tag:blogger.com,1999:blog-53873627766752938012024-03-14T02:07:43.529-07:00QuimicaNicolashttp://www.blogger.com/profile/13223294233671150705noreply@blogger.comBlogger7125tag:blogger.com,1999:blog-5387362776675293801.post-25974662315223442292011-05-18T18:17:00.000-07:002011-05-18T18:17:19.248-07:00Gas<h1 class="firstHeading" id="firstHeading"></h1>Se denomina <b>gas</b> al <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_agregaci%C3%B3n_de_la_materia" title="Estado de agregación de la materia">estado de agregación de la materia</a> en el que las sustancias no tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:<br />
<ul><li>Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.</li>
<li>Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.</li>
<li>Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.</li>
<li>Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.</li>
</ul><br />
<br />
Para entender mejor el comportamiento de un gas, siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal, aunque éste en realidad nunca existe y las propiedades de este son:<br />
<ul><li>Una sustancia gaseosa pura está constituida por moléculas de igual tamaño y masa. Una mezcla de sustancias gaseosas está formada por moléculas diferentes en tamaño y masa.</li>
<li>Debido a la gran distancia entre unas moléculas y otras y a que se mueven a gran velocidad, las fuerzas de atracción entre las moléculas se consideran despreciables.</li>
<li>El tamaño de las moléculas del gas es muy pequeño, por lo que el volumen que ocupan las moléculas es despreciable en comparación con el volumen total del recipiente. La densidad de un gas es muy baja.</li>
<li>Las moléculas de un gas se encuentran en constante movimiento a gran velocidad, por lo que chocan <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Choque_el%C3%A1stico" title="Choque elástico">elásticamente</a> de forma continua entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene.</li>
</ul>Nicolashttp://www.blogger.com/profile/13223294233671150705noreply@blogger.com0tag:blogger.com,1999:blog-5387362776675293801.post-72702963885377728222011-05-09T19:25:00.000-07:002011-05-18T18:42:02.462-07:00Teoria cinetica molecular Gases<div id="Titulares"><h1 class="titulo">Teoría cinética de los gases.</h1><h1 class="titulo"> </h1><h1 class="titulo"> </h1><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"><a href="https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEina9yKvtpegFRiiqsOKp-a4z51Ej6QF-BAHxPZYE9naLsn5KCN1vedXnS5eXmYjlF-k8Rq8npqyLAbtF2iRdNDEKLyrCXIUxoVhYDCDxajNjjNn9zoaPJCz0VVvz_fPUw1Udaw05-FR1Q/s1600/gas.jpg" imageanchor="1" style="margin-left: 1em; margin-right: 1em;"><img border="0" height="320" src="https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEina9yKvtpegFRiiqsOKp-a4z51Ej6QF-BAHxPZYE9naLsn5KCN1vedXnS5eXmYjlF-k8Rq8npqyLAbtF2iRdNDEKLyrCXIUxoVhYDCDxajNjjNn9zoaPJCz0VVvz_fPUw1Udaw05-FR1Q/s320/gas.jpg" width="253" /></a></div><h1 class="titulo"></h1><div id="Autor"><span class="twtr_fcbk_buttons"> </span> <span class="sprites-2011 sprite-ico_autor"></span> ttp://www.slideshare.net/valdys/teoria-cinetico-molecular-de-los-gases-ii-presentation<b></b></div></div><br />
<div align="center"></div>La <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos34/calor-termodinamica/calor-termodinamica.shtml" id="autolink">termodinámica</a> se ocupa solo de <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos12/guiainf/guiainf.shtml#HIPOTES" id="autolink">variables</a> microscópicas, como la <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos11/presi/presi.shtml" id="autolink">presión</a>, la <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos/termodinamica/termodinamica.shtml" id="autolink">temperatura</a> y el <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos5/volfi/volfi.shtml" id="autolink">volumen</a>. Sus <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos4/leyes/leyes.shtml" id="autolink">leyes</a> básicas, expresadas en términos de dichas cantidades, no se ocupan para nada de que la <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos10/lamateri/lamateri.shtml" id="autolink">materia</a> esta formada por átomos. Sin embargo, la <i>mecánica estadística</i>, que estudia las mismas áreas de <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos16/ciencia-y-tecnologia/ciencia-y-tecnologia.shtml" id="autolink">la ciencia</a> que la termodinámica, presupone la existencia de los átomos. Sus leyes básicas son las leyes de la <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos12/moviunid/moviunid.shtml" id="autolink">mecánica</a>, las que se aplican en los átomos que forman el <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos11/teosis/teosis.shtml" id="autolink">sistema</a>.<br />
