Electroquimica

“PONETE LAS PILAS”

ELECTROQUIMICA:
La electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

 CORRIENTE ELÉCTRICA                                                
  La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica .                                                                            
 Todas las pilas consisten en un electrólito (que puede ser líquido, sólido o en pasta), un electrodo positivo y un electrodo negativo. El electrólito es un conductor iónico; uno de los electrodos produce electrones y el otro electrodo los recibe. Al conectar los electrodos al circuito que hay que alimentar, se produce una corriente eléctrica.

“Las pilas y baterías convierten energía química en energía eléctrica”

ELECTROLISIS   
La electrólisis es un procedimiento mediante el cual, por pasaje de una corriente eléctrica continua a través de un electrólito fundido o disuelto, se produce una reacción química.
En el caso de la electrólisis del cloruro de sodio, las cargas eléctricas negativas (aniones) son atraídos por el polo positivo (anado), donde ocurre el proceso denominado oxidación
Los iones positivos serán atraídos por el polo negativo (cátodo) y es donde se produce la reacción de reducción.

Las hemireacciones para el proceso de electrólisis del cloruro de sodio son:

Oxidación) 2 Cl- --------> Cl2 + 2e
Reducción) 2 H2O + 2e ----> H2 + 2 OH-

En la región catódica, el catión sodio con el anión hidroxilo forman hidróxido de sodio:

6 Na+ + 6 HO- ----------> 6 NaOH

Los iones HO- se dirigen hacia la zona anódica y reaccionan con el cloro según la siguiente reacción:

3 Cl2 + 6 NaOH ---> NaClO3 + 5 NaCl + 3 H2O 

PILA VOLTAICA

Una pila voltaica o pila de Daniells: aprovecha la electricidad de una reacción química espontánea para encender un foco. Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos. El puente salino (cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica. Obsérvese que el metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye el foco por una batería la reacción se invertirá, creando una célula electrolítica.

 REACCIONES REDOX:

A veces los reactivos ganan y pierden electrones.                                                              Así, en una reacción de oxidación-reducción, un reactivo se oxida (pierde uno o más electrones) y el otro se reduce (gana uno o más electrones).

Un ejemplo: en una disolución acuosa de iones Cu²⁺ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se comprueba que el color azul desaparece: los iones Cu²⁺ han reaccionado. Por otra parte, en la disolución se forman iones Fe²⁺, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el siguiente:                      Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺+ Cu  

El hierro ha sido oxidado por los iones Cu²⁺, que a su vez han sido reducidos por el hierro. La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que el hierro es el reductor y el cobre el oxidante.

La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes:
oxidación: Fe → Fe²⁺ + 2e^-
reducción: Cu²⁺ + 2e^- → Cu                                                                        

 Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción corresponde a una ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones Cu²⁺) es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones.

NUMEROS DE OXIDACIÓN:

En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es posible definir un ‘número de oxidación’ para caracterizar la forma que se está considerando. Cuanto más elevado es el número, más oxidada está la forma.

 En los cuerpos simples, el número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico. Así, el hierro puede existir en su forma reducida, el hierro metálico Fe (número de oxidación 0), o en dos formas oxidadas, los iones Fe²⁺ (número de oxidación ii) y Fe³⁺ (número de oxidación iii). En casos más complejos, el número de oxidación está ligado a la valencia del elemento químico considerado.Cuando un cuerpo se oxida, aumenta su número de oxidación; cuando se reduce, disminuye. Por tanto, un oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede disminuir, mientras que un reductor es una sustancia cuyo número de oxidación puede aumentar.    

LA CORROSIÓN EN LA VIDA DIARIA:

La Corrosión es la causa general de la destrucción de la mayor parte de los materiales naturales o fabricados por el hombre. Si bien esta fuerza destructiva ha existido siempre, no se le ha prestado atención hasta los tiempos modernos, con el avance de la tecnología. El desarrollo de la industria y el uso de combustibles, en especial el petróleo, han cambiado la composición de la atmósfera de los centros industriales y grandes conglomerados urbanos, tornándola mas corrosiva.

La producción de acero y las mejoras de sus propiedades mecánicas, han hecho de él un material muy útil, junto con estas mejoras, se esta pagando un tributo muy grande a la corrosión, ya que el 25% de la producción mundial anual del acero es destruida por la corrosión.

