TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA 1

2 PRELIMINARES
Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de junio de 2012.
Diseñada en Dirección Académica del Colegio de Bachilleres del Estado de Sonora
Blvd. Agustín de Vildósola; Sector Sur. Hermosillo, Sonora, México
La edición consta de 2,160 ejemplares.
COLEGIO DE BACHILLERES
DEL ESTADO DE SONORA
Director General
Mtro. Julio Alfonso Martínez Romero
Director Académico
Dr. Manuel Valenzuela Valenzuela
Director de Administración y Finanzas
C.P. Jesús Urbano Limón Tapia
Director de Planeación
Ing. Raúl Leonel Durazo Amaya
Temas Selectos de Química 1
Módulo de Aprendizaje.
Copyright ©, 2011 por Colegio de Bachilleres
del Estado de Sonora
todos los derechos reservados.
Segunda edición 2012. Impreso en México.
DIRECCIÓN ACADÉMICA
Departamento de Desarrollo Curricular
Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur
Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280
COMISIÓN ELABORADORA:
Elaborador:
Lyrva Yolanda Almada Ruíz
Revisión Disciplinaria:
Nydia Gabriela Estrella
Corrección de Estilo:
Lucía Ordoñez Bravo
Supervisión Académica:
Mtra. Luz María Grijalva Díaz
Diseño:
Joaquín Alfredo Rivas Samaniego
Edición:
Francisco Peralta Varela
Coordinación Técnica:
Claudia Yolanda Lugo Peñúñuri
Diana Irene Valenzuela López
Coordinación General:
Dr. Manuel Valenzuela Valenzuela

3PRELIMINARES
Ubicación Curricular
HORAS SEMANALES:
03
CRÉDITOS:
06
DATOS DEL ALUMNO
Nombre: _______________________________________________________________
Plantel: __________________________________________________________________
Grupo: _________________ Turno: _____________ Teléfono:___________________
E-mail: _________________________________________________________________
Domicilio: ______________________________________________________________
_______________________________________________________________________
COMPONENTE:
FORMACIÓN PROPEDÉUTICA
GRUPO:
QUÍMICO BIÓLOGO

5PRELIMINARES
Presentación .........................................................................................................................................................7
Mapa de asignatura..............................................................................................................................................8
BLOQUE 1: APLICA EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR PARA COMPRENDER LOS DIFERENTES
ESTADOS DE LA MATERIA Y LAS LEYES DE LOS GASES.....................................................................9
Secuencia Didáctica 1: Estados de agregación de la materia y cinética química ...........................................10
• Estados de la materia.................................................................................................................................11
• Teoría cinética - molecular..........................................................................................................................12
• Propiedades de los gases..........................................................................................................................14
• Propiedades de los líquidos.......................................................................................................................16
• Propiedades de los sólidos ........................................................................................................................16
Secuencia Didáctica 2: Leyes de los gases ......................................................................................................18
• Variable de los gases .................................................................................................................................19
• Ley de Boyle................................................................................................................................................21
• Ley de Charles ............................................................................................................................................24
• Ley de Gay-Lussac .....................................................................................................................................37
• Ley general o combinada de los gases .....................................................................................................30
• Ley de las presiones parciales de Dalton ..................................................................................................33
• Ley general de los gases ideales...............................................................................................................33
BLOQUE 2: EXPLICA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO.....................................39
Secuencia Didáctica 1: Velocidad de reacción y teoría de las colisiones ........................................................40
• Reacciones Químicas.................................................................................................................................42
• Teoría de las colisiones ..............................................................................................................................43
• Velocidad de reacción ................................................................................................................................47
• Factores que afectan la velocidad de reacción.........................................................................................47
Secuencia Didáctica 2: Equilibrio químico y Constante de equilibrio ...............................................................54
• Reacciones reversibles e irreversibles .......................................................................................................55
• Ley de acción de masas.............................................................................................................................56
• Equilibrio químico .......................................................................................................................................58
• Constante de equilibrio...............................................................................................................................59
• Principio de Le Châtelier.............................................................................................................................63
• Factores que modifican el equilibrio químico ............................................................................................63
BLOQUE 3: CUANTIFICA LOS CAMBIOS ENERGÉTICOS DEL ENTORNO..................................................69
Secuencia Didáctica 1: Sistemas termodinámicos............................................................................................70
• Sistemas termodinámicos ..........................................................................................................................71
• Estado del sistema .....................................................................................................................................72
• Proceso termodinámico..............................................................................................................................74
Secuencia Didáctica 2: Aplica las leyes de la termodinámica a procesos industriales, biológicos y
Ambientales ........................................................................................................................................................78
• Primera ley de la termodinámica................................................................................................................79
• Energía interna............................................................................................................................................79
• Reacciones exotérmicas y endotérmicas ..................................................................................................81
• Entalpía .......................................................................................................................................................83
• Entalpía de reacción ...................................................................................................................................83
• Entalpía de formación.................................................................................................................................86
• Ley de Hess ................................................................................................................................................89
• Segunda ley de la termodinámica..............................................................................................................92
• Entropía.......................................................................................................................................................92
• Energía libre de Gibbs ................................................................................................................................98
Bibliografía ........................................................................................................................................................104
Índice

7PRELIMINARES
“Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto específico”.
El enfoque en competencias considera que los conocimientos por sí mismos no son lo más importante, sino el uso
que se hace de ellos en situaciones específicas de la vida personal, social y profesional. De este modo, las
competencias requieren una base sólida de conocimientos y ciertas habilidades, los cuales se integran para un
mismo propósito en un determinado contexto.
El presente Módulo de Aprendizaje de la asignatura Temas selectos de Química 1, es una herramienta de suma
importancia, que propiciará tu desarrollo como persona visionaria, competente e innovadora, características que se
establecen en los objetivos de la Reforma Integral de Educación Media Superior que actualmente se está
implementando a nivel nacional.
El Módulo de aprendizaje es uno de los apoyos didácticos que el Colegio de Bachilleres te ofrece con la intención de
estar acorde a los nuevos tiempos, a las nuevas políticas educativas, además de lo que demandan los escenarios
local, nacional e internacional; el módulo se encuentra organizado a través de bloques de aprendizaje y secuencias
didácticas. Una secuencia didáctica es un conjunto de actividades, organizadas en tres momentos: Inicio, desarrollo y
cierre. En el inicio desarrollarás actividades que te permitirán identificar y recuperar las experiencias, los saberes, las
preconcepciones y los conocimientos que ya has adquirido a través de tu formación, mismos que te ayudarán a
abordar con facilidad el tema que se presenta en el desarrollo, donde realizarás actividades que introducen nuevos
conocimientos dándote la oportunidad de contextualizarlos en situaciones de la vida cotidiana, con la finalidad de que
tu aprendizaje sea significativo.
Posteriormente se encuentra el momento de cierre de la secuencia didáctica, donde integrarás todos los saberes que
realizaste en las actividades de inicio y desarrollo.
En todas las actividades de los tres momentos se consideran los saberes conceptuales, procedimentales y
actitudinales. De acuerdo a las características y del propósito de las actividades, éstas se desarrollan de forma
individual, binas o equipos.
Para el desarrollo del trabajo deberás utilizar diversos recursos, desde material bibliográfico, videos, investigación de
campo, etc.
La retroalimentación de tus conocimientos es de suma importancia, de ahí que se te invita a participar de forma activa,
de esta forma aclararás dudas o bien fortalecerás lo aprendido; además en este momento, el docente podrá tener una
visión general del logro de los aprendizajes del grupo.
Recuerda que la evaluación en el enfoque en competencias es un proceso continuo, que permite recabar evidencias a
través de tu trabajo, donde se tomarán en cuenta los tres saberes: el conceptual, procedimental y actitudinal con el
propósito de que apoyado por tu maestro mejores el aprendizaje. Es necesario que realices la autoevaluación, este
ejercicio permite que valores tu actuación y reconozcas tus posibilidades, limitaciones y cambios necesarios para
mejorar tu aprendizaje.
Así también, es recomendable la coevaluación, proceso donde de manera conjunta valoran su actuación, con la
finalidad de fomentar la participación, reflexión y crítica ante situaciones de sus aprendizajes, promoviendo las
actitudes de responsabilidad e integración del grupo.
Nuestra sociedad necesita individuos a nivel medio superior con conocimientos, habilidades, actitudes y valores, que
les permitan integrarse y desarrollarse de manera satisfactoria en el mundo social, profesional y laboral. Para que
contribuyas en ello, es indispensable que asumas una nueva visión y actitud en cuanto a tu rol, es decir, de ser
receptor de contenidos, ahora construirás tu propio conocimiento a través de la problematización y contextualización
de los mismos, situación que te permitirá: Aprender a conocer, aprender a hacer, aprender a ser y aprender a vivir
juntos.
Presentación

8 PRELIMINARES
Temas Selectos de Química 1
Bloque 1.
Aplica el modelo cinetico molecular
para comprender los diferentes
estados de la materia y las leyes
de los gases.
Secuencia didactica 1.
Estados de agregación de la
materia y Cinética Química.
Leyes de los gases..
Bloque 2.
Explica la velocidad de reacción y
el equilibrio químico.
Velocidad de Reacción y Teoría de
las colisiones.
Equilibrio químico y constante de
equilibrio.
Bloque 3.
Cuantifica los cambios energéticos
del entorno.
Sistemas Termodinámicos.
Aplica las leyes de la
termodinámica a procesos
industriales, biológicos y
ambientales.

Aplica el modelo cinético molecular para
comprender los diferentes estados de la
materia y las leyes de los gases.
Competencias profesionales:
1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la
tecnología en un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.
2. Aplica la metodología apropiada en la realización de proyectos interdisciplinarios atendiendo problemas relacionados con las
ciencias experimentales.
3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la
información científica que contribuya a su formación académica.
4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir
nuevos conocimientos.
5. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora
del mismo.
6. Analiza la composición, cambios e interdependencia entre la materia y la energía en los fenómenos naturales, para el uso
racional de los recursos de su entorno.
Unidad de competencia:
Aplica los postulados del modelo cinético molecular, para observar el comportamiento de los estados de agregación de la
materia identificando las características de los gases, del estado líquido y sólido de la misma, mediante un análisis descriptivo, en
situaciones experimentales y/o de consulta bibliográfica o documental, destacando su importancia en el mundo natural que lo
rodea con una postura crítica y responsable.
Atributos a desarrollar en el bloque:
1.1 Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.
1.6 Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.
3.3 Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean.
4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas o gráficas.
4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los
objetivos que persigue.
4.5 Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas.
5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al
alcance de un objetivo.
5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.
5.5 Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas.
5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.
6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos
y perspectivas al acervo con el que cuenta.
7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimiento.
7.3 Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana.
8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos
equipos de trabajo.
Tiempo asignado: 16 horas

10 APLICA EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR PARA COMPRENDER LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA Y LAS LEYES DE LOS GASES
Secuencia didáctica 1.
Estados de agregación de la materia y cinética química.
Inicio
Evaluación
Actividad: 1 Producto: Tabla de identificación. Puntaje:
Saberes
Conceptual Procedimental Actitudinal
Identifica los estados de
agregación de la materia.
Diferencia los estados de
agregación de la materia.
Selecciona con exactitud.
Autoevaluación
C MC NC Calificación otorgada por el
docente
Estados de la materia
Analiza cada uno de los materiales, y coloca una X en el recuadro que corresponda al
estado de agregación en el que se presenta.
Materiales Sólido Líquido Gaseoso
Aire
Humo
Leche
Papel
Piedra
Sudor
Vidrio
Vinagre
Actividad: 1

11BLOQUE 1
Desarrollo
Estados de la materia.
Como se recordará el estudio principal de la Química es la materia y esta se encuentra en todos los objetos familiares,
en el hogar, en la escuela, en el cine, en la tiendita, entre otros.
La materia existe en tres estados de agregación ¿Cuáles son, los recuerdas?:
Sólido, líquido y gaseoso, que dependen de la presión y de la temperatura a la
que se encuentran sometidos.
Estado sólido
Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos se
presentan en forma sólida y los átomos se encuentran entrelazados formando
generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de
soportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregados
generalmente duros y resistentes. En el estado sólido la fuerza de cohesión de
las moléculas hace que éstas estén muy próximas unas de otros con escaso
margen de movimiento entre ellas.
Estado líquido
Un líquido es una sustancia que está formada por moléculas que están muy unidas entre sí, por lo que no pueden
acercarse más; sin embargo, se desplazan constantemente unas sobre otras, haciendo que éste cambie de forma.
De esta manera decimos que los líquidos son fluidos, porque no poseen una forma única, sino que cuando la energía
en forma de calor aumenta, la estructura estable del estado sólido se rompe, adaptándose al envase donde esté
contenido. En el estado líquido la fuerza de cohesión de las moléculas es menor lo cual permite mayor libertad de
movimiento entre ellas.
Estado gaseoso
En el estado gaseoso la fuerza de cohesión de las moléculas es muy pequeña,
prácticamente nula, lo cual permite que éstas se muevan libremente y en todas
direcciones, distribuyéndose en el espacio disponible. Como el espacio es amplio,
las interacciones entre partículas son muy reducidas, interactuando poco, por lo que
se considera a estas moléculas como cuerpos libres.
La forma en que están organizados los diferentes átomos o moléculas, hace que la
sustancia no adopte una forma ni volumen definido, sin embargo, es posible
comprimirlos.
En conclusión: el estado físico de la materia depende de lo cerca o lejos que estén
las moléculas que la forman.
En este bloque nos dedicaremos a estudiar este comportamiento de los sólidos,
líquidos y gases para encontrar una explicación al mismo.
¿Sabías que…
El Hielo seco (CO2
sólido) se utiliza en las
producciones de cine
o teatro para los
efectos especiales.

Teoría cinética-molecular.
La teoría cinética-molecular trata de explicar el comportamiento y propiedades de los gases, en base a dos aspectos:
La fuerza entre las partículas de la materia y, la energía que poseen esas partículas que aplicándola a la materia
gaseosa se obtienen los siguientes postulados:
1. Los gases están compuestos por moléculas. La distancia entre éstas es muy grande si la comparamos con su
tamaño y su volumen total sólo es una pequeña fracción de todo el espacio que ocupa el gas. Por tanto, al
considerar el volumen de un gas, estamos tomando en cuenta en primer lugar un espacio vacío en ese volumen.
Este postulado explica el porqué de la alta comprensibilidad y la baja densidad de los gases.
2. No existen fuerzas de atracción entre las partículas que forman un gas. Esto
es lo que evita que un gas se convierta en líquido de manera espontánea.
3. Las moléculas de un gas se mueven constantemente al azar, lo que ocasiona
frecuentes colisiones entre ellas y con las paredes del recipiente que los
contiene en una manera perfectamente aleatoria, muy al estilo de un pequeño
“carro chocón” en un parque de diversiones. Esta suposición explica por qué
razón los diferentes gases normalmente se mezclan por completo. Las
colisiones entre las moléculas de gas y las paredes del recipiente son las
responsables de la presión que ejerce el gas. Como resultado de este
movimiento, las partículas poseen una energía cinética.
4. Los choques entre las moléculas son completamente elásticos. Es decir,
como los carros chocones, las moléculas de un gas no se dañan con las
colisiones sino que continúan su movimiento y chocan una y otra vez. Como
resultado, el sistema como un todo no experimenta ninguna pérdida de
energía cinética, la energía que se origina del movimiento de una partícula.
5. La energía cinética promedio por molécula de un gas es proporcional a la temperatura absoluta (grados Kelvin), y
la energía cinética promedio por molécula de todos los gases es igual a la misma temperatura. La velocidad a la
que se mueven las moléculas de un gas aumenta al incrementar la temperatura y disminuye cuando ésta baja.
En equipo de 4 integrantes y a partir de la lectura de la teoría cinética-molecular,
diseñen un dibujo (sin texto) para cada uno de los cinco postulados, el cual utilizarán
para explicar claramente cada uno de ellos. Comparte con el grupo tus conclusiones y
retroalimenten.
Actividad: 2

13BLOQUE 1
Evaluación
Actividad: 2 Producto: Esquemas. Puntaje:
Saberes
Describe los postulados de la
teoría cinética.
Expresa conceptos por medio de
esquemas.
Expone y colabora con el grupo,
presentando sus aportaciones
relacionadas con la teoría
cinética.
Autoevaluación
docente
Actividad: 2 (continuación)