<br />
<b><br />
</b><br />
<b><br />
</b><br />
<b><i>Gas Real</i></b><br />
Los <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos13/termodi/termodi.shtml#teo" id="autolink">gases</a> reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la <i>temperatura</i> es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de los gases ideales. <b>(2)</b><br />
<b><i>Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.</i></b><br />
Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llama gases reales, o sea, <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml" id="autolink">hidrógeno</a>, <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos14/falta-oxigeno/falta-oxigeno.shtml" id="autolink">oxígeno</a>, nitrógeno y otros.<br />
1. - <i>Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas</i>. Dependiendo del gas, cada molécula esta formada por un <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos/atomo/atomo.shtml" id="autolink">átomo</a> o un <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos14/dinamica-grupos/dinamica-grupos.shtml" id="autolink">grupo</a> de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos12/elorigest/elorigest.shtml" id="autolink">estado</a> estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.<br />
2. - <i>Las moléculas se encuentran animadas de <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos15/kinesiologia-biomecanica/kinesiologia-biomecanica.shtml" id="autolink">movimiento</a> aleatorio y obedecen las leyes de <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos14/sirisaac/sirisaac.shtml" id="autolink">Newton</a> del movimiento</i><i>.</i> Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.<br />
<i><b>3. -</b></i> <i>El numero total de moléculas es grande.</i> La <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos15/direccion/direccion.shtml" id="autolink">dirección</a> y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran numero de choques resultante mantiene una <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos11/travent/travent.shtml" id="autolink">distribución</a> total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio,<br />
<br />
<br />
<br />
<b><i>Ecuación General de los Gases</i></b><br />
En las leyes de los gases, la de Boyle, la de Charles y la Gay-Lussac, la masa del gas es fija y una de las tres variables, la temperatura, presión o el volumen, también es constante. Utilizando una nueva ecuación, no solo podemos variar la masa, sino también la temperatura, la presión y el volumen. La ecuación es:<br />
<b>PV = nRT</b><br />
De esta ecuación se despejan las siguientes incógnitas.<br />
Volumen<br />
Es la cantidad de espacio que tiene un recipiente. Medidos en Litros o en algunos de sus derivados.<br />
<br />
<b>V=nRT</b><br />
<b>P</b><br />
Presión<br />
Fuerza que ejerce el contenido de un recipiente, al recipiente.<br />
<b>P=nRT</b><br />
<b> V</b><br />
Temperatura<br />
Es la medida de <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos15/transf-calor/transf-calor.shtml" id="autolink">calor</a> que presenta un elemento. Es medida en oK<br />
<b>T=PV</b><br />
<b> nR</b><br />
Número de partículas<br />
Cantidad de partes (moles) presentes.<br />
<b>n=PV</b><br />
<b> RT</b><br />
<b><i>Características de Gas Ideal</i></b><br />
Se considera que un gas ideal presenta las siguientes características:<br />
<ul><li>El número de moléculas es despreciable comparado con el volumen total de un gas.</li>