La corrosión de los metales constituye una de las pérdidas económicas más grande de la civilización moderna. La rotura de los tubos de escape y silenciadores de los automotores; el cambio continuo de los serpentines de los calefones domésticos; roturas de los tanques de almacenamiento y tuberías de conducción de agua; el derrumbe de un puente; la rotura de un oleoducto que transporta crudo (aparte del costo que acarrea el cambio del mismo hay que tener en cuenta el problema de contaminación del petróleo derramado, que muchas veces es irreversible, así como también el paro de la refinería).

Sin embargo, no siempre la corrosión es un fenómeno indeseable, ya que el proceso de corrosión es usado diariamente para producir energía eléctrica en las pilas secas, donde uno de las partes fundamentales del proceso es una reacción de corrosión.

Anódo: Zn Û Zn²⁺ + 2e^-

Cátodo: NH₄⁺ + MnO₂ + 1e^- ÛMnO(OH) + NH₃
 

CINÉTICA QUÍMICA

Este campo estudia la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de la concentración de las especies que reaccionan, de los productos de reacción, de los catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios disolventes, de la temperatura, y de todas las demás variables que pueden afectar a la velocidad de una reacción.

Cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta, por ejemplo el hierro en presencia de aire; otras reaccionan rápidamente, como por ejemplo el sodio también en presencia de aire; y hay sustancias como el papel en presencia de aire que no reaccionarían jamás sin el auxilio del fuego, pero una vez comenzada la reacción ésta se desarrolla rápidamente.

Entonces, tanto para que una reacción ocurra, como para modificar su velocidad, se deberán tener en cuenta varios factores.

• Velocidad de reacción

La cinética química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción.

La velocidad de reacción se expresa de dos formas diferentes:

Velocidad =	moles o gramos de sustancias que reaccionan por litro ----------------------------------------------------------
	tiempo en segundos

Velocidad =	moles o gramos de sustancias obtenidas por litro -----------------------------------------------------
	tiempo en segundos

• Naturaleza de los reactivos:

Dependiendo sobre qué sustancias están reaccionando, el tiempo varía. Reacciones ácidas, la formación de sales, y intercambio de ion son las reacciones rápidas. Cuando la formación del enlace covalente ocurre entre las moléculas y cuando es grande se forman las moléculas, las reacciones tienden para ser muy lentas.

O sea,  las reacciones en las cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones con cargas opuestas.

La mayor parte de las colisiones moleculares son elásticas, por lo tanto, las moléculas simplemente rebotan y se apartan sin cambios. Sin embargo, algunas colisiones tienen la suficiente energía para ocasionar cambios en las nubes electrónicas de las moléculas que chocan. Cuando ocurre el cambio, las moléculas que chocan pueden formar el complejo activado. La energía requerida para formar este se conoce como energía de activación. Si esta es pequeña, pocas de las colisiones tienen la suficiente energía para formar el complejo activado. Por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que no es detectable.

Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden mantenerse durante años en el mismo recipiente sin reaccionar. Aunque hay colisiones entre las moléculas, no se alcanza la energía de activación. Sin embargo, si la mezcla se calienta a 800 °C, o se introduce una llama o una chispa en el recipiente, el hidrógeno y el oxígeno reaccionan violentamente. El calor, la llama o la chispa suministran la energía de activación.

El complejo activado tiene mayor energía que las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción. Esta diferencia es la antes mencionada energía de activación.

• Estado de agregación de las sustancias reaccionantes:

Para que se produzca una reacción es necesario que las moléculas, átomos o iones choquen entre sí,  para lo cual requieren un medio donde puedan desplazarse, como los medios líquidos y gaseosos.

• Temperatura:

Al aumentar la temperatura se eleva la energia de las moléculas, lo cual determina un mayor numeros de cohques efectivos y, por consiguiente, un aumento de la velocidad de reaccion.

• La luz:

En algunas transformaciones químicas, la luz influye notoriamente en la velocidad de la reaccion. La energia radiante absorvida por las sustancias reaccionantes provoca un incremento de choques efectivos entre las moléculas y, por lo tanto, un aumento de la velocidad de reaccion.

• Grado de división de los reactivos sólidos:

Las sustancias reaccionantes solidas reaccionan con mayor rapidez cuando estan finamente divididas porque ofrecen mayor superficie de contacto.

• Agitación:

La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos.

• Catalizadores:

Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores.

• Concentración de las sustancias reaccionantes:

La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes.
Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o soluciones) reaccionan:
A + B ® C + D (6)
La velocidad de la reacción es:
V = [A].[B]
En la que los corchetes señalan concentraciones en moles por litro. Observemos que si duplicamos la concentración, por ejemplo, de la sustancia A, la velocidad de la reacción se duplica:
V* =2.[A].[B]

En clases pudimos comprobar algunos factores que afectan la velocidad de reacción, como la variación de la concentración, el estado físico de los reactivos y el aumento de la temperatura. 

