) 2 H 2 S(g) + 3 O2(g) → 2 SO2(g) + 2 H 2 O (l)
9.- Un trozo de hierro de 465 g se saca de un horno y se sumerge en 375g de agua en un recipiente
aislado. La temperatura del agua aumenta de 26 a 87ºC. Si el calor específico de hierro es 0,449 J g1
ºC-1, ¿cuál era la temperatura original del horno?
10.- La combustión del metano, que es el componente principal del gas natural, se representa
mediante la ecuación
∆Hº = - 890 ,3 kJ
(a) ¿Qué masa de metano, expresada en kilogramos, debe arder para que se libere un calor de 2,80 x
107 kJ.?
(b) ¿Qué cantidad de calor, expresado en kilojulios, se libera en combustión completa de 1,65 x 104
L de CH4 (g), medidos a 18,6ºC y 768 mmHg?
(c) Si la cantidad de calor calculada en el apartado (b) pudiese transferirse al agua con 100 por cien
de eficiencia, ¿qué volumen de agua, expresado en litros, podría calentarse de 8,8 a 60,0º C?
CH 4(g) + 2 O (g) → CO2(g) + 2 H 2 O (l)
11.- Una bola de rodamiento de acero inoxidable de 125 g (calor específico 0,50 J g-1ºC-1)
a 525,0ºC se introduce en 75,0 mL de agua a 28,5ºC que están en un vaso de poliestireno abierto.
La temperatura se eleva a 100,0ºC y el agua comienza a hervir. ¿Qué mása de agua se evapora
mientras continúa la ebullición?
Dato: (∆H º vap = 40,6 kJ/ mol H 2 O ).
12.- El ácido salicílico, C7H6O3, ha sido propuesto como sustancia estándar en calorimetría. Su
calor de combustión es –3,023 x 103 kJ/ mol C7H6O3. Determine la capacidad calorífica del
conjunto de la bomba calorimétrica ( es decir, recipiente, agua, agitador, termómetro, cables,…) a
partir de los siguientes datos.
- Masa de ácido salicílico quemada:
1,201 g.
- Temperatura inicial de calorímetro:
23,68 ºC.
- Temperatura final del calorímetro:
29,82 ºC.
13.- La energía interna de una determinada cantidad de un gas ideal depende solamente de su
temperatura. Se permite que una muestra de un gas ideal se expanda a temperatura constante .
(a) ¿Realiza trabajo el gas?
(b) ¿Hay intercambio de calor entre el gas y los alrededores?.
(c) ¿Qué sucede con la temperatura del gas?.
(d) Cúal es el valor de la variación de energía interna para el gas?
______________________________________________________________________
14.- Una de las siguientes expresiones del calor de una reacción química es cierta,
independientemente de cómo se realice la reacción. ¿Cúal es la expresión correcta?. Razone su
respuesta:
(a) qV
(b) q P
(c) ∆U − w
(d) ∆U
(e) ∆H
______________________________________________________________________
15.- El sustituto de gas natural (SGN) es una mezcla de gases que contiene CH4(g) y que puede
utilizarse como combustible. Una reacción para obtener esta mezcla es
4 CO(g) + 8 H2(g) → 4CO( g ) + 8H 2 ( g ) → 3 CH 4(g) + CO2(g) + 2 H 2 O(l) ∆H º = ¿
Utilizando los datos adecuados de entre los que se dan a continuación, calcule ∆H º para esta
reacción del SGN.
C(grafico) +
CO (g) +
1
O2(g) → CO(g)
2
1
O2(g) → CO2(g)
2
∆Hº = −110 ,5 kJ
∆Hº = -283,0 kJ
H 2 (g) +
1
O2(g) → H 2 O(l)
2
∆Hº = - 285 ,8 kJ
C(grafico) + 2 H 2(g) → CH 4(g)
∆Hº = -74 ,81 kJ
CH 4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2 H 2 O(l)
∆Hº = -890 ,3 kJ
16.- (a) Plantee la reacción de combustión del etanol, C2H5OH(l)
(b) Determine el calor de la reacción estándar de la combustión del C2H5OH(l), utilizando los
datos de entalpías de formación estándar que crea necesarios y que encuentre en la bibliografía.
______________________________________________________________________
17.-.- Determine si ∆H es menor, mayor o igual que ∆U para las siguientes reacciones. Recuerde
que “mayor que” significa más positivo o menos negativo y “menor que” significa menos positivo o
más negativo. Suponga que el único cambio de volumen importante durante una reacción a presión
constante es el correspondiente a las cantidades de gases.
(a) Combustión de un mol de 1-butanol líquido.
(b) Combustión de un mol de glucosa, C6H12O6(s).
(c) Descomposición de nitrato de amonio sólido para dar agua líquida y monóxido de
dinitrógeno gaseoso.
18.- Una tabla da dos valores distintos de calor de combustión del hidrógeno:
Kcal
si se forma H2O(líquida ) y
33,88
g (H 2 )
Kcal
si se forma H2O(gas) (vapor de agua).
28,67
g (H 2 )
Explique por qué son distintos estos dos valores e indique que propiedad representa esta diferencia.
Diseñe un procedimiento para verificar sus conclusiones.
______________________________________________________________________
19.- Calcule ∆H 0 de la síntesis de 1 mol de pentano líquido, C 5 H 12 (l ) , a partir de CO( g ) yH 2 ( g ) .
5CO ( g ) + 11H 2 ( g ) → C 5 H 12 (l ) + 5 H 2 O(l ) .
Utilice los datos siguientes:
∆H 0 = −3509 KJ para la combustión completa de un mol de pentano y los datos de ∆H 0f que crea
necesarios y encuentre en la bibliografía.
(Sugerencia: Puede obtener ∆H 0f [C 5 H 12 (l )] a partir de la ecuación de la reacción combustión.
______________________________________________________________________
20.- El calor de combustión de 2-propanol a 298,15 K, determinado en una bomba calorimétrica, es
–33,41 kJ/g. Determine los valores de
(a) ∆U
(b) ∆H
para la combustión de un mol de 2-propanol.