Propiedades de los gases.
Con base en las investigaciones derivadas de los postulados de la teoría cinética de los gases, se han llegado a
determinar sus propiedades, siendo las principales:
Expansión: Los gases se expanden en forma indefinida y uniforme para llenar todo el
espacio en el que se encuentran. Ejemplo cuando se hornea un pastel los gases se
expanden por toda la cocina.
Forma o volumen indefinido: Los gases no tienen forma ni volumen definido, pero puede
ocupar el recipiente que lo contiene.
Compresibilidad: Debido a que existe una gran distancia de espacio vacío entre las
partículas de un gas, éstos se pueden comprimir en gran medida, la compresión junta a
las moléculas, disminuyendo el espacio que las separa reduciendo su volumen cuando
aumenta la presión a la que se encuentran sujetos.
Baja densidad: La densidad de los gases es aproximadamente una milésima de la
densidad de la misma sustancia en estado líquido o sólido. Por tanto en el sistema
métrico, las densidades de los gases se miden en g/l en lugar de g/ml, como se hace con
los sólidos y líquidos.
Miscibilidad o difusión: Todos los gases se pueden mezclar entre sí en cualquier
proporción, en una forma uniforme cuando se ponen en contacto. Ejemplo, cuando un
cuarto se llena de aire, somos capaces de respirar en cualquiera de sus áreas en todo
momento, debido a que los gases que están en el aire se mezclan.
Características de los gases
En equipo y utilizando el material que se sugiere a continuación, diseñen una práctica
de laboratorio aplicando el método científico, donde expliquen, cada una de las
características de los gases (Expansión, difusión, compresión y densidad).
Material:
 Un globo
 Una jeringa
 Una vela aromática
 Una botella de plástico
 Hielo
Actividad: 3

15BLOQUE 1
Evaluación
Actividad: 3 Producto: Diseño de experimento. Puntaje:
Saberes
Identifica las características de
los gases.
Diseña una actividad experimental,
aplicando el método científico.
Participa activamente con sus
compañeros de equipo.
Autoevaluación
docente

Propiedades de los líquidos.
En los líquidos, las moléculas se encuentran más próximas, ejercen alguna fuerza
de atracción o de repulsión entre sí, y no son perfectamente elásticas. El resultado
son las siguientes seis características generales de los líquidos:
1. Expansión limitada. Los líquidos no se expanden infinitamente como los gases.
2. Forma. Los líquidos no tienen una forma característica y toman la del
recipiente que los contiene.
3. Volumen. Los líquidos conservan su volumen sin importar el tamaño del
recipiente que lo contiene.
4. Comprensibilidad. Los líquidos sólo son ligeramente comprensibles cuando
ocurre algún cambio de temperatura o presión. Esta falta de comprensibilidad es evidente en el fluído de frenos
del sistema hidráulico de frenado de un automóvil. Si el fluido se pudiera comprimir en forma considerable, la
presión aplicada sobre el pedal comprimiría el fluído y el automóvil no se detendría. En lugar de eso, la presión de
su pie se transfiere a través del fluido de frenos en el sistema hasta el tambor de frenado.
5. Alta densidad. Los líquidos tienen densidades mucho mayores que la de los gases. Por esa razón el químico
mide la densidad de un gas en g/L, y la de los líquidos en g/ml. Por ejemplo el agua en estado líquido a 100°C y
760 torr tiene una densidad de .0958 g/ml, pero el agua en estado gaseoso bajo las mismas condiciones tiene
una densidad de solo .598 g/L (.000598 g/ml). Así el agua líquida es más densa que el vapor de agua por un
factor de 1600 veces.
6. Miscibilidad. Las moléculas de un líquido, como las moléculas de gas, se encuentran en movimiento constante. A
diferencia de las moléculas de un gas, una molécula en un líquido puede moverse sólo a una corta distancia
antes de chocar con otra molécula, reduciendo su movimiento. Por tanto, un líquido se mezcla con otro líquido en
el cual es soluble, pero esta miscibilidad es mucho más lenta en los líquidos que en los gases, como es evidente
si usted trata de mezclar miel y agua.
Propiedades de los sólidos.
Ahora que entendemos algo acerca de la formación y el comportamiento de los gases y
de los líquidos, podremos hacer algunas predicciones acerca de los sólidos.
Los sólidos tienen partículas que se encuentran mucho más cercanas entre sí que las
partículas de los líquidos. Las partículas de los sólidos también son objeto de fuerzas de
atracción fuertes entre ellas.
Por último, al igual que los gases y líquidos, los sólidos tienen seis características
generales que derivan de la teoría cinética:
1. No expansión. (A temperatura constante). Al igual que los líquidos, los sólidos no
presentan una expansión infinita como los gases, aunque el agua, cuando se
congela, se expande ligeramente.
2. Forma. Los sólidos tienen por lo regular una forma definida. Son relativamente
rígidos y no fluyen como lo hacen los gases y los líquidos, excepto bajo presiones
extremas. Así, ellos no toman la forma del recipiente que los contiene.
3. Volumen. Los sólidos conservan su volumen al igual que los líquidos.
4. Compresibilidad. Los sólidos son prácticamente incompresibles, ya que sus
partículas están muy cercanas entre sí debido a sus intensas fuerzas de atracción.
5. Alta densidad. Los sólidos, al igual que los líquidos, tienen densidades relativamente altas.
6. Miscibilidad. Los sólidos se mezclan o se difunden con mucha lentitud, excepto a presiones extremas. Las
partículas en los sólidos tienen posiciones esencialmente permanentes debido a las fuerzas de atracción que hay
entre ellas. Por lo tanto, el movimiento de las partículas de un sólido es por lo regular muy lento.

17BLOQUE 1
Cierre
Evaluación
Actividad: 4 Producto: Cuadro comparativo. Puntaje:
Saberes
Distingue las propiedades de
los sólidos, líquidos y gases.
Compara las diferencias o
similitudes que existen en las
propiedades de los estados de la
materia.
Valora la importancia de conocer
y diferenciar las propiedades de
cada uno de los estados de la
materia y su aplicación.
Autoevaluación
docente
Considerando los estados de la materia: sólido, líquido y gas, elabora un cuadro
comparativo donde se muestren las propiedades de cada uno de los estados.
Sólidos Líquidos Gases
Expansión
Forma
Volumen
Comprensibilidad
Densidad
Miscibilidad o difusión
Actividad: 4

Leyes de los gases.
Inicio
Evaluación
Actividad: 1 Producto: Cuestionario. Puntaje:
Saberes
Identifica y relaciona las
variables. Temperatura, presión
y volumen.
Distingue las unidades y analiza
las diferentes variables.
Asume la importancia de sus
conocimientos previos.
Autoevaluación
docente
Resuelve las siguientes cuestiones:
1. Identifica las unidades siguientes, y relaciónalas con las variables presentadas: °F, litros,
atm, cm3
, mm Hg, Kg, °C, ml, gr.
- Presión ______________________________________________________________________________________
- Temperatura __________________________________________________________________________________
- Volumen _____________________________________________________________________________________
- Masa ________________________________________________________________________________________
2. ¿Por qué se eleva un globo aerostático?
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
3. ¿Qué pasaría con una pelota si se deja mucho tiempo expuesto al sol? ¿Qué relación tiene la presión y la
temperatura en este fenómeno?
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
Actividad: 1

19BLOQUE 1
Desarrollo
Variables de los gases.
Para poder comprender las leyes que rigen los cambios en los gases es muy importante conocer las variables
fundamentales en las que se puede medir un gas: presión, temperatura y volumen. Éstas son dependientes entre sí.
Presión (P). Se define como la fuerza aplicada en un área determinada (P= F/V).
El impacto de las moléculas sobre las paredes del recipiente que contiene el gas es lo que
origina la presión. A mayor frecuencia de las colisiones, mayor presión del gas. A menor
frecuencia de Las colisiones, menor presión del gas.
Ejemplo: La presión sanguínea es la fuerza que ejerce el corazón sobre toda la superficie por la
que circula la sangre.
Las unidades de medida de la presión son: Pascal (Pa) (Nw/m2
); atmósferas (atm); milímetros de mercurio (mm Hg);
Torricelli (Torr) que van hacer las más utilizadas en los cálculos matemático. Sus equivalencias son:
1 atm = 760 mm Hg
1 atm = 1.013 x 105
Pa
1 atm = 760 Torr
Temperatura (T). Se define como la magnitud que determina el nivel energético provocado por el
movimiento de los átomos, debido a que éstos se encuentran en movimiento constante en mayor
o menor grado. Existen diferentes escalas de temperatura, como los grados Celsius o centígrados
y los grados Fahrenheit que son los más usuales.
Después, Lord Kelvin estableció el concepto de cero absoluto para la temperatura en el momento
en que cesa el movimiento térmico. Aunque en la práctica no se puede lograr el cero absoluto, se
utiliza la escala Kelvin para determinar la Temperatura absoluta, y sus equivalencias son:
°K = °C + 273
°F = 1.8 °C + 32
°C = (°F-32)/1.8
Volumen (V). Es la medida del espacio en tres dimensiones ocupado por un cuerpo y depende del recipiente que
contenga el gas, se mide en litros (L) o mililitros (ml), y sus equivalentes metro cúbico (M3
) y centímetro cubico (cm3
)
respectivamente. Sus equivalencias son:
1 L= 1000 ml
Condiciones estándar o normales
El conjunto de presión y temperatura escogidas como estándar para especificar el volumen de un gas son 0°C ó
273°K y 760 mm de Hg; en forma abreviada. TPE (temperatura y presión estándar) o TPN (temperatura y presión
normales)
Lord Kelvin

Evaluación
Actividad: 2 Producto: Conversiones. Puntaje:
Saberes
Identifica las variables de los
gases y sus equivalencias.
Practica la conversión de unidades.
Valora las equivalencias para
realizar cálculos en las leyes de
los gases.
Autoevaluación
docente
En equipo de tres integrantes realiza las siguientes conversiones:
1. 25°C a °F______________________________
2. -145.4°C a °K ___________________________
3. 1,250 mm Hg a atm______________________
4. 3.4 atm a mm Hg________________________
5. 900 ml a litros___________________________
6. 2.45litros a ml___________________________
7. 550 torr a mm Hg________________________
8. 2.5 atm a torr ___________________________
Actividad: 2

21BLOQUE 1
Ley de Boyle.
Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante. La ley de Boyle
(conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es
inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.
Lo cual significa que:
El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica:
En otras palabras:
Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
Esto nos conduce a que, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el
producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Lo cual significa que el
producto de la presión por el volumen es constante.
Matemáticamente esto es:
Para aclarar el concepto:
Se tiene un cierto volumen de gas (V1) que se encuentra a una presión P1. Si se
varía la presión a P2, el volumen de gas variará hasta un nuevo valor V2, y se
cumplirá:
Aplicando la fórmula en un ejemplo práctico:
Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mm Hg de presión. ¿Cuál será su volumen
si aumentamos la presión hasta 800 mm Hg? La temperatura es constante, no varía.
Solución:
Como los datos de presión están ambos en milímetros de mercurio (mm Hg) no es necesario hacer la conversión a
atmósferas (atm). Si sólo uno de ellos estuviera en mm Hg y el otro en atm, habría que dejar los dos en atm.
Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación: P1V1 = P2V2.
Se pone a la izquierda el miembro con la incógnita
Se despeja V2:
Respuesta:
Si se aumenta la presión hasta 800 mm Hg el volumen disminuye hasta llegar a los 3 L.

 
En equipo, resuelve cada uno de los siguientes problemas aplicando la Ley de Boyle.
1. Una masa de oxígeno ocupa 5L bajo presión de 740 Torr. Calcúlese el volumen de la misma
masa de gas a presión estándar (760 mm Hg) manteniendo la temperatura constante.
2. Diez litros de hidrogeno a 1 atmósfera de presión están contenidos en un cilindro que tiene un pistón móvil. El
pistón se mueve hasta que la misma masa de gas ocupa 2 litros a la misma temperatura encuentre la presión
en el cilindro.
3. Un gas que pesa 5 g Ocupa un volumen de 4L y se encuentra sometido a una presión de 0.76 atm. ¿Cuál
será el volumen que ocupa en litros, si lo sometemos al doble de la presión mencionada, si se mantiene la
temperatura constante.
Actividad: 3

23BLOQUE 1
Evaluación
Actividad: 3 Producto: Solución de problemas. Puntaje:
Saberes
Comprende la ley de Boyle.
Efectúa cálculos y aplica la ley de
Boyle
Resuelve el ejercicio con
seguridad.
Autoevaluación
docente
4. Una masa de gas ocupa un volumen de 550L a la presión atmosférica. ¿Qué presión se
debe ejercer sobre ella para que ésta quede contenida en un tanque de 20L?
5. 12 L bajo presión de 860 torr. Calcula el volumen de la misma masa de gas a presión estándar (760 mm de
Hg).

Ley de Charles.
Mediante esta ley se relaciona la temperatura y el volumen de un gas. Textualmente, la ley afirma que el volumen de
un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas, cuando se mantiene la presión constante.
En otras palabras:
Si se aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta.
Si se disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye.
Como lo descubrió Charles, si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes,
el cociente entre el volumen (V) y la temperatura (T) siempre tiene el mismo valor (K) (es
constante).
Matemáticamente esto se expresa en la fórmula
Ejemplificando:
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1. Si aumentamos la
temperatura a T2 el volumen del gas aumentará hasta V2, y se cumplirá que:
Veamos un ejemplo práctico y sencillo:
Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2.5 L. Para
experimentar, se disminuye la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo
volumen?
Solución:
El primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a la
temperatura hay que usar siempre la escala Kelvin.
Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
T2 = (10 + 273) K= 283 K
Se sustituyen los datos en la ecuación:
Se despeja V2:
Respuesta:
Sí se disminuye la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2.37 L.

25BLOQUE 1
En equipo, resuelve los siguientes problemas aplicando la Ley de Charles.
1. Una muestra de gas tiene un volumen de 250 ml a 50°C. ¿Cuál será el volumen a 0°C, si su
presión permanece constante?
2. Una masa de neón ocupa 200 cm3
a 100 °C. Encuentre el volumen a 0°C, manteniendo a presión constante.
3. ¿Cuál será el volumen de una muestra de gas a 27°C, si su volumen es de 400 ml a 0°C y presión permanece
constante?
Actividad: 4

 
Evaluación
Actividad: 4
Producto: Resolución de
problemas.
Puntaje:
Saberes
Identifica la Ley de Charles.
Aplica los conocimientos en la
resolución de cálculos.
Con eficiencia realiza el ejercicio
en equipo.
Autoevaluación
docente
4. Una muestra de gas ocupa 185 ml a 10°C y 750 mm Hg. ¿Qué volumen en ml ocupará el
gas a 20°C y 750 mm Hg?
5. El volumen de un gas es 200 ml a 30°C. ¿A qué temperatura ocuparía el volumen de 260 ml, suponiendo
que la presión permanece constante?

27BLOQUE 1
Ley de Gay-Lussac.
Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un gas cuando el volumen (V) se mantiene
constante, y dice textualmente: La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.
Esto significa que:
Si se aumenta la temperatura, aumentará la presión.
Si se disminuye la temperatura, disminuirá la presión.
Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con la
siguiente ecuación:
Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo
volumen (V) no varía, a una presión P1 y a una temperatura T1. Para
experimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2,
entonces la presión cambiará a P2, y tendrá que cumplirse la siguiente
ecuación:
Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está
expresada en función de la temperatura absoluta, y tal como en la Ley de
Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin.
Veamos un ejemplo:
Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mm Hg
cuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para
que su presión sea 760 mm Hg?
Solución:
Lo primero se debe convertir los 25º C a grados Kelvin:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
Después se sustituyen los datos en la ecuación:
Se despeja T2:
Respuesta:
La temperatura debe bajar hasta los 233.5º Kelvin. Si convertimos éstos grados en grados Celsius hacemos:
233.5 − 273 = −39.5 °C.
 

En equipo de cuatro integrantes, realicen y discutan los siguientes ejercicios, aplicando
la Ley de Gay-Lussac:
1. ¿Cuál será la presión de un gas a 85°C, sabiendo que a 25°C es de 625 mm Hg?
2. Un tanque de acero contiene dióxido de carbono a 27°C y una presión de 12 atm. Calcúlese la presión interna
del gas, cuando el tanque y su contenido se calientan a 100°C.
3. Una llanta de automóvil se encuentra inflada a 28 atm y tiene una temperatura de 15 °C. Si después de
recorrer una distancia de 500 Km, el medidor de presión marca 32 atm. ¿A qué temperatura en °C se
encontrará?
Actividad: 5

29BLOQUE 1
Evaluación
Actividad: 5
problemas.
Puntaje:
Saberes
Reconoce la ley de Gay-Lussac.
Soluciona problemas aplicando la
ley de Gay Lussac.
Muestra una actitud positiva al
trabajar en equipo.
Autoevaluación
docente
 
4. En un bulbo cerrado de vidrio, se puso helio (He) a 750 mm Hg y 27°C. El bulbo se rodeó de
hielo seco hasta bajar la temperatura a -73°C. ¿Qué presión estaría ejerciendo el helio?
5. Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mm Hg cuando su temperatura es de 25.0°C.
¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mm Hg?