ACONTINUACION ENCONTRARAS VIDEOS QUE DEMUESTRAN ALGUNOS FACTORES MENCIONADOS CON DISTINTOS REACTIVOS...

• http://www.youtube.com/watch?v=J9wHjrJ7uY4
• http://www.youtube.com/watch?v=HV5upQZhccc
• http://www.youtube.com/watch?v=yDbWnoM1flc&feature=related

Acido-base:algo para conocer.

Existen sustancias inorgánicas ,compuestas, que presentan propiedades muy especiales y producen efectos contrapuestos.Estas sustancias son los ácidos y las bases.Existen también sustancias orgánicas con propiedades ácidas y, como son las más conocidas, se utilizarán también algunos ejemplos de ellas. Los ácidos se encuentran  en el limón, el vinagre, el jugo gástrico, la"picadura" que producen las hormigas, las baterías de los automóviles.
Poseen cierto sabor agrio, pueden reaccionar con algunos metales , son buenos conductores de la electricidad en solución acuosa , generan csmbios de color específicos en ciertas sustancias denominadas indicadores.
Las Bases , algunos ejemplos son: jabón para manos, productos para limpiar el horno o destapar cañerías, ciertos líquidos limpiadores, algunos antiácidos.Estas poseen cierto sabor amargo, resultan resbalosas al tacto, son buenas conductoras de la electricidaden solución acuosa, generan cambios de color específicos en los indicadores.
INDICADORES.
Son una serie de sustancias que tienen la particularidad de CAMBIAR DE COLOR frente a otras sustancias ácidas o básicas.El más conocido es el tornasol, colorante que se extrae de ciertos líquenes.Este indicador, de color violeta, frente a soluciones neutras, como el agua, adquiere coloración rosa a rojiza cuando se le agrega un ácido, y azul cuando el material investigado es una base.Otros INDICADORES son: azul de timol, azul de bromofenol, anaranjado de metilo, rojo de metilo, azul de clorofenol, azul de bromotimol, rojo de cresol, fenolftaleína.(los colorantes vegetales presentes en las flores suelen ser excelentes indicadores.

El pH.
Para indicar cuantitativamente la acidez, los químicos utilizan el concepto de pH, que es un número que está vinculado con la concentración de cationes H+ que poseen las sustancias.En la escala de pH que va de 0 a 14, el valor 7 indica la NEUTRALIDAD. Los valores menores corresponden sustancias ácidas(menores que 7), y los valores mayores que 7 correspònden a sustancias  básicas.Para hallar estos valores se suelen utilizar aparatos que se denominan "peachimetros".Otra forma de determinar el pH, es utilización de un papel especial muy sensible, en donde el cambio de color se rastrea en una carta de colores, en la cual figura el valor del pH correspondiente.
Se dice que un ácido presenta  predominio de la concentración de cationes hidrógeno.Por su parte ,se dice, que una sustancia básica tiene predominio  de la concentración de aniones hidróxido u oxhidrilo.
El químico ARRHENIUS definió a los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+ y a las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH- .Estas definiciones son limitadas  en el sentido de que sólo se aplican a  disoluciones acuosas.Por su parte, el danés BRONSTED, propuso que los ácidos y las bases  no requieren estar en disolución acuosa.Un  ácido de Bronsted es un donador de protones, y una base de Bronsted es un aceptor de protones.
La ionización del ácido clorhídrico se escribe como:

HCl (ac) + H2O (l) _________ H3O + (ac) + Cl- (ac) .

El protón  hidratado H3O+  se denomina ión hidronio.Esta ecuación muestra una reacción en la cual un ácido de Bronsted, el ácido clorhídrico, dona un protón a una base de Bronsted  que es el agua.El ácido clorhídrico y el ácido nítrico, son ácidos monopróticos, porque cada unidad de ácido libera un ion  hidrógeno tras la ionización.El ácido sulfúrico es un ácido diprótico porque cada unidad  del  ácido (H2SO4) produce dos iones hidrógeno en dos etapas .
En 1932, LEWIS  formuló que  una base es una sustancia que puede donar un par de electrones, y un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones.Una reacción  ácido-base de Lewis es aquella que implica la donación de un par de electrones de una especie a otra ; por ejemplo la protonación del amoníaco, el NH3 actúa como una base de Lewis porque dona un par de electrones  al protón hidrógeno H+ .
                                       _                 _
             H                       |        H          |  +
               |                       |         |           |  
H+  + :  N__H _____*   | H__N__H   | 
               |                  *   |        |            |
            H                        |_       H      _ |
                                                           
La  importancia del concepto de Lewis es  que es  más general  que otras definiciones  de ácido-base, por ejemplo, la reacción entre el  trifluoruro de boro (BF3) y el amoníaco para formar un compuesto aducto, ya que la sustancia formada de la unión  del trifluoruro de boro y del amoniaco tendrá una parte ácido de Lewis y otra que será base de Lewis.