ANEXO III
GUÍA DE LA UNIDAD DOCENTE 11
CLASES DE TEORÍA
SEMINARIO 1
TUTORÍA 1 y 2
ANEXO III - GUÍA DE LA UNIDAD DOCENTE 11
GRADO EN QUÍMICA
QUÍMICA GENERAL
Tema 11
Introducción a la reactividad
de los compuestos orgánicos
1
Tema 11.- Introducción a la reactividad
de los compuestos orgánicos
Horas presenciales
Clases de teoría (CT): 5
Clases de problemas (CP): 3
Seminarios (S): 4
Tutorías (T): 3
2
Tema 11.- Introducción a la reactividad
de los compuestos orgánicos
Cronología de las horas presenciales
S1-CT1-CP1-T1-S2-S3-CT2CT3-CP2-T2-CT4-CT5-CP3T3-S4
3
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Seminario 1 (~ 30 diapositivas)
Repaso de conocimientos previos en el contexto
de la quí
química orgá
orgánica
Formulació
Formulación y nomenclatura
Grupos funcionales
Enlace covalente
Hibridació
Hibridación del carbono
Polaridad de enlace y de las molé
moléculas
4
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Clase de Teoría 1 (23 diapositivas)
1 Conceptos generales
1.1 Introducción a los mecanismos de
reacción y diagramas de energía potencial
1.2 Ruptura de enlaces covalentes:
intermedios de reacción. Estructura y
estabilidad
5
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Clase de Teoría 1 (23 diapositivas)
1.3 Conceptos de nucleófilo y electrófilo
1.4 Representaciones de las transferencias
electrónicas en las reacciones orgánicas
6
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Clase de Problemas 1
Problemas relacionados con los contenidos explicados
en la clase de teoría 1 (Conceptos generales)
Tutoría 1
Resolución de dudas surgidas en CT1 y CP1 y nuevos
ejemplos, propuestos por el profesor, que ayuden a
reforzar conceptos básicos en química orgánica.
7
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Seminarios 2 y 3 (39 diapositivas)
Introducción a los conceptos básicos de quiralidad.
Trabajar de forma individualizada y bajo la supervisión
del profesor la construcción de moléculas sencillas
con modelos moleculares.
8
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Clases de Teoría 2 y 3 (29 diapositivas)
2 Principales tipos de reacciones orgánicas
2.1 Clasificación de las reacciones orgánicas
2.2 Reacciones de adición
2.2.1 Reacciones de adición a alquenos (halóge
(halóge-nos, haluros de hidrógeno, agua, hidrogeno)
2.2.2 Reacciones de adición a alquinos (hidróge
(hidróge-no, halógenos, haluros de hidrógeno, agua) 9
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Clases de Teoría 2 y 3 (29 diapositivas)
2.2.1 Reacciones de adición nucleófila a aldehíaldehídos y cetonas (hidruro, reactivos de Grignard,
Grignard,
cianuro, alcoholes y aminas)
10
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Clase de Problemas 2
Problemas relacionados con los contenidos explicados
en las clases de teoría 2 y 3 (Reacciones de adición
a alquenos, alquinos, aldehídos y cetonas)
Tutoría 2
Resolución de las dudas que hayan surgido sobre las
reacciones de adición.
Trabajar de forma más individualizada las reacciones
11
de adición bajo la supervisión del profesor.
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Clases de Teoría 3 y 4 (45 diapositivas)
2.3 Reacciones de sustitución
2.3.1 Halogenación Radicalaria de Alcanos
2.3.2 Sustitución Electrófila Aromática
2.3.3. Sustitución nucleófila SN1 y SN2
2.3.4. Reacciones de alcoholes con HX
2.4 Reacciones de eliminación. Reacciones
de eliminación E1 y E2.
12
propuesta de distribución de
contenidos en las horas presenciales
Clase de Problemas 3
Problemas relacionados con los contenidos
explicados en las clases de teoría 4 y 5 (Reacciones
de sustitución y eliminación).
Tutoría 3
Resolución de las dudas que hayan surgido sobre las
reacciones de sustitución y eliminación.
Trabajar de forma más individualizada las reacciones
13
de adición bajo la supervisión del profesor.
ANEXO III - CLASES DE TEORÍA
Tema 11. Introducción a la reactividad
de los compuestos orgánicos
Teoría 1
Conceptos generales
• Introducción a los mecanismos de reacción y diagramas
de energía potencial.
• Ruptura de enlaces covalentes: intermedios de reacción,
estructura y estabilidad.
• Conceptos de nucleófilo y electrófilo.
• Representaciones de las transferencias electrónicas en
las reacciones orgánicas.
Principales tipos de reacciones orgánicas: adición,
sustitución y eliminación. Ejemplos.
1.1 Introducción a los mecanismos de reacción
El mecanismo de una reacción es el detalle de las
transformaciones
moléculas
graduales
reaccionantes
productos de la reacción.
que
hasta
sufren
convertirse
las
en
Un mecanismo de reacción se caracteriza por:
El debilitamiento de los enlaces entre los átomos de los
reactantes
La formación de un complejo activado inestable (estado
de transición)
La aparición de nuevos enlaces entre los átomos que
forman los productos
La variación de la energía del proceso (la energía
necesaria para que se forme el complejo activado es la
energía de activación Eact )
1.1 Diagramas de energía potencial:
reacción exotérmica en una sola etapa
Epot
complejo
activado
Eact
reactivos
∆H
productos
Eact: energía de activación
∆H: entalpía de la reacción
coordenada de reacción
∆H = H productos – Hreactivos
H productos < Hreactivos por lo tanto, ∆H es negativo
y la reacción es exotérmica
Epot
complejo
activado
Eact
reactivos
∆H
productos
coordenada de reacción
1.1 Diagramas de energía potencial:
reacción endotérmica en una sola etapa
Epot
complejo
activado
Eact
productos
∆H
Eact: energía de activación
∆H: entalpía de la reacción
reactivos
coordenada de reacción
∆H = H productos – Hreactivos
H productos > Hreactivos por lo tanto, ∆H es positivo y
la reacción es endotérmica
1.1 Diagramas de energía potencial:
reacción en dos etapas
Epot
complejo
activado
Eact 2
intermediario
Eact 1: energía de activación de
la etapa 1
Eact 1
reactivos
Eact 2: energía de activación de
la etapa 2
∆H
∆H: entalpía de la reacción
productos
coordenada de reacción
Eact 1 >> Eact 2 por lo tanto, la etapa 1 es la que
determina la velocidad de reacción.
1.2 Ruptura de enlaces covalentes: intermedios
de reacción. Estructura y estabilidad
Tipos de rupturas
Heterolítica
Homolítica
A:B
.
A + B
.
1)
A:B
A:
-
anión
radicales
2)
A:B
A
+
catión
+ B
+
catión
+ B:
anión
Rupturas homolíticas
* Se forman radicales libres
.
A:B
A + B
Los productos pueden ser
átomos libres o grupos de
átomos.
.
Por ejemplo:
CH3
CH3 .
Cl
Cl .
