1. Menciona y describe las características generales del estado

1. Menciona y describe las características generales del estado gaseoso.
• Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene.
• Se consideran los más compresibles de los estados de la materia.
• Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan en forma completa
y uniforme.
• Cuentan con densidades mucho menores que los sólidos y líquidos.
2. Mencionar los elementos que existen como gases a temperatura ambiente.
H2 (hidrógeno molecular)
N2 (nitrógeno molecular)
O2 (oxígeno molecular)
O3 (ozono)
F2 (flúor molecular)
Cl2 (cloro molecular)
He (helio)
Ne ((neón)
Ar (argón)
Kr (kriptón)
Xe (xenón)
Rn (radón)
3. Comparar y contrastar el estado gaseoso con los estados sólido y líquido.
Gaseoso: Adopta el volumen y forma de su contenedor. Densidad baja. Muy compresible
Movimiento muy libre
Liquido: Tiene un volumen definido pero adopta la forma de su contenedor. Densidad Alta.
Compresibilidad ligera. Moléculas se deslizan entre sí libremente.
Sólido: Tiene un volumen y forma definida. Densidad Alta .Virtualmente incompresible
Moléculas vibran en torno a posiciones fijas
4. Definir presión y señalar sus unidades de medida
Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que
las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. La presión es la fuerza aplicada por
unidad de área. La unidad SI de presión es el pascal (Pa),2 que se define como un newton por
metro cuadrado:
1 Pa = 1 N/m2
1 atm = 1.01325 X 102 kPa
5. Definir presión atmosférica y presión atmosférica estándar.
La presión atmosférica, es la presión que ejerce la atmósfera de la Tierra. El valor real de la
presión atmosférica depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas.
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La presión atmosférica estándar (l atm) es igual a la presión que soporta una columna de
mercurio exactamente de 760 mm (o 76 cm) de altura a O°C al nivel del mar. En otras palabras,
la presión atmosférica estándar es iguala la presión de 760 mmHg, donde mmHg representa la
presión ejercida por una columna de mercurio de 1 mm de altura. La unidad de mmHg también
se llama torr.
1 torr = 1 mmHg
1 atm = 760 mmHg
6. Convertir unidades de presión: atmósferas, mmHg, torr, Pascales
a) La presión externa de un avión 'de propulsión que vuela a gran altitud es
considerablemente menor que la presión atmosférica estándar. Por ello, el aire del interior
de la cabina debe presurizarse para proteger a los pasajeros. ¿Cuál es la presión (en atm)
en la cabina si la lectura del barómetro es 688 mmHg?
b) Convierta 749 mmHg en atmósferas.
c) La presión atmosférica en San Francisco cierto día fue de 732 mmHg. ¿Cuál fue la
presión en kPa?
d) Convierta 295 mmHg en kilopascales.
7. Explica la diferencia entre un barómetro y un manómetro.
El barómetro mide la presión atmosférica..
El manometro es un dispositivo para medir la presión de los gases distintos a los de
la atmósfera.
8. Explicar la diferencia entre un manómetro abierto a la atmósfera y uno cerrado a la
atmósfera.
El manómetro de tubo cerrado se utiliza comúnmente para medir presiones menores a la
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presión atmosférica .El manómetro de tubo abierto es más adecuado para medir presiones
iguales o mayores que la presión atmosférica.
9. Establecer y aplicar las siguientes leyes de los gases:
a. Ley de Boyle : La relación presión-volumen. La presión aplicada a un gas es igual a la
presión del gas. A medida que la presión aumenta, el volumen ocupado por el gas disminuye. Si
la presion disminuye, el volumen ocupado por el gas aumenta.
b. Ley de Charles - Relación temperatura-volumen: Sus estudios demostraron
que, a una presión constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta
y se contrae al enfriarse. Si el volumen disminuye la temperatura es mas baja. Si el volumen
aumenta la temperatura es mas alta.
c. Ley de Avogadro - La relación entre volumen y cantidad: establece que a volúmenes
iguales
de gases contienen el mismo número de moléculas (a la misma Ty P).
d. Ley del Gas Ideal - La ecuación del gas ideal es PV = nRT, combina las leyes
de Boyle, Charles y Avogadro. Esta ecuación describe el comportamiento del gas ideal. Aplica a
los
sistemas que no experimentan cambios en presión, volumen, temperatura y cantidad de un gas.
e. Ley de las presiones parciales de Dalton - la cual establece que la presión total de una
mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo.