<li>No hay <a class="autolink" href="http://www.monografias.com/trabajos12/eleynewt/eleynewt.shtml" id="autolink">fuerza</a> de atracción entre las moléculas.</li>
<li>Las colisiones son perfectamente elásticas.</li>
<li>Evitando las temperaturas extremadamente bajas y las presiones muy elevadas, podemos considerar que los gases reales se comportan como gases ideales. <b>(2)</b></li>
</ul><br />
GAS IDEAL<br />
Óptimo – gas – reacciones químicas – perfecto – apto – característico – experimentación – vapor – propiedades – función – reacciones – fórmulas – leyes – hipótesis – presión – fuerza – volumen – relaciones.Nicolashttp://www.blogger.com/profile/13223294233671150705noreply@blogger.com0tag:blogger.com,1999:blog-5387362776675293801.post-47499656654686713482011-05-09T19:20:00.000-07:002011-05-18T18:38:12.975-07:00Ecuacion estado ideal y real<h2><span class="mw-headline" id="La_ecuaci.C3.B3n_de_estado_para_gases_reales">La ecuación de estado para gases reales</span></h2><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"><iframe allowfullscreen='allowfullscreen' webkitallowfullscreen='webkitallowfullscreen' mozallowfullscreen='mozallowfullscreen' width='320' height='266' src='https://www.youtube.com/embed/d2bJMaF8Sso?feature=player_embedded' frameborder='0'></iframe></div><h2><span class="mw-headline" id="La_ecuaci.C3.B3n_de_estado_para_gases_reales"> </span></h2><table class="wikitable" style="float: right; text-align: center;"><tbody>
<tr> <th bgcolor="#dfdfda"><br />
</th> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
</tbody></table>Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de <a class="mw-redirect" href="http://es.wikipedia.org/wiki/Van_der_Waals" title="Van der Waals">Van der Waals</a>:<br />
<dl><dd><img alt="\left ( P+\frac{a\cdot n^2} { V^2} \right ) \cdot (V-nb) = n \cdot R \cdot T \,\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/b/5/4/b545ad80307581c873963fe8f4a4ddb3.png" /></dd></dl>Donde:<br />
<ul><li><img alt="P\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/1/5/9/159f12ce9148954f5f1c7dedd3def78f.png" /> = Presión del gas</li>
<li><img alt="V\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/2/6/4/264e4175f5f6cd463aa955d1eb3a0086.png" /> = Volumen del gas</li>
<li><img alt="n\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/a/3/9/a3904f143141153cc70766aff62f962c.png" /> = Número de moles de gas</li>
<li><img alt="R\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/7/7/2/772b94581a36ba6f0b59997175e44424.png" /> = <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_universal_de_los_gases_ideales">Constante universal de los gases ideales</a></li>
<li><img alt="T\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/f/8/0/f8091aa5c67850d6fb62bce537c23f0e.png" /> = Temperatura del gas</li>
<li><img alt="a\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/a/7/8/a78f8f2f6acae7613752381dbe639a20.png" /> y <img alt="b\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/6/f/d/6fd85e623df0284d9f0bfdab071b2b1e.png" /> son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.</li>
</ul><h2><span class="editsection"></span><span class="mw-headline" id="Ecuaci.C3.B3n_general_de_los_gases_ideales">Ecuación general de los gases ideales</span></h2>Partiendo de la ecuación de estado:<br />
<dl><dd><img alt="P \cdot V = n \cdot R \cdot T \,\!" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/5/3/b/53b112549a64b6bdfd0ffd5c3f5c069f.png" /></dd></dl>Tenemos que:<br />
<dl><dd><img alt=" \frac{P \cdot V }{n \cdot T} = R " class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/9/b/c/9bca898377af6a1440ccbb417a28f80d.png" /></dd></dl>Donde R es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados del mismo gas, 1 y 2:<br />
<dl><dd><img alt=" \frac{P_1 \cdot V_1 }{n_1 \cdot T_1} = \frac{P_2 \cdot V_2 }{n_2 \cdot T_2} = R " class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/c/0/e/c0e7948c31871894c68d47f0f9a17760.png" /></dd></dl>Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «<i>n</i>» es constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Presi%C3%B3n">presión</a> y <a class="mw-redirect" href="http://es.wikipedia.org/wiki/Unidades_de_volumen" title="Unidades de volumen">volumen</a> del gas, e inversamente proporcional a su <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura">temperatura</a>.<br />