Ley general o combinada de los gases.
Las tres leyes vistas, permiten calcular únicamente una de las tres variables de los
gases cuando se modifica otra, siempre y cuando permanezca constante la tercera,
estas leyes sirven solo para gases ideales, en la realidad ¿Qué ocurre cuando a un gas
se le modifica la temperatura, y el volumen del mismo no puede permanecer constante,
debido a que las paredes del recipiente no son rígidas, por ejemplo en un globo de
hule? ¿Cómo cambia la presión, volumen o temperatura de un gas si se aumenta o
disminuye la presión?
Estas preguntas no pueden ser contestadas mediante ninguna de las leyes por
separado, pero si estas leyes se combinan, se llega a una expresión denominada Ley
combinada de los gases.
Ley de Boyle:
Ley de Charles:
Ley de Gay Lussac:
Juntando las leyes queda:
Ley combinada de los gases:
Donde: (P1 V1T1) son las condiciones iniciales de presión, volumen o temperatura.
(P2 V2 T2) son las condiciones finales de presión, temperatura o volumen.
A partir de la ley combinada, podemos calcular la forma cómo cambia la presión, volumen o temperatura si se
conocen las condiciones iniciales (P1 V1T1) y se conocen dos de las condiciones finales, es decir, dos de las tres
cantidades (P2 V2 T2).
Esta ley combinada de los gases, sólo se aplica cuando el comportamiento de los gases reales se asemeja al de un
gas ideal. Bajo ciertas condiciones de temperatura y/o presión, las propiedades de la mayoría de los gases reales se
desvían por completo de las de un gas ideal. Para estos casos se han desarrollado otras ecuaciones; pero en este
módulo vamos a considerar para propósitos prácticos, que los gases reales por lo general se comportan como gases
ideales.
Ejemplo:
Un cierto gas ocupa 500ml a 760 mm Hg y 0°C. ¿Qué volumen en mililitros ocupará a 10 atm y 100°C?
Solución:
Como los datos de presión están uno en milímetros de mercurio (mm Hg), y el otro en atmósferas, es necesario hacer
la conversión en atmósferas (atm), para trabajar las dos presiones en atmósferas y las temperaturas se deben
convertir en grados Kelvin.
Glosario:
Gases ideales:
Gases que se ajustan a
la teoría cinética; están
compuestos por
moléculas que no
tienen fuerzas de
atracción entre sí y se
encuentran en
movimiento rápido y
constante, chocando
unas con otras en una
forma perfectamente
elástica, y tiene una
energía cinética
promedio proporcional
a la temperatura
absoluta.

31BLOQUE 1
Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación:
Datos: Fórmula
V1= 500 ml
T1= 0°C + 273 = 273°K
P1= 760 mm Hg = 1atm
V2=?
T2= 100°C + 273= 373°K
P2= 10 atm
Se despeja V2 V2= (1atm)(500ml)(373°K) = 68.3 ml
(273°K)(10atm)
Respuesta: V2= 68.3 ml
En equipo, realicen y discutan los siguientes ejercicios, aplicando la ley combinada de
los gases:
1. En las condiciones de laboratorio (10°C y 585 mm Hg), se quiere cambiar 10 litros de un gas a un recipiente
de 12 litros. Si el gas debe estar a una temperatura máxima de 40°C. ¿A qué presión se someterá el
recipiente?
2. Un gas ocupa 500 ml a 30°C y 720 mm Hg. ¿Cuál será su volumen en las condiciones estándar (0°C, 760 mm
Hg)?
Actividad: 6

Evaluación
Actividad: 6
problemas.
Puntaje:
Saberes
Relaciona la ley combinada de
los gases.
Aplica la ley combinada de los
gases en la resolución de
problemas.
Participa activamente con sus
Autoevaluación
docente
 
3. Un volumen de 100 ml de un gas en condiciones normales de temperatura y presión (1
atm y 0°C), si queremos que ocupe el volumen de litro a la presión de 590 mm Hg. ¿A qué
temperatura en °C debemos someterlo?
4. En un balón elástico se recogieron 21.5 ml de un gas a 17°C 760 mm Hg, al día siguiente se encontró que el
volumen de 22.1 ml y la presión se mantenía a 740 mm Hg. ¿Cuál era la temperatura del laboratorio?

33BLOQUE 1
Ley de las presiones parciales de Dalton.
Hasta ahora hemos analizado las relaciones entre la presión, temperatura y volumen
de una muestra de una sola sustancia gaseosa. La mayor parte de las situaciones de
la vida real involucran mezclas de gases. Por ejemplo el aire que respiramos, es una
mezcla de muchos gases, como también la emisión de gases de un automóvil.
Si se requiere trabajar con presiones, volúmenes y temperaturas de mezclas de
gases, John Dalton, en 1801 declaró la Ley de las presiones parciales de Dalton, esta
ley establece que “Cada uno de los gases presentes en una mezcla de gases ejerce
una presión parcial igual a la presión que ejercería como único gas presente en el
mismo volumen”.
Entonces, la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de
todos los gases.
Por ejemplo, si en un recipiente tenemos una mezcla de
gases de Hidrógeno y Helio, la presión del hidrógeno es 2.9
atm y la presión del helio de 7.2 atm, tendremos que la
presión total es de 10.1 atm.
La Ley de Dalton se expresa matemáticamente como:
Ptotal= P1 + P2 + P3 · · ·
Donde P1, P2 y P3 son las presiones parciales de los gases
individuales que están en la mezcla.
Ejemplo:
Un matraz de un litro que esta a 27°C contiene una mezcla de tres gases, A, B y C, que tienen presiones parciales de
2.5, 6.3 y 4.2 atm respectivamente. Calcula la presión total en atmósferas de la mezcla.
Solución:
Se determina la presión total de la mezcla, sumando las presiones individuales de cada gas.
Formula: Ptotal= P1 + P2 + P3
Sustitución: Ptotal= 2.5 atm + 6.3 atm + 4.2 atm
Respuesta: Ptotal= 13 atm
Ley General de los gases ideales.
Utilizando una nueva ecuación, la ecuación del gas ideal, no solo podemos variar la temperatura, la presión y el
volumen sino también la masa del gas.
Su expresión matemática es: P V = n R T

Donde P es presión (atm), V es volumen (L), n es la cantidad de moles del gas y T es temperatura (°K) y R es la
constante universal de los gases.
El valor de la constante universal de los gases, R, se puede calcular partiendo del hecho experimental de que 1mol de
gas (n=1) a condiciones normales de temperatura y presión [0°C (273°K) y 1atm], ocupan un volumen de 22.4L.
Despejando R de la ecuación de los gases ideales y sustituyendo los valores de: n, P, V y T queda:
R = 1atm X 22.4L
1mol X 273°K
Constante universal de los gases: R= 0.08205786 atm. L
mol °K
Ejemplo:
¿Cuál será la presión ejercida por 2 moles de oxígeno a una temperatura de 30 ° C y u7n volumen de 70 litros?
Solución:
Datos Fórmula Despejando Sustituyendo
P=?
n= 2mol P V = n R T P= n R T P= (2mol) (0.08205786 atm/mol.°K) (303°K)
T= 30°C = 303°K V 70 L
V= 70 L
Resultado: P=0.71 atm
Aplicación de la ley de los gases ideales
La importancia de la ley de los gases ideales, es que de ella se pueden derivar
características de cada uno de los gases, como son la densidad y la masa molar.
Para aplicar esta ley debemos analizar lo siguiente:
El número de moles es igual a los gramos (gr) sobre la masa molar (M): n = gr/M
Si se sustituye el valor de n en la ecuación quedaría: P V = gr/M (R T)
De esta fórmula se pueden derivar dos aplicaciones importantes, la densidad y la
masa molar del gas.
La densidad de un gas está dada por la relación de su masa (gr) sobre su volumen (V): d=gr/V
Utilizando la ecuación anterior y despejando masa sobre volumen queda la fórmula para calcular la densidad:
d= PM
RT
Ejemplo:
1. Calcula la densidad del diborano (B2H6), a 40°C y 1.81atm.
Datos Fórmula Sustitución
d=
T= 40°C = 313°K d= PM d= (1.81 atm) (28 gr/mol) =1.97 gr/L
P= 1.81atm RT (0.08205786 atm.L/mol.°K) (313°K)
M de B2H6= 28gr/mo

35BLOQUE 1
Cierre
Resuelve los siguientes problemas sobre la aplicación de las diferentes Leyes de los
gases.
1. En el envase de cualquier aerosol podemos leer que no debemos arrojarlo al fuego ni aun vacío. ¿Por qué el
fabricante está obligado a hacer esa advertencia? ¿En qué ley de los gases te basarías para explicar la
advertencia?
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_________________________________________________________________________________________________
2. La ley de Boyle establece que la presión y el volumen de un sistema gaseoso son inversamente
proporcionales. Según esto, si aumentamos el volumen de un gas al doble, ¿Qué le ocurre a la presión del
mismo?
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
3. ¿Qué presión ejercen 0.613 de hidrógeno (H2), a la temperatura de 42 °C y 0.250 atm?
4. En un recipiente de 1L a 2 atm de presión y 300°K de temperatura, hay 2.6 gr de un gas. ¿Cuál es la masa
molecular del gas?
Actividad: 7

5. Se introducen 3.5 gr de nitrógeno (N2), en un recipiente de 1.5 L. Si la temperatura del
sistema es de 22°C, ¿Cuál es la presión del recipiente? Si calentamos el gas hasta 45°C,
¿Cuál será la nueva presión si el volumen no varía?
6. Las sales de nitrato (NO3) al calentarse producen nitritos (NO2) y oxígeno (O2), una muestra de nitrato de
potasio se calienta de manera que el gas O2 producido se recolecta en un matraz de 750 ml. La presión de
este gas en el matraz es de 2.8 atm y la temperatura de 53.6°C. ¿Cuántas moles de O2 se han producido?

37BLOQUE 1
Evaluación
Saberes
Identifica, las diferentes leyes de
los gases.
Elige la ley de los gases que debe
aplicarse para la solución de los
diferentes problemas.
Comparte con entusiasmo sus
conocimientos con sus
Autoevaluación
docente
7. Calcula la densidad del SO2 a 40°C y 750 mm Hg de presión.
8. Calcula el peso del O2 contenido en 21 litros de oxigeno medido sobre agua a 25°C y 740mm Hg. La
presión de vapor del agua a 25°C es de 24 mm Hg.

Explica la velocidad de reacción y el
equilibrio químico.
Competencias disciplinares extendidas
1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la
tecnología en un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.
2. Evalúa las implicaciones del uso de la ciencia y la tecnología, así como los fenómenos relacionados con el origen, continuidad y
transformación de la naturaleza para establecer acciones a fin de preservarlas en todas sus manifestaciones.
3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información
científica que contribuya a su formación académica.
4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir nuevos
conocimientos.
5. Valorar el papel fundamental del ser humano como agente modificador de su medio natural proponiendo alternativas que responda a
las necesidades del hombre y la sociedad, cuidando el entorno.
6. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del
mismo.
7. Aplica normas de seguridad para disminuir riesgos y daños a sí mismo y a la naturaleza, en el uso y manejo de sustancias,
instrumentos y equipos en cualquier contexto.
Expresa la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de la teoría de las colisiones de los diversos factores que la
modifican, realizando procesos experimentales para medir la velocidad de una reacción química generada en el medio natural o a nivel de
laboratorio, así como la explicación del equilibrio químico al comprender la reversibilidad de las reacciones químicas, la ley de acción de
masas y el principio de Le Châtelier, aplicando ejemplos cotidianos e hipotéticos.
1.5 Asume las consecuencias de sus comportamientos y decisiones.
4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los objetivos
que persigue.
4.3 Identifica las ideas claves en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas.
5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al alcance de un
objetivo.
6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos y
perspectivas al acervo con el que cuenta.
6.4 Estructura ideas y argumentos de manera clara, coherente y sintética.
8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos equipos de
trabajo.

40 EXPLICA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO
.
Velocidad de reacción y teoría de las colisiones.
Inicio
Resuelve los siguientes cuestionamientos
1. Define qué es una reacción química.
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
2. Tomando en cuenta la siguiente reacción química, identifica sus partes y responde lo siguiente:
a) ______________________este compuesto(s) corresponde al reactivo(s) de la reacción.
b) ______________________este compuesto(s) corresponde al producto(s) de la reacción.
c) El 2 que acompaña al HgO se le conoce como_____________________________________________________
d) Las letras s, l y g, que se encuentra después de cada formula, ¿qué nos indica?
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
3. Explica, ¿cómo medirías la velocidad de una reacción?
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
Actividad: 1

41
BLOQUE 2
Evaluación
Saberes
Identifica una reacción química,
sus componentes, la velocidad
de reacción y los factores que la
modifican.
Distingue los componentes de una
reacción química, así como los
factores que modifican la velocidad
de reacción.
Valora la importancia de los
conocimientos previos, en
relación a una reacción química.
Autoevaluación
docente
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_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
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_________________________________________________________________________________________________
4. Menciona los factores que consideres modifican la velocidad de una reacción.
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
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_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________

.
Desarrollo
Reacciones químicas.
Los cambios químicos ocurren cuando existe una transformación de la materia,
tanto en su composición como en su estructura; estos cambios se llevan a
cabo mediante reacciones químicas.
En la actualidad, la mayoría de los productos o artículos que adquirimos o
consumimos, requieren para su elaboración de procesos químicos; sólo
bastaría con investigar cómo fueron elaborados o procesados algunos
productos de uso diario (artículos de limpieza, alimentos, bebidas, medicinas,
etc.) para comprobar que todos ellos son el resultado de una serie de
reacciones químicas, o bien, reflexionar sobre la infinidad de procesos que
ocurren a nuestro alrededor (el crecimiento del ser humano, de las plantas y animales, la oxidación de los metales, la
combustión de la madera, etc.) y que, por su cotidianidad, se ven como hechos comunes sin que meditemos que son
productos, también de procesos muy complicados.
Debido a la gran contaminación que enfrentamos actualmente, los químicos se han dado a la tarea de obtener nuevos
productos que sean menos dañinos para el ambiente, motivo por el cual se han elaborado materiales biodegradables
que antes no existían, también han logrado reciclar ciertos materiales como plásticos, vidrio, papel, etc., evitando con
ello: por un lado; el empleo de nuevos recursos naturales para su elaboración y, por otro; la acumulación excesiva de
éstos como desechos. Como podemos observar, es importante el conocimiento de las reacciones químicas para
poder controlarlas y hacer que las sustancias se conviertan en otras que satisfagan nuestras necesidades, intentando
siempre utilizarlas en beneficio del hombre, reduciendo y previniendo el deterioro de nuestro ambiente.
Una ecuación química es la representación esquemática de una reacción química, mediante fórmulas y símbolos.
Ejemplo:
a) Reactivos o Reactantes: Son las sustancias que reaccionan. Están colocadas antes de la flecha.
b) Productos: Son las sustancias que se forman. Están colocadas después de la flecha.
La flecha separa reactivos de productos. Se lee "produce".
Un triángulo sobre la flecha significa "calor". Los reactivos deben
calentarse para que la reacción se efectúe.
c) Coeficientes: Son los números colocados antes de cada sustancia. Indican el número de moles que reaccionan
de cada reactivo y el número de moles que se forman de cada producto.
d) Subíndices: Indican el número de átomos en una molécula.
Algunas veces, la ecuación muestra el estado físico de las sustancias que participan, indicando una letra minúscula
entre paréntesis, después de cada sustancia: Sólido (s), líquido (l), gas (g) y acuoso (ac).
Teoría de las colisiones.