+
radical
metilo
átomo de
cloro
Rupturas heterolíticas
* Se forman iones
Puede ocurrir de dos formas:
1)
A:B
A:
-
+ B
anión
2)
A:B
A
+
catión
+
catión
+ B:
anión
Por ejemplo:
CH3
CH3
C Br
CH3
bromuro de terc-butilo
CH3
CH3
C+
+
Br
CH3
catión terc-butilo
ion bromuro
Intermedios de reacción. Estructura y estabilidad
Especies que se forman a medida que la reacción avanza
desde los reactivos hacia los productos.
Son menos estables que los reactivos y que los productos y
tienen una vida media muy corta en la mezcla de reacción
Epot
Carbocatión
CH
Carbanión
C
Radical libre
C
complejo
activado
Eact 2
intermediario
Intermedios
de reacción
Eact 1
reactivos
∆H
productos
coordenada de reacción
Carbocationes
Especies deficientes en electrones
Hibridación del carbono: sp2. Estructura plana y ángulos
de enlace de 120°
Orden de estabilidad:
CH2
bencilo
>
H2C
CH
alilo
CH2
>
CH3
H3C C
CH3
terciario
>
H
C C
CH3
>
secundario
Aumento de la estabilidad de los carbocationes
H2C
H
C
H
primario
>
H
H
C
H
Carbaniones
Especies cargadas negativamente
Hibridación del carbono: sp3. Estructura tetraédrica. Una de
las posiciones está ocupada por el par de electrones solitario
Orden de estabilidad:
H
CH2
>
H2C
CH
CH2
>
H C
>
H3C C
H
bencilo
H
H3C C
CH3
H
>
H
primario
alilo
CH3
H3C C
CH3
>
secundario
terciario
Aumento de la estabilidad de los carbaniones
R''''
R
R
C
C
CH
>
>
R'
50% carácter s
C
R
C
C
R'
R''
R'''''
R''
33% carácter s
25% carácter s
La estabilidad disminuye con el carácter s del orbital híbrido
Radicales
Especies deficientes en electrones
Hidridación del carbono: sp2. Estructura plana.
Un orbital p contiene al electrón desapareado
Orden de estabilidad:
CH2
bencilo
>
H2C
CH
CH2
>
alilo
CH3
H3C C
CH3
>
terciario
H
C C
CH3
H
H
H2C C
>
>
H C
H
H
primario
secundario
Aumento de la estabilidad de los radicales
1.3 Reactivos nucleofílicos (Nu)
Los reactivos nucleofílicos o nucleófilos (del griego,
“que aman los núcleos”) son aniones o moléculas
neutras que tienen pares de electrones no
compartidos y pueden cederlos a átomos deficientes
de electrones.
-
Nucleófilos neutros (Nu)
-
Cl
HO
ion cloruro
ion hidróxido
Nucleófilos cargados (Nu-)
:NH3
R O H
H O H
amoníaco
alcohol
agua
1.3 Reactivos electrofílicos (E)
Los reactivos electrofílicos o electrófilos (del griego,
amante de electrones) son iones positivos o moléculas
neutras con átomos con octeto incompleto (ácidos de
Lewis) o con enlaces muy polarizados, y por tanto,
capaces de aceptar electrones del sustrato.
CH3
Electrófilos cargados (E+)
Electrófilos neutros (E)
CH3
+
H+
O N O
protón
ion nitronio
Cl
Cl Al
Cl
C+
CH3
catión terc-butilo
Br
Br Fe
Br
tribrom uro de hierro
tricloruro de aluminio
¿Qué diferencia hay entre un ácido de Lewis y un electrófilo,
o entre una base de Lewis y un nucleófilo?
La diferencia se basa en conceptos termodinámicos y cinéticos
Acidez y basicidad son conceptos termodinámicos.
Una base es fuerte cuando el equilibrio que establece con ácidos está
desplazado hacia la derecha
reacción de una base fuerte con un ácido
A
H
+
B
A-
+
H
B
equilibrio desplazado a la derecha
Electrofilia y nucleofilia son conceptos cinéticos.
Un buen nucleófilo es una especie química que reacciona rápidamente
con electrófilos
Por ejemplo:
El ión metóxido CH3O- es una base más fuerte que el ión mercapturo CH3SComportamiento básico del ion metóxido y del ion mercapturo
CH3O-
+
H2O
CH3OH
+
OH-
+
OH-
equilibrio desplazado a la derecha
CH3S-
+
H2O
CH3SH
equilibrio desplazado a la izquierda
la Kb de la reacción del metóxido es mayor que la Kb de la reacción del
ión mercapturo
El ión mercapturo es un nucleófilo más fuerte que el ión metóxido
Comportamiento nucleofílico del ion metóxido y del ion mercapturo
lenta
CH3O-
+
CH3Br
CH3S-
+
CH3Br
CH3OCH3 +
Br-
CH3SCH3 +
Br
rápida
-
Cuando se mide la velocidad de estas dos reacciones se
observa que el mercapturo reacciona mucho más rápidamente
con bromuro de metilo que el metóxido
1.4 Representaciones de las transferencias
electrónicas en las reacciones orgánicas
En química orgánica, es práctica habitual que los movimientos electrónicos
que tienen lugar durante la reacción se indiquen con flechas curvas. En
general se usan dos tipos de flechas:
Ejemplos:
NH3 +
H
NH3 +
δ
Nu
H
NH4
NH4 Cl
Cl
δ
δ
(NH4Cl)
E
NH3 + CH3CH2-CH2
δ
δ
E
Nu
Cl
δ
CH3CH2-CH2
NH3 Cl
Otras flechas usadas en la representación de los
mecanismos de reacción:
Flecha de reacción
Flecha de equilibrio
Flecha de resonancia
Principales
tipos de
reacciones
orgánicas
1
Clasificación de las reacciones orgánicas
Según cambio estructural
producido en la molécula
Adición
Eliminación
Sustitución
2
Reacciones de adición
El sustrato y el reactivo se unen para formar un único producto sin
pérdida de ningún átomo.
Ocurren cuando las moléculas de sustrato poseen dobles o triples
enlaces y se le incorporan átomos o grupos de átomos.
+
C C
sustrato
AB
C C
reactivo
A B
producto
Ejemplo
Br
CH3
CH CH2 +
propeno
Br
Br
CH3
bromo
Br
CH CH2
1,2-dibromopropano
3
Reacciones de sustitución
El sustrato y el reactivo intercambian fragmentos para dar productos nuevos.