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EQUILIBRIO QUIMICO

Kiddo_____USE___REPELENTE!!!

     El equilibrio se asocia habitualmente a un estado en el que, aparenetemente no ocurren cambios. Por ejemplo, un libro que se encuentra sobre una mesa podría continuar allí mucho tiempo, si es que no se introduce algún factor externo que modifique su posición. En este caso, en el que no ocurren cambios, se trata de un equilibrio estático. En cambio si observamos el nivel del agua de una fuete vemos que no cambia pese a que permanentemente están ingresando chorros de agua. el funcionamiento de una bomba hace que el agua se recicle, de manera que el sistema se mantiene cerrado, y siempre entre la misma cantidad que sale. En este caso, cuando el estado se mantiene constante, aunque permanenetemente se estén produciendo cambios dentro del sistema, se trata de un equilibrio dinámico. 

     Sin embargo, la profundidad en una sección de un río, aunque permanezca constante cierto tiempo, no puede considerarse en equilibrio porque para que exista un estado de equilibrio debe haber un sistema cerrado. En este caso, el agua que llega no es la misma que la que se aleja,por lo cual el sistema es abierto. 

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 CONCEPTO DE EQUILIBRIO QUIMICO

     Consideremos una reacción reversible: 

 A + B <-> C + D

     En toda reacción de equilibrio,como la anterior, cabe considerar dos etapas:

• Una primera etapa inicial, en la que las concentraciones de los reactivos A y Bdisminuyen mientras que simultáneamente aumentaan las concentraciones de los productos C y D. Conforme avanza la reacción las variaciones que se producen en las concentraciones, tanto de los reactivos como de los productos, son cada vez menores y más lentas.
• Una etapa final, de equilibrio químico, en la cual las concentraciones de todas las sustancias que intervienen en la reacción se mantienen constantes.

     Transcurrido un cierto tiempo, las concentraciones de todas las sustancias que intervienen en las reacción se estabilizan y, aparentemente, no varían. A partir de este instante, parece que la reacción de ha detenido, pero no es así, sino que en realidad se ha halcanzado una situación de equilibrio dinámico, ya que a medida que se van formando los productos C y D, también van reaccionando entre sí para regenerar los reactivos A y B. En la primera fase del proceso, la transformación de C y D, en A y B es mucho menor y más lenta que la transformación inversa, en que A y B originan C y D, por lo cual las concentraciones evolucionan hacia un valor constante, que se alcanza al llegar a la situación de equilibrio.

     Cuando se alcanza la situación de equilibrio, la velocidad de reacción hacia la derecha coincide con la velocidad de reacción hacia la izquierda, en donde una molécula de de los reactivos pasa a fomar una molécula de los productos al mismo tiempo que una molécula de los productos forma una molécula de reactivo. De este modo, las concentraciones de todas las sustancias que intervienen en el proceso permanecen invariables, aunque todas ellas siguen reaccionando. Es decir, se establece un equilibrio dinámico.

     CONSTANTE DE EQUILIBRIO

     

     El agregado de reactivo desplaza el equilibrio hacia el producto, mientras que el agregado de producto lo desplaza hacia los reactivos. De esta manera se mantiene una cierta relación entre las concentraciones de producto y reactivo, es decir, que el cociente de las concentraciones producto/reactivo tiende a mantenerse constante. En la formación el amoníaco, en la que reaccionan tres moles de hidrógeno con uno de nitrógeno, hay que agregar más hidrógeno que nitrógeno para obtener cierta cantidad adicional de amoníaco. Midiendo las concentraciones de hidrógeno, nitrógeno y amoníaco, en distintas situaciones de equilibrio a una misma temperatura, se observa que el cociente entre productos y reactivos se mantiene constante si se expresa de la siguiente manera:

     En esta expresión las concentracines de cada sustancia se representan cada una con su fórmula entre corchetes, la constante Keq es la constante de equilibrio de la reacción, a esa temperatura. El exponente de la concentración de cada sustancia corresponde al coeficiente estequiométrico de la ecuación química (N2 + H2 <-> 2NH3)

     Para cualquier reaccón reversible, representada genéricamente como la reacción de a moles de una sustancia A con b moles de B que producen c moles de C y d moles de D:

 

     La constante de equilibri es:

     En la reacción de formación del amoníaco, a partir de 1 mol de hidrógeno y 1 mol de nitrógeno en un volumen de 1 litro, o ls descomposición de 3 moles de amoníaco a 500 ºC, las concentraciones finales son: 

• N2: 0.56 M
• H2: 1.68 M
• NH3: 0.88 M    

     De estos valores se calcula la constante de equilibrio:

                                2                        3                               K = 0.882 / 0.56 x 1.683 = 0.29

     

     A 500 ºC todas las mezclas de estos tres gases en equilibrio cumplen esta condición.