43
BLOQUE 2
Uno de los modelos que explican cómo tiene lugar una reacción química es la teoría de las colisiones, propuesta por
Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso que
los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen, pero
solamente una cierta fracción del total de colisiones tiene la energía para conectarse efectivamente y causar
transformaciones de los reactivos en productos.
Puede ocurrir como en el juego del billar, que el choque de las bolas produzca únicamente el cambio de dirección de
las mismas. Por eso, para que tenga lugar una reacción química, los choques deben ser eficaces y cumplir las dos
condiciones siguientes:
- Primera condición: Que los átomos,
moléculas o iones de los reactivos posean
suficiente energía (cinética), para que al
chocar, puedan romperse sus enlaces y
formarse otros nuevos. Según esta
condición, a la energía mínima requerida
para efectuar una reacción se la llama
energía de activación.
Al analizar los cambios en energía potencial y en energía cinética que experimentan un par de moléculas al chocar en
la fase gaseosa encontramos los siguientes factores:
1. Según las moléculas se aproximen una a la otra, empiezan a sentir la repulsión entre las nubes electrónicas y
entonces la rapidez de movimiento disminuye, reduciendo la energía cinética y aumentando la energía potencial
debido a la repulsión. Si las moléculas inicialmente no se están moviendo rápidamente cuando entran en esta
colisión, las moléculas se detendrán y se invertirá la dirección de movimiento antes de que ocurra una
compenetración considerable de las nubes electrónicas. Así que las moléculas con energía cinética baja al
acercarse rebotan sin llegar a reaccionar.
2. Por otra parte, si las moléculas que se mueven rápidamente pueden vencer las fuerzas de repulsión y penetrar
las nubes electrónicas y formar nuevos enlaces y así formar productos. Al compenetrarse las nubes electrónicas
aumenta considerablemente la energía potencial del sistema. Así que un choque será efectivo si las moléculas
que chocan tienen una rapidez relativa alta.
3. Al formarse los productos y estos, separarse, la energía potencial disminuye, aumentando la rapidez de
separación de los mismos.
Cuanto mayor la energía de activación, más lenta es la reacción porque
aumenta la dificultad para que el proceso suceda.
Cuanto menor la energía de activación, menor la barrera de energía, más
colisiones efectivas y por tanto una reacción más rápida.
- Segunda condición: Que el choque se verifique con una orientación geométrica adecuada, pues aunque los
átomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener
lugar con una orientación desfavorable.
Veamos los dos modelos de colisiones para la formación de dos moléculas de Hl:

.
La teoría de las colisiones está
íntimamente relacionada a la cinética
química.
Los átomos de las moléculas de los
reactivos están siempre en
movimiento, generando muchas
colisiones (choques). Parte de estas
colisiones aumentan la velocidad de
reacción química. Cuantos más
choques con energía y geometría
adecuada exista, mayor la velocidad
de la reacción.
De lo anterior, se puede concluir que la teoría de las colisiones establece lo siguiente:
“La velocidad de una reacción es directamente proporcional al número de choques efectivos que se dan entre las
sustancias reaccionantes”.
En equipo de 4 integrantes y en base a la información anterior sobre la
teoría de las colisiones realiza lo que se te pide, y al finalizar comparte tu
trabajo con el resto del grupo.
1. Dibuja un esquema donde expliques con detalles en qué consiste la teoría de las colisiones.
Actividad: 2

45
BLOQUE 2
Evaluación
Actividad: 2 Producto: Esquema. Puntaje:
Saberes
Describe la teoría de las
colisiones, y la energía de
activación.
Analiza e ilustra la teoría de las
colisiones, las colisiones efectivas y
la energía de activación.
Reflexiona sobre la importancia
de la teoría de las colisiones para
que se lleve a cabo una reacción.
Autoevaluación
docente
2. Explica cómo se da una colisión efectiva.
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__________________________________________________________________________________________________
3. ¿En qué consiste la energía de activación?
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Evaluación
Actividad: 3 Producto: Experimento. Puntaje:
Saberes
Reconoce la velocidad de
reacción.
Realiza actividad experimental,
para observar la velocidad de una
reacción.
Toma conciencia de la
importancia del desarrollo
experimental.
Autoevaluación
docente
Para definir el concepto de velocidad de reacción, realiza el siguiente experimento.
Utiliza una tableta de Alka-Seltzer®, que está compuesta de ácido cítrico y bicarbonato de sodio (reactantes).
Estos dos compuestos, no reaccionan espontáneamente entre sí. Cuando colocamos la tableta en agua, se
inicia la efervescencia, que se debe a la reacción entre el bicarbonato de sodio y el ácido cítrico, como producto
de esta reacción química, se forma: bióxido de carbono, citrato de sodio y agua
Procedimiento:
1. Prepara un vaso con una pequeña cantidad de agua.
2. Prepara un reloj segundero o un cronómetro, para medir el tiempo.
3. Deposita la tableta de Alka-Seltzer® en el interior del vaso.
4. Tomar el tiempo desde el momento en que se deposita la tableta, hasta el momento en que se desaparece.
5. Observar y anotar el tiempo.
Resuelve las siguientes preguntas:
a) ¿Cuánto tiempo tardó en desaparecer la tableta? __________________________________________________
b) ¿Qué tiempo es el que medimos?, ¿la desaparición de reactantes o la aparición de productos?
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
c) Define la velocidad de reacción a partir de estos datos.
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
Actividad: 3

47
BLOQUE 2
Velocidad de reacción.
En la vida real puede ser importante conocer a qué velocidad se lleva a cabo una reacción. El tiempo en que se tarda
en hornear unas galletas con chispas de chocolate depende de la velocidad con que el polvo de hornear (bicarbonato
o carbonato ácido de sodio) se descompone a 350°F:
La velocidad de reacción es la velocidad a la que se forman los productos o se consumen los reactivos. Una
explosión es un ejemplo de una reacción rápida, la formación de petróleo a partir de la materia orgánica
descompuesta es un ejemplo de una reacción lenta.
Para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de
tiempo, o la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidades
de concentración/tiempo, esto es, en moles por segundo (mol/s).
Existen diversas maneras de medir en el laboratorio la velocidad de reacción, pueden ser observando un cambio de
color, la obtención de un precipitado, variación en la conductividad eléctrica, entre otros.
Factores que afectan la velocidad de reacción.
A través de la experimentación, los químicos han determinado que la velocidad de una reacción depende de
diferentes factores:
1. La naturaleza química de los reactivos
2. La concentración de los reactivos
3. El grado de subdivisión de los reaccionantes
4. La temperatura de la reacción
5. La presión
6. La presencia de catalizadores
La naturaleza química de los reactivos
La naturaleza de los reaccionantes no es un factor cinético en sí, sino un factor
termodinámico que está relacionado con la estructura misma de la sustancia y con su
tendencia a reaccionar.
Una sustancia tiene una naturaleza propia que no puede ser alterada o manipulada por un
experimentador para que la reacción sea más rápida o más lenta, depende del grado de
ionización de la sustancia y de su estructura atómica, en base a esto se deduce que:
 Reacciones entre iones en disolución son rápidas.
 Reacciones de compuestos covalentes suelen ser lentas.
 Reacciones homogéneas entre líquidos o gases son rápidas.
 Reacciones entre sólidos son lentas.
 Reacciones heterogéneas, la velocidad aumenta al aumentar la superficie de contacto entre los reactivos.
Concentración de los reactivos
Si los reactivos están en disolución o son gases
encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su
concentración, más alta será la velocidad de la reacción
en la que participen, ya que, al haber más partículas en
el mismo espacio, aumentará el número de colisiones,
aumentando así los choques eficases.

.
Por ejemplo, en la reacción:
La velocidad es directamente proporcional a la concentración de N2O5; esto quiere decir que si se duplica la
concentración de los reactivos la velocidad de la reacción aumentará al doble, y que si la concentración se triplica, la
velocidad también se triplicará.
Grado de subdivisión de los reaccionantes
El grado de subdivisión de un material está relacionado con su área superficial; mientras más dividido se encuentre un
material, mayor será el área de superficie expuesta, este factor es importante en una reacción debido a que al
aumentar el grado de subdivisión de un reactivo, aumenta también la rapidez de la reacción química, porque el área
superficial es mayor y puede reaccionar al mismo tiempo.
Ejemplo: un dado de hierro que se sumerge en un ácido sólo reaccionará por la zona expuesta al ácido, es decir por
el exterior. Si partimos ese dado en dos tendremos ahora una nueva superficie a exponer y si seguimos partiendo los
trozos tendremos cada vez más superficie que se puede exponer al ácido y por tanto aumentaremos la velocidad de
reacción. Por tanto también podemos afirmar que las reacciones serán más rápidas en estado líquido y más aún en
estado sólido.
Temperatura de la reacción
Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de las moléculas y
su energía, por lo que no sólo aumenta las probabilidades de
choque, al moverse más rápido, sino que estos choques serán más
energéticos y por tanto más eficaces. Se dice, de manera
aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la
velocidad se duplica.
Esto explica que para evitar la putrefacción de los alimentos los
metemos en la nevera o en el congelador y por el contrario, si
queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela
puesta al fuego.
Presión
Sólo afecta si los reactivos o los productos son gases. Las sustancias gaseosas
tienden a ocupar el volumen total del recipiente que los contiene, al aumentar la
presión disminuye el volumen, por lo tanto las moléculas se aproximan más, por lo
que se incrementa la frecuencia de choques o colisiones, trayendo por lo tanto
una mayor velocidad de reacción.
Una disminución en la presión, aumenta el volumen, separando las moléculas,
ocasionando que disminuyan las colisiones, por lo tanto una disminución en la
velocidad de reacción.

49
BLOQUE 2
Presencia de un catalizador en una reacción
Un catalizador es una sustancia que modifica la rapidez de una reacción
química sin que ella misma se consuma en el proceso o sufra algún cambio
químico. Esta variación de velocidad se debe a que los catalizadores hacen
que la reacción vaya por un camino que necesita menos energía. Los
catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es
decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones.
El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es
reactivo ni participa en la reacción. Existen dos tipos de catalizadores:
- Catalizadores positivos: Que aceleran la rapidez de una reacción.
- Catalizadores negativos: Que disminuyen la rapidez de una reacción.
La utilización de catalizadores en nuestra vida diaria es muy amplia, como podemos verlo en los siguientes ejemplos:
Uno de los catalizadores más importantes de la naturaleza es la clorofila, durante el proceso de fotosíntesis; también
las diferentes enzimas que se utilizan en la digestión de los alimentos, como la ptialina en la saliva que cataliza la
ruptura de moléculas grandes.
En la industria los catalizador que se utilizan para reducir las emisiones tóxicas
de los vehículos y reducir el problema de la contaminación ambiental. Estos
catalizadores están provistos en su interior de unas pequeñas esferas
recubiertas de metal que puede ser paladio o platino y que actúan como
sustancias catalizadoras. También las enzimas que son catalizadores se
utilizan en la industria alimentaría como en la elaboración de vinagre con
alcoholes producido por un microbio vivo (Acetobacter aceti), la fermentación
alcohólica, la adición de una enzima para eliminar la lactosa, en la producción
de productos deslactosados, entre otros.

.
Cierre
En equipo realicen los siguientes experimentos y resuelvan lo que se indica en cada
caso.
Factores que afectan la velocidad de reacción
Objetivo:
Observar cómo influyen la temperatura, la naturaleza química de los reactivos, la concentración, el tamaño de la
partícula y la presencia de un catlizador en la velocidad de reacción.
Material y reactivos:
4 vasos de precipitados de 20 ml
1 Termómetro
1 probeta de 10 ml
Un cronometro
2 jeringas de 10 ml
Alka-Seltzer®
Agua
Vinagre (CH3COOH)
Agua oxígenada (H2O2)
Dioxido de manganeso (MnO2)
Procedimiento:
La reacción que se observará en los siguientes experimentos es la reacción del bicarbonato presente en la
tableta de Alka-Seltzer® con agua para formar acido carbónico,que se descompone en:
Efecto de la temperatura:
- Corte la tableta de Alka-Seltzer® a la mitad.
- En un vaso de precipitado coloque la mitad de la tableta de Alka-Seltzer® y en otro coloque la otra mitad.
- Caliente en un vaso de precipitado, aproximadamente 10 ml de agua a unos 80°C, y en otro coloque 10 ml
de agua fría (a unos 10°C).
- Succione con una jeringa 5 ml de agua caliente y con la otra jeringa succione 5 ml de agua fría.
- Agregue al mismo tiempo, a cada uno de los vasos que contiene el Alka-Seltzer®, el agua caliente en uno y
el agua fría en el otro.
- Con el cronómetro mida el tiempo que tarda en disolverse el sólido.
- Anote el tiempo de cada reacción.
Efecto de la naturaleza química de los reactivos:
- Prepare dos vasos que contengan una mitad de Alka-Seltzer® cada uno.
- Agregue con una jeringa al mismo tiempo 5 ml de agua a una mitad de la tableta y 5 ml de vinagre a la otra
mitad.
- Con el cronometro mida el tiempo que tarda en disolverse el sólido.
- Anote sus resultados.
Actividad: 4

51
BLOQUE 2
Efecto de la concentración de uno de los reactivos:
- Coloca en un vaso de precipitado la mitad de la tableta de Alka-Seltzer®, y en otro vaso una
tableta completa.
- Agrega 10 ml de agua a cada uno al mismo tiempo.
- Anote sus observaciones.
Efecto del tamaño de partícula:
- Prepare, dos vasos que contengan una mitad de Alka-Seltzer® cada uno, en uno coloca la mitad completa
y en el otro vaso coloque la mitad de la tableta pulverizada.
- En cada vaso agregue con una jeringa al mismo tiempo 5ml de agua.
- Anota tus resultados.
Efecto de la presencia de un catalizador:
Se observará la descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia y ausencia de un catalizador:
- En dos vasos de precipitado, coloque en cada uno 3ml de agua oxigenada comercial.
- En uno de ellos coloque una pastilla de bióxido de manganeso (MnO2) y observe lo que sucede. (En caso
de no tener pastillas, utilice directamente una pequeña cantidad de MnO2 en polvo).
- Cuando termine la reacción, retire la pastilla de MnO2 y devuélvala al profesor.
Cuestionario:
1. En la parte experimental del efecto de la temperatura, ¿cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más
rápido y porque?
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2. Explica cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimental del efecto de la
naturaleza de los reactivos y por qué.
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Evaluación
Actividad: 4 Producto: Experimentos. Puntaje:
Saberes
Reconoce los factores que
afectan la velocidad de
reacción.
Compara la velocidad de reacción
al modificar los factores que la
afectan.
Pone en práctica los
conocimientos adquiridos.
Autoevaluación
docente
3. Explique cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimental
del efecto de la concentración de uno de los reactivos y por qué.
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_________________________________________________________________________________________________
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4. Explique cuál de las dos reacciones se llevó a cabo más rápido en la parte experimental del efecto del
tamaño de la partícula y por qué.
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5. ¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo en la parte experimental del efecto de un catalizador? ¿Por qué?
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53
BLOQUE 2
Evaluación
Saberes
Identifica ejemplos cotidianos
donde se muestra la velocidad
de reacción.
Distingue los cambios en la
velocidad de reacción en distintos
fenómenos cotidianos.
Resuelve con seguridad cada
uno de los cuestionamientos.
Coevaluación
C MC NC
Calificación otorgada por el
docente
Con base a lo revisado en esta secuencia, y mediante a una consulta bibliográfica
resuelve lo que se solicita a continuación.
1. Busca ejemplos de situaciones cotidianas donde se pueda apreciar la velocidad de reacción.
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2. ¿Qué arde más rápidamente, un tronco entero o cortado en trozos pequeños? Justifica tu respuesta
mediante la teoría de las colisiones.
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3. De tu experiencia diaria menciona cuando menos tres ejemplos de reacciones donde se incrementa su
velocidad al variar la temperatura, y da una breve explicación.
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4. Recopila información sobre los aditivos alimentarios, y utilízala para:
a) Describir la relación entre la catálisis química y la conservación de los alimentos.
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_________________________________________________________________________________________________
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b) Encontrar ejemplos de conservantes bacteriostáticos, antioxidantes, estabilizadores, colorantes,
humectantes, neutralizadores y agentes afirmadores, señalando qué función desempeñan, y cuáles son los
códigos con los que se identifican en las etiquetas de los alimentos.
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Actividad: 5

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Equilibrio químico y constante de equilibrio.
Inicio
Evaluación
Actividad: 1 Producto: Respuesta breve. Puntaje:
Saberes
Define conceptos.
Demuestra sus conocimientos
previos en cinética, equilibrio y
reacciones químicas.
Aprecia sus conocimientos
previos.
Autoevaluación
C MC NC
Calificación otorgada por el
docente
Responde lo que conoces cada uno de los siguientes conceptos.
Cinética química
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_________________________________________________________________________________
Reacción reversible
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__________________________________________________________________________________________________
Catalizador
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
Reacción irreversible
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
Equilibrio químico
__________________________________________________________________________________________________
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Concentración molar
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
Reacción endotérmica
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
Reacción exotérmica
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
Actividad: 1

55
BLOQUE 2

Desarrollo
Reacciones reversibles e irreversibles.
Hay reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccioinan
entre sí para generar sustancias de partida. Estos tipos de reacciones se
denominan reacciones reversibles.
En cambio, hay otras reacciones quíimicas en las que los productos
obtenidos en ellas no tienen tendencia a reaccionar entre sí para generar las
sustancias de que proceden. Estos tipos de reacciones se denominan
reacciones irreversibles.
En las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones reversibles se
emplea una doble flecha que indica el sentido de las dos reacciones, las
cuales se estan llevando a cabo simultaneamente. A la reacción que va de
reactantes a productos se le conoce como reaccion directa, mientras que, a
la que va de productos a reactantes, se le denomina reacción inversa.
Ejemplos:
Las reacciónes de síntesis del amoniaco es una reacción reversible: el hidrógeno (H2) se combina con el nitrógeno
(N2) formándoser amoniaco (NH3), reacción directa, pero éste se descompone regenerando las sustancias de partida,
hidrógeno y nitrógeno, reacción inversa.
La ecuación química correspondiente a esta reacción reversible es:
Un ejemplo cotidiano de reacciones reversibles, lo observamos cuando reacciona un antiácido y el ácido clorhídrico
del jugo gástrico:
Otro ejemplo sería lo observado en las pilas recargables, las que, una vez agotadas pueden ser recargadas
nuevamente haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ellas.
Un ejemplo de reacción irreversible sucede en la reacción del cloruro de sodio (NaCl) con el nitrato de plata (AgNO3),
por que los productos de la misma, nitrato de sodio (NaNO3) y cloruro de plata (AgCl), no reaccionan entre sí
regenerando los reactivos de partida, ésta ocurre sólo hacia la derecha.
También observamos una reacción irreversible cuando el peróxido de hidrógeno (H2O2), se aplica en una herida, se
descompone y se forma agua más oxígeno. Las burbujas de oxígenon gaseoso se escapan, lo que impide que
nuevamente se forme H2O2.