+
RA
sustrato
B
RB
A
+
productos
reactivo
Ejemplo
H
CH3
Cl
CH CH3 +
propano
CH3
CH2
bromoetano
Br
+
Cl
Cl
Luz
CH3
CH CH3
cloro
2-cloropropano
KC N
CH3
cianuro
de potasio
CH2
C N
propanonitrilo
+ H Cl
cloruro de
hidrógeno
+
KBr
bromuro
de potasio
4
Reacciones de eliminación
Átomos o grupos de átomos del sustrato se eliminan para dar un nuevo
producto. Se genera un enlace doble o triple.
Es la reacción opuesta a la adición.
C C
A B
sustrato
+
C C
Z
reactivo
+
ZAB
productos
Ejemplo
CH3
CH CH CH3 + KOH
Cl
etanol
CH3
CH CH CH3 + KCl + HOH
H
2-clorobutano
hidróxido de
potasio
2-buteno
(mayoritario)
5
Reacciones de Adición
Reacciones de
Adición a Alquenos
6
H
7
Introducción
8
Introducción
Mecanismo general de la reacción de alquenos con electrófilos
9
Introducción
Dado que ambos átomos de carbono del doble enlace son plano
trigonales los elementos X e Y pueden adicionarse por el mismo
lado o por lados opuestos.
10
Adición de halógenos a alquenos
Reacción general
Ejemplo
11
Adición de HX (X = Cl, Br, I)
12
Adición de HX (X = Cl, Br, I)
Ejemplo: mismo grado de sustitución de los carbonos del doble enlace
13
Adición de HX (X = Cl, Br, I)
Ejemplo: los carbonos del doble enlace tienen distinto grado de sustitución
H3 C
HBr
C
CH
CH3
H3 C
CH3
CH3
H3 C C
CH
CH3
Br H
H3 C C
H
CH
CH3
Br
No se forma
14
Adición de HX (X = Cl, Br, I)
Regla de Makovnikov: en la adición de HX a un alqueno el
protón se une al átomo de carbono menos sustituido (el
carbono con más hidrógenos) y X se une al carbono más
sustituido.
Este tipo de adición creará el carbocatión más sutituido
(el carbocatión más estable).
15
Adición de HX (X = Cl, Br, I)
Otro ejemplo
16
Problemas de práctica
¿Qué producto cabe esperar de las siguientes reacciones?
HCl
CH3CH2CH2CH CH2
HBr
(CH3)2C CHCH2CH3
CH
CHCH3
HBr
17
Adición de agua
Reacción general
H OH
H
+
C C
H2O
C C
alcohol
alqueno
(orientación de Markovnikov)
Ejemplos
18
Hidrogenación de alquenos
Reacción general
La reacción
tiene una
estereoquímica
sin
Ejemplo
CH3
CH3
H2, PtO2
CH3
H
H
CH3
19
Reacciones de Adición
Reacciones de
Adición a Alquinos
20
Introducción
21
Adición de Hidrógeno
Reacción general
2 H2
Ejemplos
CH3(CH2)8CH3
Pd/C
CH3(CH2)3C
C(CH2)3CH3
H
H2
H
C C
Catalizador
de Lindlar
CH3(CH2)3
(CH2)3CH3
22
Adición de Halógenos
Br2
CH3CH2
CH3CH2C CH
Br
C C
Br
Br2
CH3CH2CBr2CHBr2
H
23
Adición de Haluros de Hidrógeno
24
Adición de agua
Ejemplos
25
Reacciones de Adición
Reacciones de
Adición Nucleófila a
Aldehídos y Cetonas
26
27
Introducción
Reacción general
28
Introducción
Mecanismo de las adiciones nucleófilas a aldehídos y cetonas
29
Reacción general
Adición de Hidruro
Ejemplos
30
Adición de Reactivos de Grignard
Preparación de los reactivos de Grignard
Ejemplos
31
Adición de Cianuro
Reacción general
Ejemplo
32
Adición de Alcoholes
Reacción general
33
Adición de Alcoholes
Ejemplos
34
Adición de Aminas
Reacción general
Ejemplos
35
Reacciones de
Sustitución
Halogenación Radicalaria
de Alcanos
1
n-C31H64
n-C29H60
2
Halogenación radicalaria de alcanos
Los alcanos reaccionan con facilidad con Cl2 y Br2 en presencia de
luz y dan halogenuros de alquilo como productos de sustitución.
Mecanismo de cloración del metano
luz
Cl
Paso de iniciación
Pasos de propagación
(ciclo repetitivo)
+
H3C H
Reacción general
Cl
+
H3C
Pasos de terminación
2 Cl
Cl
Cl
+
H Cl
H3C
H3C Cl +
Cl
H3C
+
H3C
Cl
+
H3C
Cl
CH3
Cl
+
Cl
Cl
Cl
Cl2
CH3Cl
CH4
+
Cl
H3C CH3
+
HCl
3
Halogenación radicalaria de alcanos
Cloración de butano y de 2-metilpropano
luz
CH3CH2CH2CH3
+
Cl2
+
CH3CH2CH2CH2Cl
CH3CH2CHCH3
+
Cl
proporción relativa
30 %
70 %
cada hidrógeno primario
genera un
30 / 6 = 5 % de producto
CH3
H3C C CH3
luz
+
Cl2
H
CH3
H3C C CH3
Cl
proporción relativa
35 %
el hidrógeno terciario
genera un
35% de producto
dicloro-, tricloro-,
tetracloro, -etc
derivados
cada hidrógeno secundario
genera un
70 / 4 = 17.5 % de producto
CH3
+
H3C C CH2Cl
H
+
dicloro-, tricloro-,
tetracloro, -etc
derivados
65 %
cada hidrógeno primario
genera un
65 / 9 = 7.2 % de producto
4
Halogenación radicalaria de alcanos
Orden de reactividad observado en los hidrógenos de
los alcanos hacia la cloración por radicales
H
H
R
R C H
R C H
R C H
H
R
R
Primario
<
<
Secundario
Terciario
H
H
R
R C
R C
R C
H
R
R
Primario
<
Secundario
<
Terciario
Estabilidad
5
Reacciones de
Sustitución
Sustitución Electrófila
Aromática
6
Benceno
7
La energía de resonancia del benceno
8
Sustitución Electrófila Aromática
9
Sustitución Electrófila Aromática
Diagrama de energía de reacción para la sustitución electrófila aromática
10
Mecanismo de la Sustitución Electrófila Aromática
11
Bromación de benceno
Generación del electrófilo y mecanismo
12
Problemas de práctica
Escriba la estructura del producto que se obtendría en la cloración
de benceno, y proponga un mecanismo para esta reacción.