<dl><dd><img alt="\cfrac{P_1 \cdot V_1}{T_1 \cdot n_1}=\cfrac{P_2 \cdot V_2}{T_2 \cdot n_2} " class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/4/c/2/4c2675fd95ac7a90d2839d5854e79bb1.png" /></dd></dl>Nicolashttp://www.blogger.com/profile/13223294233671150705noreply@blogger.com0tag:blogger.com,1999:blog-5387362776675293801.post-57701270214186429582011-05-09T19:16:00.000-07:002011-05-18T18:21:56.813-07:00Neutralizacion y ph soluciones<h2><a href="http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/reacciones-de-neutralizacion" rel="bookmark" title="Permanent Link to Reacciones de neutralización">Neutralización</a></h2><br />
<br />
<div class="postcontent"><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"></div><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"></div><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"></div><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"><iframe allowfullscreen='allowfullscreen' webkitallowfullscreen='webkitallowfullscreen' mozallowfullscreen='mozallowfullscreen' width='320' height='266' src='https://www.youtube.com/embed/pR1EKwky2-8?feature=player_embedded' frameborder='0'></iframe></div><div id="HOTWordsTxt" name="HOTWordsTxt"><br />
<br />
<img alt="" class="alignleft size-medium wp-image-81" height="300" src="http://quimica.laguia2000.com/wp-content/uploads/2010/04/qumica-neutrlizaci%C3%B3n-202x300.jpg" title="qumica neutrlización" width="202" /><br />
<br />
Las <b>reacciones de neutralización</b>, son las reacciones entre un ácido y una base, con el fin de determinar la concentración de las distintas sustancias en la disolución.<br />
Tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciendo sal y agua. Sólo hay un único caso donde no se forma agua en la reacción, se trata de la combinación de óxido de un no metal, con un óxido de un metal.<br />
<div style="text-align: center;"><b>Ácido + base → sal + agua</b></div><div style="text-align: center;">Por ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O</div>Las soluciones acuosas son buenas conductoras de la energía eléctrica, debido a los <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Electrolito">electrolitos</a>, que son los iones positivos y negativos de los compuestos que se encuentran presentes en la solución.<br />
Una buena manera de medir la conductancia es estudiar el movimiento de los iones en una solución.<br />
Cuando un compuesto iónico se disocia enteramente, se le conoce como <b>electrolito fuerte</b>. Son electrolitos fuertes por ejemplo el NaCl, HCl, H2O (potable), etc, en cambio, un <b>electrolito débil</b> es aquel que se disocia muy poco, no produciendo la cantidad suficiente de concentración de iones, por lo que no puede ser conductor de la corriente eléctrica.<br />
Cuando tenemos una disolución con una cantidad de ácido desconocida, dicha cantidad se puede hallar añadiendo poco a poco una base, haciendo que se neutralice la disolución.<br />
Una vez que la disolución ya esté neutralizada, como conocemos la cantidad de base que hemos añadido, se hace fácil determinar la cantidad de ácido que había en la disolución.<br />
En todos los procesos de neutralización se cumple con la <b>“ley de equivalentes”</b>, donde el número de equivalentes del ácido debe ser igual al número de equivalentes de la base:<br />
<div style="text-align: center;"><b>Nº equivalentes Ácido = nº equivalentes Base</b></div>Los equivalentes dependen de la Normalidad, que es la forma de medir las concentraciones de un soluto en un disolvente, así tenemos que:<br />
<div style="text-align: center;"><b>N= nº de equivalentes de soluto / litros de disolución</b></div>Deduciendo : <b>nº equivalentes de soluto = V disolución . Normalidad</b><br />
Si denominamos NA, como la normalidad en la solución ácida y NB, la normalidad de la solución básica, así como VA y VB, como el volumen de las soluciones ácidas y básicas respectivamente:<br />