Formula:
Pi = (XN)(PT)
10. Definir y aplicar los siguientes conceptos
a. fracción molar - La fracción molar es una cantidad adimensional que expresa la relación
del número de moles de un componente con el número de moles de todos los componentes
presentes.
Xi = moles i___
moles totales
b. presión parcial - las presiones de los componentes gaseosos individuales de la mezcla.
c. difusión - la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro gas,constituye
una
demostración directa del movimiento aleatorio de los gases. La difusión siempre
procede de una región
de una concentración mayor a una donde la concentración es menor.
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d. efusion - es el proceso mediante el cual un gas bajo presión se escapa de un compartimiento
de un contenedor a otro atravesando por un pequeño orificio. De una region de menor
concentracion a una de mayor concentración.
*11. Utilizar la ecuación del Gas Ideal para calcular uno de los siguientes desconocidos:
a. volumen
d. densidad
b. presión
e. masa molar
*12. Aplicar la estequiometría a reacciones que envuelven gases para determinar los moles
o volumen de un reactivo o producto que participa en la reacción
13. Explicar cual es la teoría cinética de los gases y señalar sus cinco postulados básicos.
La teoría cinética de los gases considera las moléculas como esferas duras sin
estructura interna. Explica los gases a nivel molecular.
1. Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por di stancias mucho
mayores
que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como "puntos",
es decir, poseen masa pero tienen un volumen despreciable.
2. Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección aleatoria y con
frecuencia chocan unas contra otras. Las colisiones entre las moléculas son perfectamente
elásticas, o sea, la energía se transfiere de una molécula a otra por efecto de las
colisiones. Sin embargo, la energía total de todas las moléculas en un sistema permanece
inalterada.
3. Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de repulsión.
4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas
en kelvins. Dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética
promedio.
14. Explicar el comportamiento de los gases reales y cómo estos se desvían del
comportamiento de los gases ideales.
En condiciones normales de presión y temperatura, la mayoría de los gases reales se comportan
en forma cualitativa como un gas ideal.
¿En qué condiciones los gases exhibirán un comportamiento no ideal? A medida que
aumenta la presión, las desviaciones son significativas. A presiones elevadas, aumenta la
densidad del gas
y las moléculas ahora están más cerca unas de otras. Entonces, las fuerzas intermoleculares
pueden ser muy significativas y afectar el movimiento de las moléculas, por lo que el gas
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no se comportará en forma ideal. Otra manera de observar el comportamiento no ideal de los
gases es disminuyendo la temperatura. Con el enfriamiento del gas disminuye la energía
cinética promedio de sus moléculas, que en cierto sentido priva a éstas del impulso que necesitan
para romper su
atracción mutua.
15. Distinguir entre gas real y gas ideal.
Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión,volumen y temperatura se
puede describir completamente con la ecuación del gas ideal. Las moléculas de un gas ideal no
se atraen o se repelen entre sí, y su volumen es despreciable en comparación con el volumen del
recipiente que lo contiene.
Gas Real - sí ejercen fuerzas entre ellas y que además tienen volumen.
II.