Cl2
FeCl3
13
Nitración de benceno
Generación del electrófilo y mecanismo
14
Sulfonación de benceno
Generación
del electrófilo
y mecanismo
15
Acilación de Friedel-Crafts
Generación del electrófilo
16
Reacciones de
Sustitución
Sustitución nucleófila
SN1 y SN2
17
Estructura y propiedades de los haloalcanos
Polaridad
En un haloalcano el halógeno está enlazado a un átomo de carbono
sp3. El halógeno es más electronegativo. Se crea una carga parcial
positiva en el carbono y una carga parcial negativa en el halógeno.
La polaridad de un enlace covalente aumenta a medida que aumenta
la electronegatividad de uno de los átomos implicados.
18
Estructura y propiedades de los haloalcanos
Puntos de ebullición y densidad
La mayor polaridad del enlace C-X da lugar a fuerzas intermoleculares
dipolo-dipolo mayores que los correspondientes alcanos. Esto se
traduce en puntos de ebullición mayores:
La densidad de los haluros de alquilo es mayor que la del agua.
19
Estructura y propiedades de los haloalcanos
Reactividad
C deficiente en electrones (electrófilo)
suceptible de ser atacado por nucleófilos.
Nu-
Sustitución Nucleófila: SN
20
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN2
Coordenada de reacción:
1) Cinética de segundo orden:
v = k[RX][Nu-]
2) El nucleófilo ataca al carbono
por el lado opuesto al de salida
del grupo saliente (inversión de
la configuración).
21
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN2
Una reacción estereoespecífica es aquella en la que los reactivos
estereoquímicamente diferentes dan productos estereoquímicamente
distintos: La reacción SN2 es estereoespecífica
22
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN2
Nu-
La velocidad de una reacción SN2 depende de:
1)Grado de sustitución del carbono que soporta el
grupo saliente
2)Naturaleza del grupo saliente
3)Naturaleza del nucleófilo
4)Disolvente
Animación del mecanismo SN2:
http://www.ugr.es/~quiored/qc/mecanismos/sn2.swf
23
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN2
Grado de sustitución del carbono que soporta el halógeno
A medida que aumenta la sustitución del carbono que soporta el
halógeno disminuye la velocidad de reacción debido al aumento de
impedimento estérico en el estado de transición.
CH3X > RCH2X > R2CHX >R3CX
24
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN2
Efecto de la naturaleza del grupo saliente
La reactividad entre los distintos haluros de alquilo sigue la siguiente
secuencia:
RI > RBr > RCl > RF
Además, existen otros sustratos suceptibles de sufrir sustituciones
nucleófilas SN2, entre otros:
ROTs, ROAc, RCN, RSEt
Los mejores grupos salientes son las bases débiles (TsO-, I-, Br-) ya que
tienen una mayor capacidad para aceptar la densidad de carga negativa.
A menor KB peor grupo saliente. Las moléculas neutras pueden actuar
como grupos salientes si la reacción tiene lugar en medio ácido.
25
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN2
Efecto de la naturaleza del nucleófilo
Una reacción SN2 está favorecida por:
1) Concentración elevada del nucleófilo.
2) Aumento del carácter nucleófilo del sustrato, que depende de:
a) una menor electronegatividad,
b) una mayor carga,
c) una mayor polarizabilidad,
d) una menor solvatación.
Nucleófilos fuertes
Nucleófilos moderados
Nucleófilos débiles
26
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN2
Efecto de la polarizabilidad del nucleófilo
En general, un incremento en la polarizabilidad del átomo supone un
aumento en la nucleofília. La polarizabilidad aumenta a medida que
se incrementa el tamaño del átomo.
27
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN2
Efecto del disolvente
Los disolventes más adecuados para este tipo de reacción son los
polares apróticos (DMF, DMSO, acetona) ya que solvatan muy bien
al cation y muy mal al anión (especie nucleófila). Los disolventes
próticos (H2O, ROH, AcOH) en cambio rodean al nucleófilo, sobre
todo si es pequeño, reduciendo su reactividad.
28
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN1
¿Qué sustratos sufren SN1?
Debido al impedimento estérico, las reacciones de sustitución en
haluros terciarios no transcurren a través de un mecanismo SN2, sino
en dos o más etapas, siendo la etapa limitante la generación de un
carbocatión (SN1).
29
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN1
Coordenada de reacción
Cinéticas de primer orden: v = k[RX] y reacciones unimoleculares ya que sólo
es una molécula la implicada en el estado de transición del paso limitante de la
velocidad de reacción (formación del carbocatión).
El estado de transición de la etapa
limitante se asemeja al carbocatión
intermedio (P. de Hammond), por lo
que la velocidad de la reacción
está muy relacionada con la
estabilidad de dicho carbocatión:
CH3X < RCH2X < R2CHX < R3CX
30
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN1
Otros factores que afectan a este tipo de mecanismo son:
1) Naturaleza del grupo saliente: de forma análoga a la SN2.
2) Naturaleza del disolvente: se encuentran muy favorecidas en medios
muy.polares ya que estabilizan los iones intermedios. Los disolventes
próticos como los alcoholes y el agua son los más efectivos ya que
interaccionan con anión y catión mediante puente de hidrógeno.
3) La naturaleza del nucleófilo no afecta.
4) A veces pueden obtenerse productos inesperados que surgen de
procesos de transposición.
31
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN1
Transposición del metilo en una reacción SN1
En estos procesos un átomo de hidrógeno o un grupo alquilo migra al
carbono adyacente con su par de electrones para generar un carbocatión
más estable.
32
Sustitución nucleófila. Mecanismo SN1
Racemización
El nucleófilo puede aproximarse a un carbocatión plano desde arriba
(retención) o desde abajo (inversión). Como la probabilidad de un tipo u
otro de aproximación es del 50%, el resultado global es la racemización.
33
RESUMEN: Mecanismo SN1 versus SN2
R
SN1
SN2
CH3X
Nunca
Muy rápida con buenos nucleófilos
y buenos grupos salientes
RCH2X Nunca (excepto en carbocationes Muy rápida con buenos nucleófilos
estabilizados por resonancia)
y buenos grupos salientes.
Lenta cuando R se encuentra
ramificado
R2CHX
Relativamente lenta aunque se
puede dar con buenos grupos
salientes en disolventes polares
próticos
Relativamente lenta, aunque más
rápida con concentraciones
elevadas de nucleófilos en
disolventes polares apróticos
R3CX
Muy rápida en disolventes
próticos polares y buenos grupos
salientes
Extremadamente lenta
34
Reacciones de
Sustitución
Reacciones de alcoholes
con HX
35
Reacciones de acoholes con HX
El grupo hidroxilo (grupo saliente pobre) puede protonarse por un ácido
para convertirlo en un buen grupo saliente (H2O). Una vez que el alcohol
está protonado, puede tener lugar una reacción de sustitución.