<div style="text-align: center;"><b>NA.VA= NB. VB</b></div><h1 class="firstHeading" id="firstHeading">pH</h1><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"><a href="https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEiYltPNkvOXqztDBUTBPFVqbgzIVaZrtgu54VkQ8YeXkWCGnBi1pABAIorNoETTKaOzjpIpl3k2VGGJhhyphenhyphentv610OofMBIkMw-ja0vNgBMr2LwIDYgzwJ1WqfxhhzCg4mm3NUN7VaWIg6F8/s1600/phscale.gif" imageanchor="1" style="margin-left: 1em; margin-right: 1em;"><img border="0" height="245" src="https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEiYltPNkvOXqztDBUTBPFVqbgzIVaZrtgu54VkQ8YeXkWCGnBi1pABAIorNoETTKaOzjpIpl3k2VGGJhhyphenhyphentv610OofMBIkMw-ja0vNgBMr2LwIDYgzwJ1WqfxhhzCg4mm3NUN7VaWIg6F8/s320/phscale.gif" width="320" /></a></div><br />
<br />
El <b>pH</b> es una medida de la <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Acidez">acidez</a> o <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Base_%28qu%C3%ADmica%29" title="Base (química)">alcalinidad</a> de una <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n" title="Disolución">solución</a>. El pH indica la concentración de iones <a class="mw-redirect" href="http://es.wikipedia.org/wiki/Hidronio" title="Hidronio">hidronio</a> [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno">hidrógeno</a>" (<b>p</b>ondus <b>H</b>ydrogenii o <b>p</b>otentia <b>H</b>ydrogenii; del latín <i>pondus</i>, n. = peso; <i>potentia</i>, f. = potencia; <i>hydrogenium</i>, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica" title="Química">químico</a> <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Dinamarca" title="Dinamarca">danés</a> <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/S._P._L._S%C3%B8rensen" title="S. P. L. Sørensen">Sørensen</a>, quien lo definió como el <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Logaritmo">logaritmo</a> negativo de base 10 de la actividad de los <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Ion" title="Ion">iones</a> hidrógeno. Esto es:<br />
<dl><dd><img alt="\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{a}_{H_3O^+} \right]" class="tex" src="http://upload.wikimedia.org/math/7/b/7/7b7e772992e9d43888cd421cba60c766.png" /></dd></dl>Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.<br />
Por ejemplo, una concentración de [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] = 1 × 10<sup>–7</sup> M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10<sup>–7</sup>] = 7<br />
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido" title="Ácido">ácidas</a> las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Prot%C3%B3n" title="Protón">protones</a> en la disolución) , y <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Base_%28qu%C3%ADmica%29" title="Base (química)">alcalinas</a> las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).<br />
Se considera que <i>p</i> es un <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Logaritmo" title="Logaritmo">operador logarítmico</a> sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/POH">pOH</a>, que mide la concentración de iones OH<sup>−</sup>.<br />
<br />
<table class="toc" id="toc"><tbody>
<tr> <td><br />
</td> </tr>
</tbody></table><h2><br />
</h2><br />
</div></div>Nicolashttp://www.blogger.com/profile/13223294233671150705noreply@blogger.com1tag:blogger.com,1999:blog-5387362776675293801.post-32405142479360927812011-05-09T19:12:00.000-07:002011-05-18T18:39:07.011-07:00Ley de los Gases<div style="text-align: left;"><span style="font-size: x-large;"><b>Leyes de los Gases</b></span></div><div style="text-align: center;"><br />
</div><div style="text-align: center;"><br />
</div><div style="text-align: center;"><br />
</div><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"><iframe allowfullscreen='allowfullscreen' webkitallowfullscreen='webkitallowfullscreen' mozallowfullscreen='mozallowfullscreen' width='320' height='266' src='https://www.youtube.com/embed/OF-PKMO1nUk?feature=player_embedded' frameborder='0'></iframe></div><div style="text-align: left;"><br />
</div>La determinación de una ecuación de estado de los gases implica inevitablemente la medición de la <b>presión</b>, o fuerza por unidad de área, que un gas ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La presión de los gases comúnmente se expresa en atmósferas o milímetros de mercurio.<br />