Termoquímica: Capítulo 6
1. Definir:
a. termoquímica - estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas.
b. energía - capacidad para efectuar un trabajo.
c. termodinámica -es el estudio científico de la interconversión del calor y otras formas
de energía.
d. trabajo - el cambio directo de energía que resulta de un proceso
e. energía potencial - es la energía disponible en función de la posición de un objeto.
f. energía térmica - la energía asociada con el movimiento aleatorio de los átomos
y las moléculas. Se calcula a partir de mediciones en temperatura.
g. energía química - es una forma de energía que se almacena en las unidades estructurales
de las sustancias; esta cantidad se determina por el tipo y arreglo de los átomos que
constituyen cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una reacción química, la
energía química se libera, almacena o se convierte en otras formas de energía.
h. energía radiante - o energía solar, proviene del Sol y es la principal fuente de energía de la
Tierra.
i. energía cinética
j. energía interna
k. calor - es la transferencia de energía termal entre dos cuerpos que poseen diferentes
temperaturas.
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l. sistema (cerrado, abierto, aislado) - sistema o la parte especifica del universo que es de
interés. Un sistema cerrado permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Un
sistema abierto puede intercambiar masa y energía, generalmente en forma de calor con sus
alrededores. Un sistema aislado mpide la transferencia de masa o energía,
m.proceso exotérmico y proceso endotérmico - Un proceso exotermico es cualquier
proceso que cede calor, es decir, que transfiere energía térmica hacia los alrededores. se puede
observar que en las reacciones exotérmicas, la energía total de los productos es menor que la
energía total de los reactivos.Un proceso endotérmico en el cual los alrededores deben
suministrar calor al sistema , consume calor. La energia total de los productos es mayor que la
energia total de los reactivos
n. entalpía - (H) es usada para cuantificar el flujo de calor hacia o desde un sistema en un
proceso a presión constante.
o. entalpía de reacción - la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los
reactivos: ∆H = H(productos) - H(reactivos)
p. entalpía estándar de formación (∆Hº f)- es el cambio en calor que resulta cuando un mol de
un compuesto es formado de sus elementos a una presión de 1 atm.. La entalpía estándar de
formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero.
q. entalpía estándar de reacción (∆Hº reacción ) - la entalpía de una reacción que se efectúa a
1 atm.
r. funciones de estado - Se dice que la energía, la presión, el volumen y la temperatura son
funciones de estado, es decir, propiedades determinadas por el estado del sistema, sin importar
cómo se haya alcanzado esa condición. En otras palabras, cuando cambia el estado de un
sistema, la magnitud del cambio de cualquier función de estado depende únicamente del estado
inicial y final del sistema y no de cómo se efectuó dicho cambio.
s. primera ley de termodinámica - que se basa en la ley de conservación de la energía,
establece que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni
destruir.
2. Explicar como el cambio en energía interna se puede expresar en términos de cambios
en calor y el trabajo realizado por el sistema.
Los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se miden con un calorímetro, recipiente
cerrado diseñado específicamente para este propósito. El estudio de la calorimetría, la medición
de los cambios de calor, depende de la comprensión de los conceptos de calor específico y
capacidad calorífica.
El calor especifico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar
un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. Sus unidades son J/g . oc.
La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para
elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de la sustancia. Sus unidades
son Jrc. El calor específico es una propiedad intensiva, en tanto que la capacidad calorífica
es una propiedad extensiva.
C=mxs
Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en
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la temperatura de la muestra (∆t) indicará la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado
en un proceso en particular. Para calcular cambio en calor la formula es:
q = ms∆t
3. Describir como la entalpía de una sustancia depende de:
a. el estado físico
b. la temperatura
c. la masa
*5. Utilizar ecuaciones termoquímicas para calcular la cantidad de calor que absorbe o se
libera, dada una cantidad de una sustancia que reacciona o que se produce.
*6. Poder calcular la masa, calor específico, temperatura inicial o final de una sustancia
dadas las otras cantidades.
*7. Dado el ∆Hº de una reacción, indicar ∆Hº para la reacción inversa.
*8. Establecer la ley de Hess y aplicarla para calcular el ∆Hº reacción de una reacción
usando ∆Hºreacción de otras reacciones asociadas.
*9. Calcular ∆Hº reacción a partir de de los valores de formación (∆Hº f)
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