Método de preparación de alcoholes a partir de haluros de alquilo
La reacción es catalizada por ácidos (por ejemplo, presencia de H2SO4).
Suele haber transposiciones de grupos alquilo (excepto en los alcoholes
primarios). El orden de reactividad del los alcoholes es:
36
CH3 > RCH2X < R2CHX < R3CX
Reacciones de acoholes con HX. Alcoholes terciarios
En primer lugar, el alcohol se protona por el ácido creando un buen grupo
saliente. La disociación en un carbocatión tiene lugar porque el
carbocatión es estable (3io). Un ión bromuro presente en la disolución
ataca al carbocatión formando un enlace C-Br.
Mecanismo SN1
37
Reacciones de acoholes con HX. Alcoholes primarios
Un alcohol primario puede experimentar una reacción SN2 debido a que
la formación de un carbocatión primario no se ve favorecida. Después
de la protonación, el ión bromuro ataca por la parte posterior
desplazando a la molécula de agua y creando un enlace C-Br.
X- + ROH2+
HX + ROH
X-
+ ROH2+
X
δ−
δ
+
R OH2
δ+
RX + H2O
Mecanismo SN2
38
Reacciones de
Eliminación
Reacciones de Eliminación
E1 y E2
39
Reacciones de eliminación
Una reacción de eliminación implica la pérdida de dos grupos del
sustrato en posición adyacente con formación de un enlace π.
Se consigue mediante el tratamiento de un haluro de alquilo con
hidrógenos en α (u otro compuesto donde X sea un buen grupo
saliente) con una base.
Si se parte de un haluro de alquilo se pierde una molécula de haluro
de hidrógeno.
40
Reacciones de eliminación. Tipos de mecanismo
E1 y E2
Los procesos de eliminación compiten con los de sustitución si la
base es un buen nucleófilo
41
Reacciones de eliminación. Mecanismo E2
Características:
1) Son procesos concertados y bimoleculares (en el estado de transición
intervienen sustrato y base).
2) Poseen cinéticas de segundo orden: v = k[RX][B].
3) Si un sustrato RX se trata con una base nucleófila se obtienen además
productos de sustitución SN2.
42
Reacciones de eliminación. Mecanismo E2
1) El estado de transición menos energético (más favorable) es aquél en el que el
grupo saliente y el átomo de hidrógeno, situados en disposición contigua,
están en disposición antiperiplanar.
2) La reacción es estereoespecífica.
43
Reacciones de eliminación. Mecanismo E2
Ejemplo E2 estereoespecífica:
44
Reacciones de eliminación. Mecanismo E2
Regioselectividad. Regla de Saytzeff
Si hay dos o más productos posibles de eliminación debido a que
existen hidrógenos susceptibles de ser eliminados en ambos carbonos
adyacentes se obtiene preferentemente el alqueno más sustituido.
45
Reacciones de eliminación. Mecanismo E2
Influencia de los efectos conformacionales
KOH
CH3CH2CHCH3
CH2CH2CH=CH2 +
MeOH/ ∆
CH3CH=CHCH3
Cl
B
H
Me
Me
H
H
Me
H
Me
Cl
H
H
Cl
H
H
Me
Me
Cis (Z)
B
H
Me
H
H
H
Me
Cl
Me
H
Me
H
Me
H
Cl
Me
H
Trans (E)
Mayoritario
46
Reacciones de eliminación. Mecanismo E2
Factores que determinan el mecanismo E2
1) NATURALEZA DEL GRUPO SALIENTE: La reactividad del sustrato
aumenta a medida que se incrementa el carácter de buen grupo
saliente de X.
2) NATURALEZA DEL SUSTRATO: La reactividad del sustrato aumenta a
medida que se incrementa su ramificación: RCH2X < R2CHX < R3CX (el
ET posee un carácter elevado de alqueno, cuya estabilidad aumenta
con el grado de sustitución).
3) NATURALEZA DE LA BASE: El mecanismo E2 se favorece con bases
fuertes:
I- > Br-> Cl- > ROH > H2O >CN- > OH- > RO- > NH2-
47
Reacciones de eliminación. Mecanismo E1
Características:
1) Poseen cinéticas de primer orden: v = k[RX].
2) Son procesos en dos etapas y monomoleculares.
3) La etapa determinante de la velocidad de reacción es la de formación
del carbocatión intermedio.
48
Reacciones de eliminación. Mecanismo E1
La formación del alqueno a partir del carbocatión supone la
rehibridación del átomo de carbono adyacente a sp2 cuando la base
abstrae el protón y los protones fluyen hacia el nuevo enlace π.
49
Reacciones de eliminación. Mecanismo E1
Factores que determinan el mecanismo E1
1) NATURALEZA DEL GRUPO SALIENTE: La reactividad del sustrato
aumenta a medida que se incrementa el carácter de buen grupo
saliente de X.
2) NATURALEZA DEL SUSTRATO: La reactividad del sustrato aumenta a
medida que se incrementa su ramificación: RCH2X < R2CHX < R3CX
como consecuencia de la estabilidad de los carbocationes formados en
cada caso.
3) NATURALEZA DE LA BASE: En este caso se pueden emplear bases
débiles puesto que no se encuentran implicadas en la etapa limitante
de la velocidad de reacción.
4) NATURALEZA DEL DISOLVENTE: Está favorecido en disolventes
polares.
5) Se observan reacciones de transposición.
50
6) Regla de Saytzeff.
Sustitución versus Eliminación:
En función del nucleófilo/base
R
Nucleófilo
débil
(Ej. H2O)
Nucleófilo débil
Base débil
(Ej. I-, Br-, RS-, N3, RCOO-, PR3)
Nucleófilo fuerte
Base fuerte
(Ej. OH-, MeO-,
NH2-)
Nucleófilo
impedido
Base fuerte
(Ej. Me3CO-, LDA)
CH3X
-
SN2
SN2
SN2
RCH2X
-
SN2
SN2/E2
E2
R2CHX
SN1, E1
lenta
SN2
SN2
E1/E2
E2
R3CX
SN1, E1
SN1, E1
E2
E2
51
Problemas de práctica
¿Qué producto cabe esperar de las siguientes reacciones?