El estudio sistemático del comportamiento de los gases le interesó a los científicos durantes siglos. Destacan los nombres de varios investigadores que establecieron las propiedades de los gases.<br />
<b> </b><b><u>Ley De Boyle</u></b><br />
La relación matemática que existe entre la presión y el volumen de un cantidad dad de un gas a una cierta temperatura fue descubierta por <b>Robert Boyle</b> en 1662. Boyle encerró una cantidad de aire en el extremo cerrado de un tubo en forma de U, utilizando mercurio como fluido de retención. Boyle descubrió que el producto de la presión por volumen de una cantidad fija de gas era un valor aproximadamente constante. Notó que si la presión de aire se duplica su volumen era la mitad del volumen anterior y si la presión se triplicaba el volumen bajaba a una tercera mitad del inicial. También observo que al calentar un gas aumentaba su volumen si la presión se mantenía constante, a este proceso se le llama proceso isoborico.<br />
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<u><br />
</u><br />
<i>“El volumen de un gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión”</i><br />
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<i> </i><br />
<b> </b><b><u>Ley De Charles:</u></b><br />
<b> En 1787, Jacques Charles investigó la relación existente entre el volumen y la temperatura de una gas a presión constante. Usó un aparato similar al que se ve en la figura:</b><br />
<b>Al conservar la presión constante, el volumen aumenta y cuando la temperatura disminuye, el volumen también disminuye. Luego, había una proporcionalidad lineal directa entre el volumen y la temperatura, la cual se conoce como Ley de Charles.</b><br />
Ejemplo: un globo lleno aumenta su volumen cuando se le caliente y lo disminuye cuando se le enfría. <br />
<u>Ley de Charles:</u><br />
<i>“El volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura kelvin”.</i><br />
<b> </b><b><u>Ley de las Presiones Parciales de Dalton:</u></b><br />
Cuando Dalton formuló por primera vez su teoría atómica poco había elaborado la teoría acerca de la vaporización del agua y el comportamiento de mezclas gaseosas. A partir de sus mediciones dedujo que dos gases es una mezcla actuaban de manera mutuamente independiente.<br />
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La presión que ejerce un componente determinado de la mezcla de gases si éste ocupara por sí solo el recipiente, se llama presión parcial del componente. Las presiones parciales se calculan aplicando la ley de los gases ideales a cada componente. Así la presión parcial, Pc, para una componente consistente en nc moles está dada por la expresión:<br />
<img alt="Leyes de los Gases" height="47" src="http://html.rincondelvago.com/000332470.png" width="94" /><br />
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<b> </b><b><u>Ley de Gay-Lussac</u></b><br />
Cuando se investiga experimentalmente como depende entre sí el volumen y la temperatura de un gas a una presión fija, se encuentra que el volumen aumenta linealmente al aumentar la temperatura. Esta relación se conoce como <b>L</b><b>ey de Charles y Gay-Lussac</b>, y se puede expresar algebraicamente por:<br />
<div style="text-align: center;">V = V0(1 + "t)</div>Donde V0 es el volumen que a la temperatura de 0 ºC, " es una constante que tiene aproximadamente el valor 1/273 para todos los gases y t es la temperatura en la escala Celsius. Esta ecuación establece que el volumen de un gas aumenta linealmente al aumentar su temperatura.<br />
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<b><u>Ley de Boyle:</u></b><br />
<div style="text-align: center;"><img alt="Leyes de los Gases" height="196" src="http://html.rincondelvago.com/000332472.png" width="461" /></div><b><u>Ley de Charles y Gay Lussac:</u></b><br />
<b><u><img alt="Leyes de los Gases" height="353" src="http://html.rincondelvago.com/000332473.png" width="635" /></u></b><br />
<b><u>Ley de las Presiones Parciales de Dalton:</u></b><br />