.
Las reacciones irreversibles finalizan cuando se agota alguno de los reactivos; sin embargo, las reacciones reversibles
no finalizan nunca, pues los reactivos se están regenerando continuamente.
Una reacción irreversible se dá, cuando la energía de activación es mucho menor que la que se requiere para romper
los enlaces de los productos, por lo tanto, en una reacción reversible, la energía de activación de los productos es
igual o menor que la de los reactantes.
En una reacción reversible como ya vimos, se llevan a cabo dos reacciones que son contrarias, cada una ocurre con
cierta velocidad, a esta velocidad se llama velocidad de reacción y puede ser calculada con base en lo que establece
la llamada “Ley de acción de masa”.
Ley de acción de masas.
La Ley de acción de masas establece que: “La velocidad de una reacción, es
directamente proporcional al producto (multiplicación) de la concentración molar
(moles/litro) de cada uno de los reactantes, elevados a una potencia igual a sus
coefecientes estequiométricos, multiplicados por una constante de proporcionalidad
(K), cuyo valor depende de la naturaleza química de los reactantes y de la
temperatura”.
La expresión matemática de esta ley: V= [A]a
[B]b
K
En una reacción reversible existen dos reacciones químicas la reacción directa y la reacción inversa.
En la expresión anterior, la letra minúscula representa los coeficientes estequiometricos (número de moles) de cada
una de las sustancias que participan en la reacción, mientras que las letras mayúsculas representan las fórmulas de
los reactantes (A,B) y productos (C,D).
La expresión de la velocidad para la reacción directa e inversa en un cambio reversible se muestran a continuación:
Vd= [A]a
[B]b
Kd
Vi= [C]c
[D]d
Ki
El paréntesis rectangular se utiliza en química para indicar la concentración molar (mol/L) de cada una de las
sustancias que intervienen en la reacción química.

57
BLOQUE 2
Evaluación
Actividad: 2 Producto: Expresión matemática. Puntaje:
Saberes
Expresa la velocidad de
reacción directa e inversa,
matemáticamente.
Aplica los conocimientos de la ley
de acción de masas.
Desempeña correctamente lo
aprendido.
Autoevaluación
docente

Para cada una de las siguientes reacciones reversibles, escribe la expresión de la
velocidad de reacción, de acuerdo a la Ley de acción de masas, para la reacción directa
y reacción inversa.
N2 + 3H2  2NH3
2SO2 + O2  2SO3
4NH3 + 5 O2  4NO + +6H2O
2HI  H2 + I2
2H2 + 2NO  2O2 + N2
Actividad: 2

.

Equilibrio químico.
En la siguiente ecuación:
Al principio cuando A reacciona con B, las concentraciones de ambos
disminuyen mientras aumentan las concentraciones de C y D.
A medida que avanza, la reacción alcanza un punto en el cual no es posible
detectar cambios netos de concentración, las concentraciones de A, B, C y D
se estabilizan en valores específicos. En este punto se establece el equilibrio
químico.
Cada proceso posee una velocidad propia que va variando con el tiempo. Así, en los comienzos, la velocidad de la
reacción directa es mucho mayor que la de la reacción inversa, debido a la diferencia de concentraciones entre
reactivos y productos; pero a medida que estos últimos se van formando los reactivos van desapareciendo, con lo
que ambas velocidades se aproximan hasta hacerse iguales. A partir de tal instante sucede como si la reacción
estuviera detenida, pues las proporciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Se dice entonces que
se ha alcanzado el equilibrio químico.
El equilibrio químico tiene un carácter dinámico, pues no implica que la reacción
se paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidad
de tiempo, se forman y desaparecen el mismo número de moléculas de
cualquiera de las sustancias que intervienen en el proceso. Si algunos de los
productos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el equilibrio y
la reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayan
transformado totalmente.
El equilibrio químico se caracteriza por lo siguiente:
1. Un estado dinámico, ya que tanto la reacción directa como la inversa se
siguen llevando a cabo a pesar de tener la misma velocidad.
2. La concentración de reactantes y productos, en el momento en que se llega al equilibrio, dejan de cambiar, es
decir, en ese momento las concentraciones permanecen constantes.
3. Si no se modifica ninguna de las condiciones de temperatura, presión y concentración a las cuales la reacción
alcanzó el equilibrio químico, ésta permanecerá de manera indefinida en este estado de equilibrio.
Constante de equilibrio
La constante de equilibrio se deduce a partir de que una reacción llega al equilibrio químico, y cuando esto sucede
ocurre que la velocidad de la reacción directa es igual que la velocidad de la reacción inversa.
Vd = Vi
De acuerdo con la ley de acción de masas tenemos que:
Vd= [A]a
[B]b
Kd
Vi= [C]c
[D]d
Ki
Si en la primera igualdad sustituimos Vd y Vi tenemos entonces que:
[A]a
[B]b
Kd =[C]c
[D]d
Ki

59
BLOQUE 2
Despejando las constantes tenemos:
Kd = [C]c
[D]d
Ki [A]a
[B]b
Cuando se divide una constante entre otra constante, el resultado es una constante nueva, en este caso al dividir la Kd
entre la Ki se obtiene la constante de equilibrio (Keq), tenemos entonces la expresión para esta nueva constante.
Constante de Equilibrio.
Ejemplo:
Para la siguiente reacción química:
La expresión de la constante de equilibrio será:
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
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
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










Evaluación
Actividad: 3 Producto: Expresión matemática. Puntaje:
Saberes
Expresa la constante de
equilibrio.
Practica los conocimientos de
equilibrio químico.
Realiza el trabajo de forma
ordenada.
Autoevaluación
docente
Escriba la expresión para la constante de equilibrio de las siguientes reacciones:
CO (g) + Cl2 (g)  COCl2 (g)
2 NOCl (g)  2 NO (g) + Cl2 (g)
2 TiCl3 (g) + 2 HCl (g)  2 TiCl4 (g) + H2 (g)
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
4 H2O (g) + 3 Fe(s)  Fe3O4(s) + 4 H2 (g)
Actividad: 3

61
BLOQUE 2

Suponiendo que la reacción entre el monóxido de nitrógeno y oxígeno, logra el equilibrio químico a una temperatura
de 230°C, y la concentración molar de equilibrio de reactivos y productos es las siguientes: [NO]= 0.0542M, [O2]=
0.127 M y [NO2]= 15.5M.
Para calcular el valor de la constante de equilibrio (Keq) para la reacción, aplicamos la fórmula y sustituimos los datos
correspondientes.
Keq[NO2]2
[NO]2
· [O2]
Keq (15.5) 2
6.44 x 105
(El resultado se da sin unidades)
(0.0542) 2
· (0.127)
El valor de la constante de equilibrio a una temperatura de 230°C es igual a: 6.44 x 105
Rango de K Desplazamiento del sistema.
K > 1 Se favorece la reacción directa.
K < 1 Se favorece la reacción inversa.
K = 1 Ambas reacciones son iguales.
El valor de la constante de equilibrio, nos indica hacia donde se encuentra desplazada la reacción en el equilibrio.
Por lo tanto, la reacción anterior debido a que el valor de Keq es mayor que
uno (1), ésta se encuentra desplazada en el equilibrio, hacia los productos,
esto significa que la concentración de los productos en el equilibrio es mayor
que la de los reactantes y viceversa.
(a) N2O4 congelado es incoloro.
(b) A temperatura ambiente el N2O4 se descompone
en NO2 (marrón).
(c) El equilibrio químico es el punto donde las
concentraciones de todas las especies son
constantes.

.
Evaluación
Saberes
Reconoce el concepto de
constante de equilibrio.
Determina e interpreta el valor de la
constante de equilibrio.
Valora la importancia de la
constante de equilibrio en el
desplazamiento del sistema.
Autoevaluación
docente
Realiza los siguientes cálculos:
1. Determina la constante de equilibrio para la siguiente reacción e indica su desplazamiento, si
alcanzó el equilibrio a una temperatura de 430ºC, y la concentración molar de los reactantes
y productos es: 0.243 moles de H2, 0.146 moles de I2 y 1.98 moles de HI en un recipiente de
1L.
H2 (g) + I2(g)  2HI(g)
2. Calcula la constante de equilibrio de la siguiente reacción en equilibrio, donde la concentración molar de
cada uno de los reactantes y productos es el siguiente: [CO] =0.2M, [H2O]= 0.5M, [H2]=0.32M y [CO2]=
0.42M
CO + H2O  H2 + CO2
3. A 1.225°C determina la constante de equilibrio de la reacción:
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g
Si la concentración molar de las sustancias que intervienen es la que se indica a continuación:
[SO3] =0.04 M; [SO2]= 0.45 M; [O2]=0.26 M, e indica hacia donde se encuentra desplazada la reacción en el
equilibrio.
Actividad: 4

63
BLOQUE 2
Principio de Le Châtelier.
Un sistema alcanza el equilibrio cuando la velocidad de la reacción directa se hace igual
a la velocidad de la reacción inversa. Este equilibrio es muy sensible a cambios de
presión, temperatura y concentración. En 1888 el químico francés Henry Louis Le
Châtelier, enunció este principio que lleva su nombre y que comprende a la vez
variaciones de presión, temperatura y concentración.
Principio de Le Châtelier
1. Una reacción en equilibrio químico permanecerá en este estado de manera
indefinida, siempre y cuando no se alteren alguna de las condiciones de
temperatura, presión y concentración de reactantes y productos a las cuales se alcanzó, dicho estado.
2. Cuando se altera algunas de las condiciones a las cuales se alcanzó el estado de equilibrio, el equilibrio de la
reacción se verá alterado y se desplazará ya sea hacia reactantes o productos, pero siempre tratando de
contrarrestar el efecto de la variación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio que mantendrá bajo las
nuevas condiciones.
Cuando se dice que la reacción se desplaza o está desplazada hacia los productos significa que, en una reacción
reversible, la cantidad de productos aumenta o es mayor y la de los reactantes disminuye o es menor.
Cuando se dice que la reacción se desplaza o está desplazada hacia los reactantes significa que, en una reacción
reversible, la cantidad de reactantes aumenta o es mayor y la de los productos disminuye o es menor.
Factores que modifican el equilibrio químico.
 Cambios de temperatura.
 Cambios de presión.
 Cambios de concentración.
Efectos de la temperatura
La influencia de la temperatura sobre un sistema en equilibrio está comprendida en la Ley
de Van´t Hoff, que plantea lo siguiente: “Cuando se aumenta la temperatura sobre un
sistema en equilibrio, se ve favorecida la reacción que se produce por absorción de
calor”.
En el siguiente ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura se ve favorecida la
reacción directa porque absorbe calor, ésta es una reacción endotérmica, donde el
equilibrio se desplaza para favorecer la formación de más productos.
Si se disminuye la temperatura se ve favorecida la reacción inversa, porque libera calor,
ésta es una reacción exotérmica, donde el equilibrio se desplaza favoreciendo a reactivos.
En este otro ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura el equilibrio se
desplaza favoreciendo la reacción inversa, el equilibrio se desplaza para favorecer la
formación de más reactantes. Se cumple la Ley de Van´t Hoff. La reacción inversa es la
reacción endotérmica en la que se absorbe calor.
Reacción endotérmica (Directa)
Reacción exotérmica (Inversa)

.
Todas las reacciones reversibles son endotérmicas en una dirección y exotérmicas en la otra, es decir, si la reacción
directa presenta un ∆H negativo (reacción exotérmica), la reacción inversa tendrá un valor de ∆H positivo (reacción
endotérmica).
Efectos de la presión
La presión es un factor que influye sobre los sistemas gaseosos en
equilibrio. La influencia de la presión sobre un sistema en equilibrio
está comprendida en la Ley de Robin: “Cuando un sistema está en
equilibrio, un aumento de presión favorece la reacción donde hay
menor volumen; si se disminuye la presión favorece la reacción donde
hay mayor volumen. Cuando el volumen es igual en ambos
miembros, los cambios de presión no modifican el equilibrio”.
Ejemplo 1: Cuatro moles de reaccionantes dan origen a dos moles
del producto, por lo que un aumento de presión desplaza el equilibrio
hacia la derecha, esto favorece la formación de amoníaco, ya que es
la que procede con disminución de volumen.
N2 + 3 H2  2 NH3
1 mol + 3 moles  2 moles
4 moles  2 moles
Ejemplo 2: Si se disminuye la presión se favorece la reacción directa, el equilibrio se desplaza hacia donde hay mayor
volumen.
N2O4  2 NO2
1 mol 2 moles
Ejemplo 3: Un aumento de la presión en este ejemplo no produce ninguna alteración sobre el equilibrio ya que tanto
en la reacción directa como en la inversa se producen dos volúmenes. No hay modificación del equilibrio, los
volúmenes son iguales en ambos miembros.
H2 + I2  2 HI
2 moles 2 moles
Efecto de la concentración
La influencia de variaciones en la concentración sobre un sistema en equilibrio está regida por la ley de acción de
masas: “La velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de las
sustancias reaccionantes”.
Al aumentar la concentración de los reaccionantes, se forma más producto.

65
BLOQUE 2
Si en la reacción
Se aumenta la concentración del N2, el equilibrio se desplaza hacia la
derecha para favorecer los productos. Lo mismo ocurre si se
incrementa la concentración de H2, si se aumenta la concentración de
NH3 el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y si se disminuye el
equilibrio se desplazará en sentido contrario (derecha). Después de
cierto tiempo se alcanza un nuevo estado de equilibrio de acuerdo a
las nuevas concentraciones.
Debido a que el valor de la constante de equilibrio, depende de la
temperatura y naturaleza química de los reactivos y estas dos variables, al variar la concentración no cambian,
tenemos entonces, por lógica que las variaciones de concentración no modifican el valor de la constante de equilibrio
(Keq).
Efecto de los catalizadores
Se ha determinado que los catalizadores no tienen ningún efecto sobre la concentración
de los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizador
acelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo que si
ambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteración
del equilibrio.
En equipo, resuelvan los siguientes problemas.
1. Considerando la siguiente reacción química, prediga hacia donde se desplazará el equilibrio
con los siguientes cambios:
2 CO (g) + O (g)  2 CO2 (g) + 6500 cal
a) Incremento de la temperatura _________________________________
b) Incremento de la presión _____________________________________
c) Incremento de la concentración de CO _________________________
d) Disminución de la concentración de CO2 _______________________
e) Se adiciona un catalizador____________________________________
Actividad: 5

.
Evaluación
Actividad: 5 Producto: Ejercicios. Puntaje:
Saberes
Distingue los factores que
modifican el equilibrio químico.
Analiza, en base Principio de Le
Châtelier.
Valora la oportunidad de
aprender de sus compañeros.
Coevaluación
docente
2. Una de las formas para obtener cloro gaseoso es mediante el proceso de Deacon, en el
cual interviene el siguiente equilibrio:
3 HCl (g) + O2 (g)  2 Cl2 (g) + 2 H2O (g)
¿En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando sucedan los siguientes cambios?
a) Un incremento en la concentración de HCl______________________
b) Una disminución en la concentración de HCl____________________
c) Un incremento de la concentración de O2 ______________________
d) Una disminución en la concentración de Cl2 ____________________
e) Un incremento en la concentración de H2O _____________________
f) Un incremento en la presión __________________________________
3. Para la siguiente reacción química: 2 NO2 + 16.2 Kcal  N2 (g) + 2 O2 (g)
Deduce en qué dirección se desplazará el equilibrio cuando:
g) Se incrementa la temperatura _________________________________
h) Se disminuye la temperatura __________________________________
i) Se incrementa la presión _____________________________________
j) Se disminuye la presión ______________________________________
k) Se aumenta la concentración de Cl ____________________________
l) Se agrega un catalizador _____________________________________