Cl
KI
Acetona
Cl
KI
Acetona
Br
NaCN
DMF
AcONa
MeOH/∆
∆
Br
52
ANEXO III - SEMINARIO 1
Tema 11. Introducción a la reactividad
de los compuestos orgánicos
Seminario 1
Repaso de conocimientos previos en el contexto
de la química orgánica
Principales grupos funcionales
Formulación y nomenclatura
Enlace covalente
Hibridación del carbono
Polaridad de enlace y de las moléculas
Principales grupos funcionales
Clase
Grupo funcional
Ejemplo
alcanos
ninguno
CH3-CH3
Etano
alquenos
CH3CH=CH2
Propeno
alquinos
CH3-C≡C-CH3
2-Butino
haluros de alquilo
-halógeno
CH3-CH2-Br
Bromuro de etilo
Clase
Grupo funcional
Ejemplo
(homo)
aromáticos
Tolueno
(hetero)
aromáticos
3-Metilpiridina
Clase
Grupo funcional
Ejemplo
alcoholes
fenoles
-OH
CH3-CH2-OH
Etanol
Ph-OH
Fenol
éteres
-O-
CH3-CH2-O-CH2-CH3
Dietiléter
aldehídos
cetonas
Etanal
Propanona
Clase
Grupo funcional
ácidos
carboxílicos
Ejemplo
Ácido acético
ésteres
Acetato de etilo
amidas
Acetamida
haluros de acilo
anhídridos
Cloruro de acetilo
Clase
Grupo funcional
nitrilos
-C≡
≡N
nitroderivados
-NO2
Anhídrido acético
Ejemplo
CH3CN
Acetonitrilo
CH3NO2
Nitrometano
iminas
Metilimina de la propanona
-SH
CH3-CH2-SH
sulfuros
-S-
(CH3)2S
sulfonas
-SO2-
CH3SO2CH3
-SO2-OH
CH3CH2CH2SO2OH
tioles
ácidos sulfónicos
Etiltiol
Dimetilsulfuro
Dimetilsulfona
Ácido propanosulfónico
Formulación y nomenclatura:
http://www.alonsoformula.com/organica/
http://132.248.103.112/nomencla/nomencla.htm
http://www.acdlabs.com/iupac/nomenclature/
http://www.terra.es/personal6/jgallego2/formulacion/index.htm
Enlace iónico y enlace covalente:
ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENTE
NO POLAR
POLAR
Enlace iónico y enlace covalente:
IÓNICO
COVALENTE
COVALENTE POLAR
Tipo de enlace y electronegatividad
Orbitales y su hibridación en el átomo de carbono:
ORBITAL s
ORBITALES 2p
ORBITALES 1s y 2s
Los enlaces covalentes se producen por
solapamiento de orbitales atómicos semiocupados
de distintos átomos
Orbital 1s semiocupado de
un átomo de H
Orbital 1s semiocupado de
un átomo de H
Molécula de hidrógeno
Tipos de enlace covalente según el solapamiento
Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal
Enlace tipo pi π: solapamiento lateral
Hibridación: Geometría molecular según TEV
HIBRIDACIÓN
sp3
METANO
El carbono sólo podría
formar dos enlaces C-H
Todos los enlaces C-H del metano son idénticos
HIBRIDACIÓN
sp3
Todos los enlaces C-H del metano son idénticos
METANO
El carbono sólo podría
formar dos enlaces C-H
sp3
Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá
hibridación sp3 y una estructura tetraédrica.
HIBRIDACIÓN
sp2
ETENO
Hibridación
sp2
sp2
2pz
HIBRIDACIÓN
sp2
ETENO
Hibridación
sp2
sp2
2pz
sp2
Un carbono unido a tres átomos tendrá hibridación sp2
y una estructura trigonal plana. Implica la existencia
de un enlace doble, por solapamiento del orbital p
restante.
HIBRIDACIÓN
sp
ACETILENO
sp
Un carbono unido a dos átomos tendrá hibridación sp y
una estructura lineal. Implica la existencia de dos
dobles enlaces, por solapamiento de los dos orbitales
p restantes.
–2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2
–1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino
Electronegatividad del carbono en función de su
hibridación:
A mayor carácter s de la hibridación: mayor electronegatividad del carbono.
Los carbonos del etano (sp3) son menos electronegativos que los del eteno (sp2) y
éstos a su vez menos electronegativos que los del etino (sp).
El cálculo de las densidades electrónicas en estos tres compuestos refleja este hecho:
(azul +, rojo -)
Etano
Eteno
Etino
Los hidrógenos tienen una coloración azul más acusada desde el etano al etino,
prueba de su menor densidad electrónica como consecuencia de la
electronegatividad creciente del carbono.
Polaridad de las moléculas:
Depende de dos factores:
a) La existencia de enlaces covalentes polares
b) Una geometría que lo permita
Molé
Moléculas polares (Σ µ no nulo)
Moléculas con un sólo enlace covalente polar. Ej: HCl.
Moléculas con dos o más enlaces covalentes polares
(angulares, piramidales, .... )
Ej: H2O, NH3
Molé
Moléculas apolares (Σ µ nulo)
Moléculas con enlaces apolares.
Ej: H2, Cl2.
Moléculas simétricas Σ µ = 0.
Ej: CH4, CO2.
CO2
BF3
CH4
H2O
NH3
ANEXO III - TUTORÍA 1 y 2
Tema 11. Introducción a la
reactividad de los
compuestos orgánicos
Tutoría 1 y 2
Introducción a la estereoisomería
Trabajando con modelos moleculares
TIPOS DE ISOMERÍA
Tipos de isomería
Isómeros constitucionales o estructurales
Son especies químicas diferentes que tienen la misma fórmula molecular pero
difieren en su conectividad atómica (orden en el que los átomos están
conectados entre sí).
Estereoisómeros
Son especies químicas diferentes que tienen la misma fórmula molecular y la
misma conectividad atómica pero difieren en la orientación espacial de sus
átomos o grupos
La quiralidad es la propiedad por la cual un objeto no es superponible
con su imagen en el espejo. Cuando un objeto es quiral se dice que él
y su imagen especular son enantiómeros
Presentan plano de simetría
A nivel molecular:
¡No se pueden superponer! Son dos moléculas diferentes
MOLÉCULA QUIRAL
Centro quiral (centro estereogénico, estereocentro):
átomo con 4 sustituyentes diferentes
¡Se
pueden superponer!
MOLÉCULA
AQUIRAL
Son dos representaciones de la misma molécula
Moléculas No Quirales
Moléculas Quirales
Superponibles
Imágenes especulares
No Superponibles
¿Cuál de estas moléculas es quiral?