<div style="text-align: center;"><b>Conclusión</b></div><div style="text-align: center;"><b>Bibliografía</b></div><b> Dickson T. R.; Introducción a la Química; Primera Edición, México; 1982; Publicaciones Culturales</b><br />
<b> </b><br />
<img alt="Leyes de los Gases" height="47" src="http://html.rincondelvago.com/000332474.png" width="94" /><br />
<img alt="Leyes de los Gases" height="192" src="http://html.rincondelvago.com/000332475.png" width="648" />Nicolashttp://www.blogger.com/profile/13223294233671150705noreply@blogger.com1tag:blogger.com,1999:blog-5387362776675293801.post-34480310497934549112011-05-09T19:07:00.000-07:002011-05-18T18:44:31.429-07:00<h1 class="firstHeading" id="firstHeading" style="font-family: Verdana,sans-serif;">Polaridad</h1><div class="thumb tright" style="font-family: Verdana,sans-serif;"><div class="thumbinner" style="width: 252px;"><a class="image" href="http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Water-elpot-transparent-3D-balls.png"><img alt="" class="thumbimage" height="210" src="http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/15/Water-elpot-transparent-3D-balls.png/250px-Water-elpot-transparent-3D-balls.png" width="250" /></a> <br />
<div class="thumbcaption"><div class="magnify"><a class="internal" href="http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Water-elpot-transparent-3D-balls.png" title="Aumentar"><img alt="" height="11" src="http://bits.wikimedia.org/skins-1.17/common/images/magnify-clip.png" width="15" /></a></div>Un ejemplo común de compuesto polar es el agua (H<sub>2</sub>O). Los electrones en los átomos de hidrógeno del agua son fuertemente atraídos por el átomo de oxígeno y están, en realidad, más cerca del núcleo del oxígeno que de los del hidrógeno. Por esto, la molécula de agua tiene una carga negativa en el centro (color rojo) y una carga positiva en sus extremos (tono azul).</div></div></div><div style="font-family: Verdana,sans-serif;">La <b>polaridad química</b> o sólo <b>polaridad</b> es una propiedad de las <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula" title="Molécula">moléculas</a> que representa la separación de las cargas eléctricas en la misma. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades como la <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Solubilidad" title="Solubilidad">solubilidad</a>, <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_fusi%C3%B3n" title="Punto de fusión">punto de fusión</a>, <a href="http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_ebullici%C3%B3n" title="Punto de ebullición">punto de ebullición</a>, <a class="mw-redirect" href="http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_intermoleculares" title="Fuerzas intermoleculares">fuerzas intermoleculares</a>, etc. Una molecula polar puede ser NaCl que es muy polar y puede disociar con agua que a la vez es sumamente polar.</div><div style="font-family: Verdana,sans-serif;"><br />
</div><div style="font-family: Verdana,sans-serif;"><br />
</div><div style="font-family: Verdana,sans-serif;"><span style="font-size: x-large;">Longitud de alcance </span></div><div class="postcontent" style="font-family: Verdana,sans-serif;"><div id="HOTWordsTxt" name="HOTWordsTxt">La longitud de enlace es la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos que están enlazados de manera covalente, compartiendo uno o más pares de electrones. La longitud de enlace está muy relacionada con la energía de enlace, debido a que dos átomos se unirán covalentemente sólo si estando unidos su estado de energía es menor que estando separados.<br />
Pongamos por ejemplo dos átomos de hidrógeno, inicialmente separados por una cierta distancia. A medida que acercamos dichos átomos entre sí, aparecerán fuerzas de repulsión y de atracción entre ellos, siendo éstas ultimas las que predominarán, dado que el estado de energía de éstos átomos enlazados covalentemente es menor que si están separados, como se puede observar en la figura:<br />
<img alt="" class="aligncenter size-full wp-image-1910" height="232" src="http://quimica.laguia2000.com/wp-content/uploads/2010/08/LONGI1.gif" title="LONGI1" width="288" /><br />