67
BLOQUE 2
Cierre
En equipo, resuelvan lo que se indica en cada caso.
1. Observando la siguiente reacción química: 3 Fe + 4 H2O  Fe3O4 + H2(g)
Explica, por qué, si se lleva a cabo en el recipiente abierto, la reacción no puede ir en la dirección hacia atrás,
pero si la reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado, la reacción se convierte en reversible.
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
2. Dada la siguiente reacción: 4NH3 + 5 O2  4NO + 6H2O
a) Escribe la expresión de la constante de equilibrio.
b) Razona cómo influirá en el equilibrio el aumento en la presión________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
c) Si se aumenta la concentración de O2, ¿cómo se afectaría el equilibrio?________________________________
3. Dada la reacción: 2 P2 (g)  P4 (g)
a) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión del sistema?_________________________
b) Si, cuando se alcanza el equilibrio, se añade una cantidad de P4 al sistema ¿hacia dónde se desplaza el
equilibrio?
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
c) Supongamos que la mezcla de reacción se halla encerrada en un recipiente con un émbolo que permite
modificar el volumen de la mezcla de reacción. ¿Qué sucederá si el volumen original se reduce a la mitad?
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
Actividad: 6

.
 Evaluación
Saberes
Identifica el equilibrio químico y
la aplicación del principio de Le
Châtelier.
Interpreta los conocimientos de
constante de equilibrio, equilibrio
químico y Principio de Le Châtelier.
Muestra una actitud positiva
durante el trabajo en equipo.
Coevaluación
docente
4. La reacción de disociación del tetróxido de nitrógeno en dióxido de nitrógeno, es
exotérmica:
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Razona y explica: Qué sucede con el equilibrio si:
a) Se aumenta la presión en el recipiente_____________________________________________________________
b) Se disminuye la presión_________________________________________________________________________
5. Considerando el siguiente equilibrio donde la reacción directa es endotérmica:
SbCl5 (g)  SbCl3 (g) + Cl2 (g)
¿Cómo afectará, sobre la concentración de SbCl3 en el equilibrio, cada una de las condiciones siguientes?
a) Aumento en la concentración de Cl2________________________________________________________________
b) Disminución de la concentración de SbCl5___________________________________________________________
c) Reducir la temperatura____________________________________________________________________________
d) Aumentar la presión______________________________________________________________________________
e) Introducir un catalizador___________________________________________________________________________

Cuantifica los cambios energéticos
del entorno.
Competencias Disciplinares Extendidas
1. Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la tecnología en
un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.
2. Aplica la metodología apropiada en la realización de proyectos interdisciplinarios atendiendo problemas relacionados con las ciencias
experimentales.
3. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información científica
que contribuya a su formación académica.
4. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento científico para explicar y adquirir nuevos
conocimientos.
5. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del mismo.
6. Analiza la composición, cambios e interdependencia entre la materia y la energía en los fenómenos naturales, para el uso racional de los
recursos de su entorno.
Aplica los postulados del modelo cinético molecular, para observar el comportamiento de los estados de agregación de la materia identificando
las características de los gases, del estado líquido y sólido de la misma, mediante un análisis descriptivo, en situaciones experimentales y/o de
consulta bibliográfica o documental, destacando su importancia en el mundo natural que lo rodea con una postura crítica y responsable.
1.6 Administra los recursos disponibles teniendo en cuenta las restricciones para el logro de sus metas.
4.2 Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los objetivos que
persigue.
4.3 Identifica las ideas clave en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas.
5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al alcance de un
objetivo.
5.4 Construye hipótesis y diseña y aplica modelos para probar su validez.
6.1 Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y discrimina entre ellas de acuerdo a su relevancia y
confiabilidad.
6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos y perspectivas
al acervo con el que cuenta.
8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos equipos de trabajo.

70
CUANTIFICA LOS CAMBIOS ENERGÉTICOS DEL ENTORNO
Secuencia didáctica1.
Sistemas termodinámicos.
Inicio
Evaluación
Actividad: 1 Producto: Respuesta breve. Puntaje:
Saberes
Caracteriza conceptos.
Expresa por escrito los
conocimientos previos de
Termodinámica.
Expresa con precisión sus ideas.
Autoevaluación
docente
En equipo de cuatro integrantes recuerda los siguientes conceptos y redacta una
definición con tus propias palabras, al final compártelas con el grupo (lluvia de ideas).
Sistema
Presión
Temperatura
Volumen
Variable intensiva
Variable extensiva
Equilibrio
Energía
Materia
Actividad: 1

71
BLOQUE 3
Desarrollo
Sistemas termodinámicos.
La termodinámica es el campo de la física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los
sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos. Los principios de la termodinámica tienen una
importancia fundamental para todas las ramas de la ciencia y la ingeniería.
Un concepto esencial de la termodinámica son los sistema termodinámico que se define como cualquier cantidad de
material, cualquier objeto, cualquier parte del universo que aislamos (mentalmente) de todo lo demás y que sea lo
suficientemente grande para poder medir en él magnitudes macroscópicas tales como presión, temperatura, energía
interna, volumen y no tendremos en cuenta la estructura detallada de la materia que lo forma (estructura atómica o
molecular); la superficie que encierra a un sistema puede ser real, como por ejemplo un gas encerrado en un
recipiente, una gota de agua imaginaria o una porción de líquido dentro de un recipiente.
Entorno o alrededores del sistema.
Representa todo lo que se encuentra fuera del sistema, y que puede intercambiar
materia y energía con él. Ejemplo si se quiere conocer la potencia necesaria para
hacer funcionar un refrigerador, en este caso, el entorno del sistema sería la
superficie externa del refrigerador, todo lo del interior de esta superficie sería el
sistema, por otra parte, si sólo se ocupa del funcionamiento del compresor, dentro
del refrigerador, el compresor mismo es el sistema. Otro ejemplo seria la célula
que representa un sistema y sus alrededores serían los líquidos que rodean a la
membrana celular.
Los sistemas termodinámicos pueden tener intercambios de materia y energía (calor y trabajo) desde ellos hacia el
medio exterior (o medio ambiente) y a la inversa, en base a esto los podemos clasificar como:
1. Sistemas aislados. Son aquellos que permanecen completamente inalterados ante los
cambios de sus alrededores. No existe intercambio con el exterior ni de materia ni de
energía, por lo que el sistema se encuentra térmicamente aislado, de modo que el flujo de
calor sea nulo y que además no realice ni reciba trabajo. Obviamente el concepto de
aislamiento es una idealización ya que es imposible separar completamente un sistema de su
entorno inmediato. Un ejemplo serían los termos, que se asemejan a este tipo de
sistema.
2. Sistemas cerrados. Son aquellos en los que no existe intercambio de materia con el
exterior pero sí energía (puede intercambiar con el exterior flujo de calor y además
puede realizar o recibir trabajo). Esto no excluye la posibilidad de un cambio de
composición interno como consecuencia de una reacción química. Ejemplo una lata de
atún, de verduras o de otro alimento en los cuales sólo se presenta un intercambio
de energía, al calentarse o enfriarse la lata, pero no existe cambio de materia.
3. Sistemas abiertos. Son aquéllos que pueden intercambiar, con sus alrededores, tanto
energía como materia. Ejemplo: como el motor de un automóvil, que intercambia
materia al inyectar gasolina y energía en forma de calor.

72
Estado del Sistema.
Es el conjunto de valores de todas las propiedades macroscópicas observables y
medibles que nos definen la configuración del sistema, tales magnitudes se conocen
como coordenadas termodinámicas, variables de estado o funciones de estado,
ejemplo: la presión, la temperatura, volumen, densidad, la energía interna, entre otras.
Estas variables son las mismas para todo el sistema. Tienen un valor único para cada
estado del sistema en la que su variación sólo depende de las condiciones iniciales y
final y de la manera en que se llevó a cabo dicho cambio.
Las variables de estado pueden ser Intensivas o extensivas.
Variables intensivas de un sistema son aquellas que su valor no depende de la masa ni del volumen (En realidad del
número de partículas que lo forman), ejemplo: Presión, temperatura, densidad.
Variables extensivas son aquellas que su valor depende de las dimensiones del sistema y
con frecuencia son proporcionales a la cantidad de sustancia, ejemplo: volumen, masa,
peso, longitud, entre otros.
Los sistemas termodinámicos alcanzan estados de equilibrio termodinámico, donde las
variables de estado permanecen fijas mientras no se modifiquen las condiciones
impuestas al sistema.
En equipo y basándose en el tema de sistemas termodinámicos, responde las
siguientes cuestiones.
1. Clasifica cada propiedad como extensiva o intensiva:
a) Energía ____________ e) Viscosidad ___________
b) Presión ____________ f) Temperatura ___________
c) Densidad ____________ g) Índice de refracción ___________
d) Longitud ____________ h) Volumen ___________
2. Identifica los siguientes sistemas e indica si son abiertos, cerrados o aislados:
a) Café en un termo de alta calidad_______________
b) Gasolina en el depósito de un coche en marcha______________
c) Mercurio en un termómetro_______________
d) Una planta en un invernadero______________
Actividad: 2

73
BLOQUE 3
Evaluación
Saberes
Reconoce los diferentes
propiedades sistemas y
termodinámicos.
Diferencia los estados del sistema
y los sistemas termodinámicos.
Muestra interés en la realización
del ejercicio.
Autoevaluación
docente
3. Clasifica los siguientes sistemas en: abierto, cerrado o aislado y justifica tu respuesta.
a) Una célula
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
b) Un huevo de gallina _____________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
c) Una cápsula espacial ____________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
d) El universo _____________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
4. Menciona las propiedades de estado que describen un sistema.
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________

74
Proceso Termodinámico.
Son las transformaciones que sufre un sistema de un estado de equilibrio inicial a uno final, en el que las variables de
estado sufren un cambio al paso de un estado a otro, como producto de una interacción del sistema con su medio y
con otro sistema. Los procesos más importantes son:
Proceso adiabático
Cualquier proceso físico en el que magnitudes como la presión o el volumen se modifican sin una transferencia
significativa de energía calorífica hacia el entorno o desde éste: Q = 0. Esta situación se puede presentar cuando el
sistema está extremadamente aislado, o cuando el proceso ocurre tan rápido que el calor no tiene tiempo de fluir
hacia dentro o hacia afuera.
El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurren
debido al cambio en la presión de un gas. Esto puede ser cuantificado usando la ley
de los gases ideales.
Si se cuenta registra en eje vertical (ordenada) la presión del gas y en el eje
horizontal (abscisa) el volumen que ocupa, y se parte del principio de que dicho gas
no recibe ni cede ningún calor exterior al sistema, se obtiene un punto representativo.
Haciendo cambiar progresivamente la presión se logrará una sucesión de puntos, o
sea una curva adiabática característica.
Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático. Los llamados aislantes térmicos a nivel comercial son
excelentes ejemplos de materiales con esta propiedad (paredes adiabáticas), como la madera, el asbesto, entre otros
aislantes.
Un gas, al dilatarse adiabáticamente, se enfría, pues la cantidad de calor que contiene se
reparte en un volumen mayor; por el contrario, la compresión adiabática de dicho gas tiene
por efecto un aumento de su temperatura.
En climatización los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son adiabáticos,
puesto que no hay transferencia de calor, a pesar que se consiga variar la temperatura del aire
y su humedad relativa.
Proceso isocórico
También llamado proceso isométrico o isovolumétrico, termodinámico en el que el volumen
permanece constante; ΔV = 0. No hay trabajo realizando por el sistema.
En un diagrama P-V, un proceso isocórico aparece como una línea
vertical.
Si un gas confinado en un cilindro provisto de un pistón, se calienta y
se impide que se desplace el pistón, por ejemplo, sujetándolo
mediante unos topes, se observan los siguientes cambios:
 El volumen del gas permanecerá constante
 La energía interna del gas aumentará, reflejándose en un incremento similar de la
temperatura.
 La presión del gas se incrementará.
Luego de la primera ley de la termodinámica se tiene que: ∆ U = Q. Esto significa que en este tipo de proceso todo el
calor suministrado a un sistema se usa para aumentar la energía interna del sistema.

75
BLOQUE 3
Proceso Isotérmico
Es un proceso isotérmico, o isotermo en el que la temperatura permanece constante
durante la operación. La energía interna de un gas es función de la temperatura
exclusivamente (∆T=0).
Si sobre un gas idealizado se lleva a cabo un proceso isotérmico, entonces PV=nRT se
convierte en PV= constante. Entonces, el proceso sigue una curva constante como AB
en el diagrama PV, donde el punto A representa, un estado del sistema, es decir, su
presión P y su volumen V en un momento dado.
Una curva isoterma es una línea que sobre un diagrama representa los valores
sucesivos de las diversas variables de un sistema en un proceso isotermo. Las isotermas de un gas ideal en
un diagrama P-V, llamado diagrama de Clapeyron, son hipérbolas equiláteras, cuya ecuación es:
Ejemplo: la fusión del hielo. Mientras el hielo se está licuando su temperatura permanece
constante.
La compresión o expansión de un gas ideal en contacto permanente con un termostato es
un ejemplo de proceso isotermo, y puede llevarse a cabo colocando el gas en contacto
térmico con otro sistema de capacidad calorífica muy grande y a la misma temperatura que
el gas; este otro sistema se conoce como foco caliente. De esta manera, el calor se
transfiere muy lentamente, permitiendo que el gas se expanda realizando trabajo.
Como la energía interna de un gas ideal sólo depende de la temperatura y ésta permanece
constante en la expansión isoterma, el calor tomado del foco es igual al trabajo realizado
por el gas: Q = W.
Proceso isobárico
Un proceso isobárico es un proceso termodinámico que ocurre a presión constante. En él, el calor transferido a
presión constante está relacionado con el resto de variables mediante:
Q=U+P*V
Dónde: Q = Calor transferido; U = Energía Interna; P= Presión y V = Volumen.
En un diagrama P-V, un proceso isobárico aparece como una línea horizontal.
Un ejemplo de un proceso isobárico es la ebullición del agua en un
recipiente abierto. Como el contenedor está abierto, el proceso se efectúa
a presión atmosférica constante. En el punto de ebullición, la temperatura
del agua no aumenta con la adición de calor, en lugar de esto, hay un
cambio de fase de agua a vapor.
El calor producido o absorbido cuando un sistema termodinámico
experimenta un proceso isobárico es igual a la variación de entalpía del
proceso.

76
oooo
Evaluación
Actividad: 3 Producto: Cuadro comparativo. Puntaje:
Saberes
Clasifica y describe los
procesaos termodinámicos.
Compara los procesos
termodinámicos de acuerdo a la
relación de sus variables.
Emprende la actividad con
entusiasmo.
Autoevaluación
docente
Realiza un cuadro comparativo donde se relacionen los procesos termodinámicos antes
mencionados, indicando la variable que permanece constante, la gráfica representativa
del proceso y un ejemplo cotidiano del mismo.
Actividad: 3

77
BLOQUE 3
Cierre
Evaluación
Actividad: 4 Producto: Mapa conceptual. Puntaje:
Saberes
Ordena y relaciona los diferentes
conceptos termodinámicos.
Organiza o integra conceptos en
base a los conocimientos
adquiridos.
Se muestra responsable en el
trabajo de equipo.
Autoevaluación
docente
En binas, elabora un mapa conceptual con los siguientes conceptos, y discútelo frente
al grupo.
Conceptos:
Sistema termodinámico, sistema cerrado, sistema abierto, sistema aislado, energía, materia, proceso adiabático,
proceso isocórico, proceso isotérmico, proceso isobárico, Presión, volumen, calor igual a 0, variables extensivas,
variables intensivas, volumen constante, presión constante y temperatura constante
Actividad: 4

78
Aplica las leyes de la termodinámica a procesos
industriales, biológicos y ambientales.
Inicio
Evaluación
Saberes
Reconoce sus conocimientos
previos, sobre las leyes de la
termodinámica.
Aplica sus conocimientos
adquiridos en las asignaturas de
Física.
Asume la importancia de sus
conocimientos previos.
Autoevaluación
docente
En equipo resuelve los siguientes cuestionamientos.
1. ¿Cuál es la diferencia entre entropía y entalpía?
2. Enuncia la primera ley de la termodinámica.
3. ¿Cuál es la diferencia entre calor y temperatura?
4. ¿Cuáles son las condiciones estándar de presión y temperatura?
5. ¿Cómo se puede medir el calor?
Actividad: 1

79
BLOQUE 3
Desarrollo
Primera ley de la termodinámica.
Tratándose de formas de energía, es bueno recordar que existe una ley universal, llamada: Ley de la conservción de la
energía, la cual desde el punto de vista de la termodinámica se ha llamado:
Primera ley de la termodinámica. Establece que: “la energía no puede crearse ni destruirse, sólo puede transformarse
de una forma a otra”.
Ejemplo: una planta generadora de electricidad a base de carbón, al producirse la
combustión, la totalidad de la energía química del carbón se convierte en otras formas
de energía: energía eléctrica en el nivel de producción deseado que se envía por la red
de suministro, energía calorífica como calor residual que se elimina mediante
refrigeración por agua o calor que se libera en la atmósfera y energía química en los
residuos, como la ceniza, la energía eléctrica enviada se transforma, a su vez, en trabajo
o calor en hogares y fábricas, como se puede ver la energía del carbón de conserva,
este ejemplo nos permite determinar que la energía puede transformarse de una forma a
otra y transferirse entre sitemas.
Para sistemas cerrado la energía se puede transferir entre un sistema y su entorno en
forma de trabajo y calor, En general la energía se puede convertir de una forma a otra, y
se puede tranferir de una parte del universo a otra.
El trabajo es una forma de transferir energía. Según esto, el término trabajo no se refiere a lo que está haciendo
transferido entre sistemas o a lo que es almacenado dentro de los sistemas. La energía se transfiere y almacena
cuando se realiza trabajo.
Energía interna.
Utilizando la primera ley de la termodinámica se analizan los cambios de energía de los sistemas químicos. Para ello,
debemos considerar todas las fuentes de energía cinética y potencial del sistema. La energía interna de un sistema es
la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de todas sus partes componentes. Para la siguiente reacción:

80
La energía interna incluye no sólo los movimientos e interacciones de las moléculas de H2 y O2 en el espacio, sus
rotaciones y vibraciones internas, sino también las energías del núcleo de cada átomo y electrones que las
constituyen.
Representamos la energía interna con el símbolo U, en general, no
conocemos el valor numérico real de U, lo que sí podemos llegar a conocer
es ∆U (léase “delta U), el cambio de U que acompañan a un cambio en el
sistema.
Imaginemos que en un principio tenemos un sistema con una energía interna
inicial Uinicial. Luego, el sitema sufre un cambio, en el cual podría efectuarse
trabajo o transferirse calor. Después del cambio la energía interna, ∆U, será
la diferencia entre Ufinal y Uinicial:
Si ∆U es positivo cuando Ufinal > Uinicial, indica que el sistema ganó energía de su entorno.
Si ∆U es negativo cuando Ufinal< Uinicial indica que el sistema perdió energía a su entorno.
En una reacción química, el estado inicial del sistema se refiere a los reactivos y el estado final se refiere a los
productos. Cuando el hidrógeno y el oxígeno forman agua, el sistema pierde energía al entorno en forma de calor; por
lo tanto, el contenido de energía de los productos es menor que el de los reactivos, y ∆U para el proceso es negativo.
El sistema pierde energía (∆U<0) cuando H2 y O2 se convierten en H2O.
El sistema gana energía (∆U >0) cuando H2O se descompone en H2 y O2.
Cualquier sistema puede intercambiar energía con su entorno como calor o como trabajo.
Podemos utilizar estas ideas para escribir una expresión algebraica muy útil de la primera ley de
la termodinámica. Cuando un sistema sufre cualquier cambio químico o físico, el cambio que
acompaña en su energía interna, ∆U, está dado por el calor agregado al sistema o que se
desprende de él, Q, más el trabajo realizado sobre el sistema o por él, W:
Cuando se añade calor a un sistema o se efectúa trabajo sobre él, aumenta su energía interna. Por tanto, cuando se
transfiere calor del entorno al sistema, Q tiene un valor positivo, de forma análoga, cuando el entorno efectúa trabajo
sobre el sistema, W tiene un valor positivo.
Por otro lado, tanto el calor perdido por el sistema al entorno, como el trabajo efectuado por el sistema sobre su
entorno tienen valores negativos, es decir, reducen la energía interna del sistema.

81
BLOQUE 3
En base a esto tenemos que:
Q > 0: se transfiere calor del entorno al sistema (aumenta U).
Q < 0: se transfiere calor del sistema al entorno (reduce U).
W > 0: el entorno efectúa trabajo sobre el sistema (aumenta U).
W < 0: el sistema efectúa trabajo sobre el entorno (reduce U).
Ejemplo:
Calcular el cambio de energía interna del sistema en un proceso en el que éste absorbe 170 Joules (J) de calor del
entorno y realiza 82 J de trabajo sobre el entorno.
Como el sistema es el que absorbe el calor del entorno entonces éste será positivo +170 J, mientras que en relación
al trabajo el signo será negativo porque el sistema lo efectúa, entonces será –82J.
Aplicando la fórmula de energía interna tendremos:
∆U = +170 J + (– 82 J) = 88 J
∆U = 88 J
Reacciones exotérmica y endotérmica.
Reacciones endotérmicas. Son aquellas reacciones químicas que al efectuarse absorben
calor. (Endo-es un prefijo que significa adentro).
Ejemplo de un proceso endotérmico es: la fusión del hielo, fluye calor hacia adentro del
sistema desde su entorno. Si nosotros, como parte del entorno, tocamos el recipiente
donde se está derritiendo el hielo, sentimos que está frío porque hay transferencia de calor
de nuestra mano al recipiente.
Reacciones exotérmicas. Son aquellas reacciónes químicas que desprenden calor al
momento de efectuarse. (Exo-es un prefijo que significa afuera).
Ejemplo de un proceso exotérmico, sería la combustión de la gasolina, fluye calor hacia
afuera del sistema, hacia el entorno.

82
Evaluación
Saberes
Interpreta si el sistema gana o
pierde energía.
Calcula el cambio de energía
interna de un sistema.
Es cuidadoso en la resolución de
problemas.
Autoevaluación
docente
Resuelve en equipo los siguientes cálculos sobre energía interna.
1. Calcula la ∆U de un sistema y determina si el proceso es exotérmico o endotérmico si se
liberan 3500 J y se realizan 450 J de trabajo sobre el entorno.
2. Se suministran 6000 calorías a un sistema y en seguida se comprime, realizándose para ello un trabajo de
15000 J. Calcula la energía interna del sistema y señala si es un proceso exotérmico o endotérmico.
3. Un sistema termodinámico cede una cantidad de calor de 3000 J, realizándose un trabajo contra el sistema
de 5000 J. ¿Cuál será l variación de la energía interna del sistema?
4. Calcula la variación de la energía interna en un sistema si pierde 120 cal y al mismo tiempo realiza un trabajo
sobre él de 70 J.
5. Un motor de automóvil realiza 520 KJ de trabajo y pierde 220 KJ de energía como calor ¿Cuál es el cambio
en la energía interna del motor? Considere el motor, el combustible y la emanación de gases como un
sistema cerrado.
6. Cuando se suministra una cantidad de calor de 4600 J a un sistema termodinámico, su energía interna se
incrementa en 1700 J. Determina si el sistema realiza un trabajo o no, calcula el valor del trabajo realizado
por o sobre el sistema.
Actividad: 2

83
BLOQUE 3
Entalpía.
La entalpía proviene del griego enthalpein, que significa “calentar”. Representa el flujo de calor en los cambios
químicos que se efectúan a presión constante cuando no se efectúa más trabajo que el trabajo presión-volumen.
La entalpía, H, es igual a la energía interna (U), más el producto de la presión (P) y el volumen (V) del sistema:
La entalpía es una función de estado porque la energía interna, la presión y el volumen son funciones de estado.
Supongamos que se efectúa un cambio a presión constante.
Entonces:
El cambio de entalpía, está dado por el cambio de energía interna más el producto de la presión constante y el
cambio de volumen. El trabajo de expansión de un gas está dado por W = -P∆V, entonces se sustituye –W por P∆V
en la ecuación anterior, y ∆U por Q + W y obtenemos para ∆H lo siguiente:
∆H = ∆U + P ∆V
∆H = Q + W – W= Q
Así pues, el cambio de entalpía es igual al calor ganado o perdido a presión constante.
Entonces:
 Si ∆H es positivo (+), el sistema habrá ganado calor del entorno. (Proceso endotérmico).
 Sí ∆H es negativo ( - ), el sistema habrá liberado calor al entorno. (Proceso exotérmico).
Entalpía de reacción.
Dado que H es una función de estado, ∆H depende sólo de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se
efectúa el cambio, el cambio de entalpía para una reacción química está dado por la entalpía de los productos menos
la de los reactivos:
El cambio de entalpía que acompaña a una reacción se denomina entalpía de reacción o simplemente calor de
reacción (∆Hr), donde (r) es una abreviatura usada comúnmente para reacción.
El valor de ∆Hr se puede determinar experimentalmente midiendo el flujo de calor que acompaña a una reacción a
presión constante.

84
Al fluir calor hacia dentro o hacia afuera de un sistema, cambia la temperatura de la
sustancia, por lo que se puede determinar el flujo de calor asociado a la reacción
química midiendo el cambio de temperatura que se produce, el medir el flujo de
calor se llama calorimetría, y el aparato para medir el flujo de calor se conoce como
calorímetro.
Los objetos pueden emitir o absorber calor, ejemplo: el carbón al rojo vivo emite
calor en forma de energía radiante, una compresa de hielo absorbe calor cuando
se coloca e tobillo inflamado.
La emisión o absorción de calor hace que los objetos cambien de temperatura y
éste está determinado por su capacidad calorífica la cual para un objeto, es la
cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura un grado Kelvin (°K) o un
grado centígrado (°C).
Cuanto mayor es la capacidad calorífica de un cuerpo, más calor se necesita para
producir la elevación de temperatura dada.
El intercambio de energía o flujo de calor se puede calcular con la siguiente fórmula:
Donde, Q = a la cantidad específica de calor; m= es una masa conocida en gramos;
C= calor específico (en tablas) y ∆T= cambio de temperatura.
Ejemplo: 100 mililitros de H2O incrementan su temperatura de 15°C a 85 °C. Encuentre la cantidad de calor que se
aplica (CH2O= 1 cal/gr·°C).
Considerando que un mililitro equivale a un gramo de agua, tenemos los siguientes datos:

85
BLOQUE 3
Evaluación
Actividad: 3 Producto: Experimento. Puntaje:
Saberes
Identifica el flujo de calor en
diferentes sustancias.
Realiza actividad experimental, en
base al conocimiento de
calorimetría.
Es cuidadoso en el desarrollo
experimental.
Autoevaluación
docente
En equipo construye un calorímetro, y diseña un procedimiento experimental, aplicando
el método científico, donde se utilice el calorímetro para medir algunos intercambios de
energía sencillos.
Entrega reporte por escrito a tu profesor.
Actividad: 3

86
Entalpía de formación.
Se pueden calcular los cambios de entalpía de una gran cantidad de reacciones a partir de los valores de ∆H
tabulados. Al cambio de entalpía asociado a la formación de un compuesto a partir de los elementos que lo
constituyen se conoce como entalpía de formación o calor de formación y se designa como ∆Hf, donde el subíndice
(f) indica que la sustancia se formó a partir de sus elementos.
La magnitud de cualquier cambio de entalpía depende de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas,
líquido, o sólido) de los reactivos y productos.
En el estado estándar es en el que se tabulan la mayor parte de las entalpías. El estado estándar de una sustancia es
su forma pura a presión atmosférica (1atm) y a una temperatura de 298 °K (25°C).
La entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos
están en su estado estándar ∆H°, donde el superíndice (°) indica condiciones de estado estándar.
La entalpía estándar de formación de un compuesto (∆H°f), es el cambio de
entalpía de la reacción que forma 1 mol del compuesto a partir de sus
elementos, con todas las sustancias en su estado estándar, las entalpias de
formación se expresan en unidades de KJ/ mol de sustancia, si su signo es
negativo representa una reacción exotérmica y significa que el compuesto
formado tiene menos entalpía que los elementos que lo formaron, mientras
más negativa, o sea, menor sea su entalpía de formación, el compuesto es
termodinámicamente más estable.
En este sentido los compuestos con entalpías de formación positivas, son resultado de reacciones endotérmicas y
son termodinámicamente inestables, por ejemplo está el caso del fulminato de mercurio, Hg(OCN)2 con ∆Hf =
+268KJ por lo que cuando se descompone 1 mol, libera su energía a manera explosivo y por ello se le usa para
hacer cápsulas detonadoras.
Para medir los cambios de entalpía de una reacción empleamos la siguiente ecuación:
El símbolo significa “la suma de”, n y m son los coeficientes estequiométricos de la reacción.
Ejemplo: Obtener la entalpía estándar de reacción para la combustión del benceno.

87
BLOQUE 3
Consultar las entalpias de formación estándar para cada sustancia en la tabla de ∆H°f :
∆H°f C6H6 (l)= +48.98 KJ/mol; ∆H°f O2(g)= 0 KJ/mol; ∆H°f CO2 (g))= - 393.51 KJ/mol; ∆H°f H2O(l)= - 285.83 KJ/mol
Sustituyendo en la fórmula:
∆H°r = [12 CO2 (g) + 6 H2O(l) ] - [2 C6H6 (l) + 15 O2 (g) ]
∆H°r = [12 (- 393.51 KJ/mol) + 6 (- 285.83 KJ/mol) ] - [ 2 (+48.98 KJ/mol) + 15 (0 KJ/mol) ]
Resultado: ∆H°r = -6535 KJ/mol
Como el cambio de entalpía es negativo, tenemos una reacción que libera energía, reacción exotérmica.

88
Evaluación
Actividad: 4
problemas.
Puntaje:
Saberes
Defina entalpia de reacción.
Determina el cambio de
entalpia de una reacción e
indica si es exotérmica o
endotérmica.
Es cuidadoso en la resolución de
problemas.
Autoevaluación
docente
En equipo de cuatro integrantes y considerando los datos consultados en la tabla de
entalpías de formación, realiza los cálculos correspondientes.
1. Los aminoácidos son los ladrillos de las moléculas de proteínas, que son moléculas similares a cadenas
largas. En el interior del organismo se oxidan a urea, dióxido de carbono y agua líquida. Esta reacción, ¿es
una fuente de calor para el cuerpo? Determina la entalpía de reacción estándar para la oxidación del
aminoácido más simple, la glicina (NH2CH2COOH), un sólido, a urea sólida (H2NCONH2), gas dióxido de
carbono y agua líquida. Informe el cambio de entalpía como entalpía por mol de moléculas de glicina.
2. Utiliza la información de la tabla de entalpias, para calcular la entalpía de formación del propano, un gas
utilizado con frecuencia para las estufas de campamento y las barbacoas al aire libre.
3. En la producción de gas de agua (mezcla de CO y H2 ), se pasa vapor de agua a través de coque a
elevadas temperatura, es un combustible industrial económico, produciéndose la siguiente reacción:
a) ¿Cuál es la entalpía estándar de esta reacción? Indicar si la reacción es exotérmica o endotérmica.
Datos termodinámicos a 298 °K: ∆H°f C(s)= 0 KJ/mol; ∆H°f H2O(g)= - 241.6 Kj/mol; ∆H°f CO2 =- 393.7 KJ/mol;
∆H°f CO =- 110.5 KJ/mol; ∆H°f H2O =- 258.8 KJ/mol; ∆H°f H2 = 0 KJ/mol;
Actividad: 4

89
BLOQUE 3
Ley de Hess.
El cambio de entalpía, asociado a cualquier proceso químico depende sólo de la cantidad de materia que sufre el
cambio y de la naturaleza del estado inicial de los reactivos y el estado final de los productos. Esto implica que, si
cierta reacción se puede efectuar en un paso o en una serie de pasos, la suma de los cambios de entalpía asociados
a los pasos individuales debe ser igual al cambio de entalpía asociado al proceso de un solo paso.
Ejemplo: la combustión de metano gaseoso (CH4), para formar dióxido de carbono (CO2) y agua líquida (H2O),
proceso que se dá en dos pasos.
La ecuación neta es:
Ley de Hess.
La ley de Hess propuesta por Germain Hess, químico suizo, establece que: “si una reacción se realiza en una serie de
etapas, el ∆H para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de las reacciones individuales”.
Por la ley de Hess, podemos escribir el cambio de entalpía estándar para la reacción
global, como la suma de los cambios de entalpía para los procesos de las ecuaciones.
Siendo la entalpía una función de estado, depende sólo de las sustancias iniciales y
finales, mas no de los pasos intermedios o el camino de las reacciones. Esto es
importante pues se pueden calcular entalpías de reacciones que no pueden medirse de
manera directa.
El diagrama muestra que la obtención de productos de una reacción química puede llevar cuatro caminos diferentes
en los que se presentan distintos niveles de energía representados por sus entalpías (Ley de Hess).