     Los valores qe toman las constantes de equilibrio reflejan la cantidad relativa de reactivos y productos que hay en el equilibrio. Por ejemplo, las reacciones cuyas constantes de equilibrio tengan valores mucho mayores que uno, tales como 1000, estarán desplazadas hacia los productos, y en el equilibrio casi no quedarán reactivos. En cambio, si los números son menores que la unidad y cercanos a cero, como 0.001, entonces en el equilibrio predominarán los reactivos sobre los productos.

     TIPOS DE EQUILIBRIO QUIMICO

     Los equilibrios químicos pueden clasificarse en homogéneos o heterogéneos dependiendo de que la reacción tenga lugar en un sistema homogéneno o un sistema heterogéneo. En los equilibrios homogéneos existe una sola fase. En los equilibrios heterogéneos existen varias fases y en la expresión de la constante de equilibrio no figuran las concentraciones de los sólidos puos ni de los líquidos puros ya que las concentraciones tanto de unos como de otros pueden considerarse constantes a todos los efectos. Por consiguiente, al expresar la constante de equilibrio en este tipo de sistema tan sólo iguran las concentraciones de los gases.  

      

 

Programa Analítico para Alumnos Regulares 2010: "Las Reacciones Químicas y su Equilibrio"

BLOQUE N° 1: "Las Reacciones Químicas y su Equilibrio"

Materia. Transformaciones Químicas y Físicas. Ecuaciones Químicas. Concepto de reversibilidad de las reacciones. Mol. Reacciones exergónicas y endergónicas. Clasificación de reacciones. Cálculo de reactivo limitante y en exceso. Equilibrio Químico. Constantes de equilibrio y expresiones de las mismas. Determinación de los valores de las constantes de equilibrio. Ley de acción de masas. Cálculos.

BLOQUE N° 2:"Cinética Química y Velocidades de Reacción"

Velocidad de reacción. Velocidad y concentración. Determinación de las leyes de velocidad. Reacciones heterogéneas. Velocidad y temperatura. Teorías sobre la velocidad de reacción. Mecanismos de reacción. Catalizadores.

BLOQUE N° 3: "Acidos y Bases"

Teorías sobre ácidos y bases. Producto iónica del agua Kw. pH y pOH. Constantes de acidez y basicidad. Concentración de Hidronios en solución acuosa. Concentración de Oxhidrilos en solución acuosa. Hidrólisis. Soluciones amortiguadoras. Indicadores. Reacciones Acido-Base.

BLOQUE N°4: "Electroquímica"

Procesos redox. Hemirreacciones. Balanceo por el método del número de oxidación, ión-electrón. Potencial estándar de celdas. La serie electroquímica. Potenciales estándar y constante de equilibrio. Celdas voltaicas. Notación de las pilas. Baterías. Corrosión. Celdas electrolíticas. Electrólisis. Pilas de Daniells.

BLOQUE N° 5: "Reacciones Nucleares"

Núcleo atómico. Partículas Subatómicas. Isótopos e isóbaros. Estabilidad de los núcleos. Radiactividad. desintegraciones de tipo α, β, γ, captura de neutrones. Fisión y Fusión nuclear. Aplicaciones de los radionúclidos.

BLOQUE N°6: "Termodinámica y Termoquímica"

Sistemas. Trabajo y Energía. Funciones de estado. Energía interna. Entalpía del cambio Físico. Leyes de la termodinámica. Entropía. Termoquímica. Relación entre ΔH y ΔU . Entalpías de reacción. Temperatura y dirección de cambios espontáneos.

BLOQUE N° 7: "Los sistemas Materiales y sus Combinaciones"

Sistema material. Clasificación. Diagrama de fases para diferentes sustancias. Propiedades físicas: Presión de vapor y volatilidad. Análisis de mezclas líquidas binarias. Presión de vapor de una mezcla líquida binaria. Destilación. Azeótropos. Aplicaciones.

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