La distancia entre los átomos es menor que la suma de sus radios de Van der Waals, debido a que al estar enlazados de manera covalente sus electrones no se repelen, sino que comparten el orbital atómico.<br />
Las longitudes de enlace se pueden medir mediante espectroscopía o con técnicas de difracción. En general, si el radio de un átomo es mayor, mayor será la distancia de enlace que formará; la suma de los radios de enlace covalente de los átomos que forman esta unión da como resultado la longitud de enlace.<br />
</div></div>Nicolashttp://www.blogger.com/profile/13223294233671150705noreply@blogger.com2tag:blogger.com,1999:blog-5387362776675293801.post-63392708040152941722011-05-09T19:03:00.000-07:002011-05-18T19:01:54.248-07:00Fuerzas de atraccion intramolecular<h1 class="page-title">Fuerzas intermoleculares</h1><h1 class="page-title"> </h1><div class="separator" style="clear: both; text-align: center;"><object width="320" height="266" class="BLOGGER-youtube-video" classid="clsid:D27CDB6E-AE6D-11cf-96B8-444553540000" codebase="http://download.macromedia.com/pub/shockwave/cabs/flash/swflash.cab#version=6,0,40,0" data-thumbnail-src="http://3.gvt0.com/vi/a_sbhgBczlM/0.jpg"><param name="movie" value="http://www.youtube.com/v/a_sbhgBczlM&fs=1&source=uds" /><param name="bgcolor" value="#FFFFFF" /><embed width="320" height="266" src="http://www.youtube.com/v/a_sbhgBczlM&fs=1&source=uds" type="application/x-shockwave-flash"></embed></object></div><h1 class="page-title"> </h1><div style="background-color: white; border-color: White; border-style: solid; border-width: 0px 0px 5px 5px; float: left; margin: 0px; padding: 0px;"><ins style="border: medium none; display: inline-table; height: 280px; margin: 0pt; padding: 0pt; position: relative; visibility: visible; width: 336px;"><ins id="google_ads_frame2_anchor" style="border: medium none; display: block; height: 280px; margin: 0pt; padding: 0pt; position: relative; visibility: visible; width: 336px;"></ins></ins> </div>Las fuerzas atractivas entre moléculas, las llamadas <i>fuerzas intermoleculares</i>, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ellas juegan un papel importante también en los distintos estados de agregación de la materia (líquido, sólido o gas).<br />
Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las intramoleculares. Así, por ejemplo, se requiere menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido. Para entender las propiedades de los distintos estados de la materia, necesitamos comprender y conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares.<br />
<div align="center"><img alt="Fuerzas intermoleculares" height="101" src="http://www.textoscientificos.com/imagenes/quimica/fuerzas-intermoleculares.gif" width="265" /></div>Los átomos de un molécula se mantienen unidos por enlaces químicos cuya fuerza va de 150 a 1000 kJ/mol. Otras fuerzas de atracción más débiles, llamadas <b><i>fuerzas intermoleculares</i></b> o <b><i>atracciones intermoleculares</i></b>, atraen una molécula a otra. Por ejemplo, se requieren 1652 kJ para romper 4 moles de enlaces covalentes C¾H y separar el átomo de C y los cuatro átomos de H de todas las moléculas de 1 mol de metano:<br />
<div align="center"><img alt="Fuerzas intermoleculares" height="80" src="http://www.textoscientificos.com/imagenes/quimica/fuerzas-intermoleculares-1.gif" width="472" /></div>Pero sólo se requieren 8.9 kJ para separar unas de otras 1 mol de moléculas de metano que están muy juntas en el metano líquido, a fin de evaporar el líquido y convertirlo en gaseoso.<br />
Las atracciones moleculares son más débiles que los enlaces covalentes porque no son el resultado de compartir pares de electrones entre átomos; es decir, son <b><i>interacciones no covalentes</i></b>: fuerzas de atracción que no son enlaces iónicos y que son diferentes de los enlaces covalentes. Las interacciones no covalentes entre moléculas (fuerzas <i>inter</i>moleculares) explican el punto de fusión, el punto de ebullición y otras propiedades de las sustancias que no son iónicas.Nicolashttp://www.blogger.com/profile/13223294233671150705noreply@blogger.com2