H
H
Importancia de la quiralidad en los medicamentos
"Durante su embarazo, a mi madre le recetaron talidomida contra los mareos
matutinos. Mi madre tomó talidomida dos veces, dos cucharaditas de té en total. La
talidomida fue la causa de mis discapacidades congénitas, por las que he
necesitado 32 operaciones en toda mi vida y he pasado unos ocho años en el
hospital antes de cumplir los 16, en una ciudad distinta a la que vivían mis padres".
CATÁLISIS QUIRAL
TIPOS DE ISOMERÍA
Estereoisómeros configuracionales
Son compuestos diferentes que presentan la misma fórmula
molecular y la misma conectividad atómica pero diferente
disposición espacial de sus grupos.
Para transformar uno en otro, no basta con realizar giros alrededor
de enlaces sencillos sino que es necesario romper y formar
enlaces.
Enantiómeros
Estereoisómeros que son imágenes especulares no superponibles
Diastereoisómeros
Estereoisómeros que no son imágenes especulares
Representación de moléculas en un plano
CH3
CH3-CH2
CH3
H
Br
H
Br
CH2-CH3
CH3
CH3
C
H
Br
C
CH2-CH3
H
Br
CH2-CH3
H Br
CH3-CH2
Br
CH3
2-bromobutano
H
CH3-CH2
CH3
2-bromobutano
Son
¡¡¡¡¡¡¡Son
compuestos
compuestos
diferentes
diferentes…!!!!!!!!!
que presentan la misma fórmula
molecular
y
la
misma
conectividad
atómica pero diferente
Necesitamos:
disposición espacial de sus grupos.
¡más conocimientos de nomenclatura
que nos permitan distinguirlos!
Nomenclatura CIP (Cahn, Ingold y Prelog):
Determinación de la configuración absoluta de un centro quiral
(o centro asimétrico, centro estereogénico o estereocentro)
Reglas para establecer la prioridad de los sustituyentes:
Regla 1. El número atómico de los átomos directamente
unidos al carbono quiral determina su orden de prioridad.
A mayor número atómico, mayor prioridad.
En el caso de los isótopos prevalece la masa atómica.
1
Regla 2. A igualdad de prioridad se avanza en la
cadena hasta encontrar un elemento diferenciador
basado en la regla 1.
4
2
3
Regla 3. Los enlaces dobles y triples se tratan como si fueran sencillos,
duplicando o triplicando los átomos de la cadena.
2
1
4
3
1º El observador se coloca de forma que deja al grupo de
prioridad menor (4º, d en este caso) lo más alejado posible.
2º Fija su atención en los tres grupos restantes y se
observa el sentido de giro para ir desde el grupo de mayor
prioridad (a) al de menor (c).
3º Si el sentido es el de las agujas del reloj, la
configuración es R (rectus). Al contrario es S (sinister).
(R)-1-bromo-2,3-dimetilbutano
(R)-2,2,3,4-tetrametilpentano
Las moléculas que contienen sólo un estereocentro son quirales
Ojo: Existen moléculas sin estereocentro que son quirales y moléculas con
más de un estereocentro que no son quirales
Los enantiómeros tienen las mismas
propiedades químicas y físicas, a
excepción de su respuesta ante la luz
polarizada (propiedad que se define
como actividad óptica y se mide en
un aparato que se llama polarímetro).
También se les denomina isómeros
ópticos.
Las moléculas aquirales son ópticamente inactivas.
Una mezcla 1:1 de dos enantiómeros se denomina mezcla
racémica o racemato y no desvía la luz polarizada
TIPOS DE ISOMERÍA
Según el origen o causa de la estereoisomería:
Isomería óptica
Isomería geométrica
Estereoisomería debida a la
diferente colocación espacial
de los grupos en torno a un
estereocentro,
Estereoisomería debida a la
diferente colocación espacial
de los grupos en torno a un
doble enlace
Isomería geométrica
¿Son isómeros geométricos estas dos formas de 1,2 dicloroetano?
HH
Cl
Cl
H
H
H H H H
Cl
Cl
Estas dos formas no son isómeros geométricos ya que la libre
rotación del enlace simple convierte una forma en otra
¿Son isómeros geométricos estas dos formas de 1,2 dicloroeteno?
Estas dos formas sí son isómeros geométricos ya que el doble
enlace no permite la libre rotación. Son las formas trans y cis del
1,2-dicloroeteno
Para que exista isomería geométrica se deben cumplir dos condiciones:
1.- Rotación impedida (por ejemplo con un doble enlace)
2.- Dos grupos diferentes unidos a un lado y otro del enlace
La isomería geométrica (cis/trans) se puede dar también en sistemas
cíclicos donde la rotación en torno al enlace simple está impedida
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
trans-1,2-diclorociclopropano cis-1,2-diclorociclopropano
Los isómeros geométricos son diasteroisoméros porque entre ellos
no son imágenes especulares
Nomenclatura Z/E de los isómeros geométricos
La asignación de prioridad de los grupos se basa en las reglas de
Cahn-Ingold y Prelog
TIPOS DE ISOMERÍA
Isomería conformacional
Estereoisómeros conformacionales o confórmeros: cada una de las infinitas
situaciones en las que puede estar un molécula por rotación de un enlace sencillo
Etano. El enlace C-C simple tiene libertad
de giro a lo largo de su eje. Eso provoca
diferentes conformaciones en la molécula
Conformación
Vista lateral
Vista frontal
Alternada
Eclipsada
Representación
Líneas y cuñas
Caballete
Newman
Alternadas
Eclipsadas
Alternadas
¿Tienen los compuestos la misma fórmula molecular?
NO
SI
Isómeros
NO
No Isómeros
¿Tienen los compuestos la misma conectividad?
SI
Estereoisómeros
NO
¿Son interconvertibles por rotación en torno a enlaces simples C-C?
SI
Configuracional
¿Es producida por un doble enlace?
SI
NO
Óptica
NO
¿Son los compuestos imágenes especulares no superponibles?
SI
Clasificación de las relaciones entre moléculas
¿Son superponibles?
SI
¿Tienen la misma fórmula molecular?
ó
¿Son iguales sus pesos moleculares
y sus composiciones elementales?
NO
No son isómeros
NO
SI
Son la misma
molécula
¿Difieren únicamente en el arreglo NO
de sus átomos en el espacio?
Son isómeros
Son isómeros
estructurales
SI
¿Es uno de ellos superponible con
la imagen en el espejo del otro?
SI
Son enantiómeros
Son quirales
NO
SI
Son diasteroisómeros
NO
¿Se pueden interconvertir
por rotación de enlaces?
Son estereoisómeros
Son estereoisómeros
conformacionales
¿Son superponibles con sus
respectivas imágenes en el espejo?
SI
NO
Son estereoisómeros
configuracionales
Son aquirales