90
Ejemplo 1. Aplicando la Ley de Hess, obtener la entalpía de la siguiente ecuación química:
A partir de las siguientes entalpías de reacción:
Procedimiento:
1. La ecuación (1) contiene HF del lado de los productos, al igual que la ecuación original, por lo que no se tiene que
invertir la ecuación, pero si HF estuviera en los reactivos, en la ecuación (1) la ecuación se tendría que invertir. La
diferencia está en el número de moles de H, por lo que se debe multiplicar ésta ecuación por dos para igualar
este número en relación con la ecuación original.
2. En la ecuación (2) el CF4 se encuentra del lado de los productos al igual que en la original, por lo tanto no es
necesario invertirla, sólo se debe multiplicar por 2 para igualar el número de moles con la ecuación original.
3. La ecuación (3) tendríamos que invertirla, para que el C2 H4 quede como reactivo, como la ecuación original.
Es importante aclarar que al multiplicar una ecuación también se afecta el valor de ∆H y cuando se invierte la
ecuación, también se invierte el signo del valor de ∆H.
Entonces tendremos:
Ejemplo 2. Utiliza las siguientes entalpías de reacción para calcular la entalpía de formación del monóxido de
nitrógeno (NO):
Ecuación original:

91
BLOQUE 3
Procedimiento:
1. La ecuación (1) contiene el NO del lado de los productos, al igual que la ecuación original, con la diferencia de
dos moles, por eso debemos dividir la ecuación (1) entre dos, incluyendo el valor de ∆H.
2. La ecuación (2) se invierte, para que el N2 quede como reactivo, igual que la ecuación original, además es
necesario que se divida entre dos, para igualar el número de moles.
Evaluación
Actividad: 5 Producto: Cálculos. Puntaje:
Saberes
Comprende la ley de Hess.
Resuelve ejercicios aplicando la ley
de Hess.
Valora el trabajo en equipo.
Autoevaluación
docente
En equipo, resuelve los siguientes ejercicios.
1. Una reacción importante que tiene lugar en la atmósfera es:
Que se realiza por acción de la luz solar. ¿Cuánta energía debe proporcionar el sol para que se produzca?
Calcule la entalpía estándar de reacción a partir de la siguiente información:
2. La gasolina, que contiene octano, puede quemarse a monóxido de carbono si se restringe al aporte de aire.
Determine la entalpía de reacción estándar para la combustión incompleta de octano líquido en el aire al gas
monóxido de carbono y agua líquida:
A partir de las entalpías de reacción estándar para las combustiones de octano y monóxido de carbono:
Actividad: 5

92
Segunda ley de la termodinámica.
La primera ley nos dice que la energía se conserva. Sin embargo, podemos imaginar muchos procesos en que se
conserva la energía, pero que realmente no ocurren en la naturaleza. En ésta hay procesos que suceden, pero cuyos
procesos inversos no. Para explicar esta falta de reversibilidad se formuló la segunda ley de la termodinámica, que
tiene dos enunciados equivalentes:
Enunciado de Kelvin - Planck: Es imposible construir una máquina térmica que, operando en un ciclo, no produzca
otro efecto que la absorción de energía desde un depósito y la realización de una cantidad igual de trabajo.
Enunciado de Clausius: No es posible para una máquina cíclica llevar continuamente calor de un cuerpo a otro que
esté a temperatura más alta, sin que al mismo tiempo se produzca otro efecto (de compensación).
La segunda ley nos dice que muchos procesos son irreversibles. Por ejemplo:
algunas reacciones químicas sólo se realizan de forma directa, y no a la inversa,
como el gas butano que forma dióxido de carbono y agua, pero estos no pueden
volver a reaccionar para formar de nuevo gas butano, también cuando agregamos
una gota de tinta al agua, ésta no puede ser recuperada de la misma forma como
se agregó.
Muchos fenómenos cotidianos ocurren de forma natural, realizando un cambio
espontáneo, que tiende a ocurrir sin necesidad de ser impulsado por una
influencia externa. Nosotros podemos observar que al poner dos cuerpos en
contacto, de diferente temperatura, el más caliente transfiere su calor al más frio
hasta llegar a un equilibrio térmico y nunca sucede que el cuerpo frío transfiera
calor al más caliente. Por lo que podemos deducir que los procesos espontáneos
son irreversibles por naturaleza.
Entropía.
El carácter de irreversibilidad se define con una magnitud llamada entropía S, cuyo principio es que la energía y la
materia tienden a estar más en desorden, de ahí que sea una magnitud cuantitativa del desorden de un sistema. Este
desorden se ve manifestado a nivel molecular de la materia, donde a mayor desorden molecular se obtienen
mayores entropías y ésta es la razón por la que se observa una expansión espontánea de un gas y no una
comprensión espontánea. Por ejemplo: cuando se abre una llave de gas, éste ocupa los dos recipientes y no existe
la probabilidad de que regrese espontáneamente al recipiente inicial.
En el estado gaseoso se puede observar una entropía más elevada, porque se presenta un desorden mayor entre las
moléculas del mismo, ya que éstas se encuentran más dispersas distribuidas al azar, en el estado líquido se tiene
una entropía intermedia; mientras que en el estado sólido la entropía será menor porque sus moléculas guardan un
orden reticular.

93
BLOQUE 3
Como podemos observar: los gases presentan una mayor entropía que los líquidos, y estos, mayores que los gases;
una conclusión importante es que la entropía puede aumentar de dos maneras: al calentar un sistema y al aumentar
los espacios donde se pueden mover o difundir las moléculas.
La entropía es una magnitud extensiva, ya que depende de la cantidad de masa, y es una función de estado, ya que
depende de los estados: inicial y final del sistema, y no de su trayectoria seguida en el proceso.
Entropía estándar (S°)
Es la entropía que presenta una sustancia a condición estándar (1 atm de presión y 25°C o 298 °K de temperatura),
sus unidades son Joule por Kelvin (J/K), por un mol de sustancia.
Ya que el universo está constituido por el sistema y sus alrededores, tenemos que:
∆S (univ.) > 0 proceso espontáneo
∆S (univ) = 0 proceso en equilibrio
∆S (univ) < 0 proceso no espontáneo
En base a lo anterior, podemos establecer un nuevo enunciado para la segunda ley de la termodinámica: “La entropía
del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en procesos que se encuentran en
equilibrio”.
Ejemplo: al congelar agua en un sistema, su cambio de entalpía es de -6KJ, lo que quiere decir que 6KJ son
transferidos al entorno, provocando movimiento térmico; el signo cambia debido a que esa cantidad sale del sistema
y entra al entorno, siendo el desorden S (entropía) del entorno proporcional al calor transferido por el sistema a
presión y temperatura constante.
Si nos enfocamos en los cambios que se producen en una reacción química, tendremos que la entropía estándar de
reacción (∆S°reacción) será:
Dónde: ΔS° reac = Cambio de entropía de una reacción; = Sumatoria;
n = número de moles, representado por los coeficientes estequiométricos de la reacción.
 Un aumento del número de moles de un gas da como resultado una entropía positiva (+ S).
 Un consumo de moles de gas da como resultado una entropía negativa (- S).

94
Para conocer la entropía estándar de reacción, es necesario consultar la tabla de entropías estándar para varias
sustancias.

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Ejemplo1. Calcula la entropía estándar de reacción para la siguiente reacción química:
Al pasar de un líquido a gas aumenta el desorden, éste se comprueba aplicando la fórmula de entropía de reacción y
consultar la tabla de los valores de entropía.
S° (C2H5OH (l)) = 160.7 J/K
S° (C2H5OH (g)) = 282.7 J/K.
Sustituyendo en la fórmula, tenemos:
ΔS° reac = [1 (C2H5OH (g))] - [1(C2H5OH (l))]
ΔS° reac = [1 (287.7 J/K)] - [1(160.7 J/K)]
ΔS° reac = + 122 J/K
El resultado obtenido, nos indica que el sistema mantiene un desorden determinado, es un proceso espontáneo.
Ejemplo 2. Calcula el cambio de entropía estándar para la siguiente reacción:
Los valores de entropía (S), para las sustancias que intervienen en la reacción son:
S° (NO (g)) = 210.8 J/K
S° (O2 (g)) = 205.1 J/K
S° (NO2 (g)) = 240 J/K
Sustituyendo en la fórmula, tenemos:
ΔS° reac = [2 (NO2 (g))] - [2 (NO (g)) + (O2 (g))]
ΔS° reac = [2 (240 J/K)] - [2(210.8 J/K) + (205.1 J/K)]
ΔS° reac = - 146.7 J/K
El resultado muestra una disminución en el desorden del sistema, lo que comprueba que una disminución en el
número de moles trae consigo una disminución en la entropía del sistema.

97
BLOQUE 3
Evaluación
Saberes
Reconoce el concepto de
entropía.
Aplica los conocimientos de
entropía estándar.
Muestra una actitud positiva
durante el trabajo en equipo.
Autoevaluación
docente
En equipo de 3 integrantes, y consultando la tabla de entropía, calcula los cambios de
entropía de las siguientes reacciones químicas a 25°C e interpreta el signo y la magnitud
de la entropía de reacción.
a) La síntesis de disulfuro de carbono a partir de gas natural (metano). En la naturaleza el bisulfuro de carbono,
se encuentran en pequeñas cantidades en los gases liberados a la superficie terrestre, como por ejemplo en
las erupciones volcánicas o en el pantano. Varias industrias lo usan como materia prima para fabricar por
ejemplo el rayón, el celofán y el tetracloruro de carbono.
b) La producción de acetileno a partir del carburo de calcio y del agua. Antiguamente, el acetileno se utilizaba
como fuente de iluminación; actualmente se utiliza en equipos de soldadura debido a las elevadas
temperaturas (hasta 3.000 ºC) que alcanzan las mezclas de acetileno y oxígeno en su combustión.
c) La síntesis industrial de urea, un fertilizante común, que proporciona un alto contenido de nitrógeno, el cuál
es esencial en el metabolismo de la planta ya que se relaciona directamente con la cantidad de tallos y
hojas, las cuales absorben la luz para la fotosíntesis. Además el nitrógeno está presente en las vitaminas y
proteínas, y se relaciona con el contenido proteico de los cereales.
Actividad: 6

98
Energía libre de Gibbs.
Para determinar la espontaneidad de una reacción química de manera directa, se emplea, la
energía libre de Gibbs (G), (en honor a J.Willard Gibbs), porque es un potencial
termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da
la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y
temperatura constantes).
La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace
que la entropía del universo aumente, ∆S (universo) >0, así mismo ∆S (universo) está en función de
∆S (sistema) y de ∆S (alrededores). Por lo general sólo importa lo que ocurre en el sistema en
estudio y; por otro lado el cálculo de ∆S (alrededores) puede ser complicado. Por esta razón fue
necesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs que determine el cambio que sufre la energía libre de
un sistema sin importar su trayectoria, de ahí sólo interesa conocer las condiciones iniciales y finales del sistema. Por
lo que el cambio de energía libre de Gibbs de un sistema quedaría representado por:
Al obtener los valores de ∆G, podemos definir qué:
Si ∆G < 0, la reacción es espontánea y se desarrolla hacia la derecha.
Si ∆G > 0, la reacción es no espontánea.
Si ∆G = 0, el sistema está en equilibrio y no presenta un cambio neto.
El valor de ∆G depende de la temperatura, ya que de manera
directa afecta el cambio de entropía T∆S, ya que un aumento en
la temperatura hará que la magnitud de la entropía aumente o
disminuya y, en consecuencia, determine la magnitud y signo
de ∆G.
La entalpía y entropía se manejan en condiciones estándar,
entonces la energía libre de Gibbs, se obtendrá también en
condición estándar, y su fórmula quedará:
Para determinar la ∆G° de una reacción, se consideran los
valores de entalpía y entropía que se encuentran en las tablas a
temperatura estándar.
Ejemplo. Calcula el cambio de la energía libre de Gibbs (∆G°), a temperatura estándar (25°C) y a 300°C de la siguiente
reacción:
Primero se calcula el cambio de entalpía estándar (∆H°) y el cambio de entropía estándar (∆S°) de la reacción
química, consultando los valores de las sustancias que intervienen en la reacción, en las tablas correspondientes.
H°f ( SO3)= -395.77 KJ/mol
H°f ( SO2)= -296.84 KJ/mol = [2(-395.77 KJ/mol)] - [2 (-296.84 KJ/mol) + (0)]
H°f ( O2)= 0 = -197.86 KJ/mol

99
BLOQUE 3
S°(SO3)=256.77 J/K·mol ∆S°r= [2( 256.77 J/K·mol)] - [2 (248.21 J/K·mol) + (205.07J/K·mol)]
S°(SO2)=248.21 J/K·mol ∆S°r= -187.95 J/K
S°(O2)=205.07 J/K·mol
Una vez calculado los valores de entalpía (∆H°r) y los valores de entropía (∆S°r), se calcula la energía libre de Gibbs
(∆G°), a una temperatura de 25°C, sustituyendo los valores en la fórmula, y se aplica un factor de conversión, para
pasar las unidades de ∆G° a KJ, igual que en su entalpía.
∆G° = ∆H° - T∆S°
∆G° = (-197.86 KJ/mol) – (298 °K)(-187.95 J/K)(1KJ/1000 J)
∆G° = -141.85 KJ
Con una temperatura de 300°C tendremos:
∆G° = ∆H° - T∆S°
∆G° = (-197.86 KJ/mol) – (573 °K)(-187.95 J/K)(1KJ/1000 J)
∆G° = - 90.16 KJ
De este resultado podemos deducir que al aumentar la temperatura disminuye la energía libre y se reduce la
espontaneidad de la reacción en mayor medida que si se lograra en condición estándar.
Energía libre estándar de formación
Se puede obtener la energía libre de formación de una reacción química a partir de los datos de energía libre de
formación (∆G°f) a condición estándar que son 25°C y una atmósfera de presión si se trata de gases. Para sólidos y
líquidos hablaremos de sustancias puras y para disoluciones en concentración de 1M. Los elementos en estado
estándar su energía libre de formación es cero (0).
Para determinar ∆G°r se utiliza la siguiente relación:
Donde n y m representan al número de moles equivalentes a los coeficientes estequiométricos de la ecuación. Para
los valores de ∆G°f de las diferentes sustancias se consultan en las tablas.
Ejemplo. Determina la energía libre estándar de formación para la siguiente reacción química:
Valores de ∆G° f de las sustancias participantes, consultados en tablas.
∆G° f (SO3)=-371.04 KJ/mol
∆G° f (SO2) = -300.13 KJ/mol
∆G° f (O2)= 0
Sustituyendo en la fórmula tenemos:
∆G°r = [2 ( -371.04KJ/mol)][2 (-300.13 KJ/mol) + (0)]
∆G°r = -141.82 KJ/mol

100
El valor obtenido de ∆G°r, nos muestra que la reacción es espontánea y se realiza hacia la derecha.
En equipo, resuelve los siguientes problemas y comparen los resultados obtenidos.
1. Un combustible para cohetes sería inútil si su oxidación no fuese espontánea. Aunque los cohetes operan en
condiciones que están lejos de las estándar, una estimación inicial del potencial de un combustible para
cohetes podría evaluar si su oxidación a las temperaturas altas alcanzadas en el coherte es espontánea. Un
químico que explora los combustibles potenciales para el uso en el espacio consideró el empleo del cloruro
de aluminio vaporizado en una reacción para la que la ecuación abreviada es:
Utilizar los datos siguientes para decidir si merece la pena realizar una investigación extensa de este
combustible: ∆G°f (AlCl3 (g))= 467 KJ/mol; ∆G°f (Al2O3 (s))= 1034 KJ/mol; ∆G°f (ClO (g))= +75 KJ/mol; ∆G°f
(O2(g))= 0 KJ/mol.
Actividad: 7

101
BLOQUE 3
Evaluación
Actividad: 7 Producto: Cálculos. Puntaje:
Saberes
Interpreta la energía libre de
Gibbs.
Calcula y analiza los datos
obtenidos.
Valora el compartir conocimiento
con sus compañeros de equipo.
Autoevaluación
docente
2. Calcula el incremento de energía libre estándar para las siguientes reacciones químicas:
a) La obtención del flúor, el cual se utiliza para la elaboración de teflón, para grabar vidrio y para añadirse a
los productos dentífricos para evitar las caries dental, si su reacción química es la siguiente:
b) La obtención de plomo a partir del óxido de plomo y zinc el cual es utilizado mayormente para la
fabricación de baterías para autos.
Datos:
Sustancia NaF(s) NaCl(s) PbO2 (s) ZnO(s)
∆H°f (KJ/mol) - 569 - 411 - 276 - 348
∆S°f (J/K· mol) 58.6 72.4 76.6 43.9

102
Cierre
En equipo de cuatro integrantes resuelve los siguientes problemas.
1. Calcula la variación de la energía interna de un sistema termodinámico que evoluciona desde
un estado A hasta un estado B absorbiendo 900 J de calor si se realiza sobre él un trabajo de
240 J.
2. Calcula la cantidad de calor se requiere par calendar 50 gr de cobre desde 20°C hasta 70°C. El calor
específico del cobre es 0.389 J/gr·°C.
3. Calcular la entalpía estándar de combustión del alcohol etílico (C2 H6 OH) utilizando los valores de las
entalpías de formación de las especies involucradas. Analiza el signo del ∆H obtenido.
Valores de las entalpías de las sustancias reaccionantes:
∆H°f [C2 H6 OH(l)]= -277.65 KJ/mol
∆H°f [O2 (g)]= 0 KJ/mol
∆H°f [CO2 (g)]= -393.7 KJ/mol
∆H°f [3 H2O (l)]= -285.85 KJ/mol
4. Considere la síntesis de propano, C3 H8 un gas utilizado como combustible para campamentos:
Es difícil medir el cambio de entalpía de esta reacción, sin embargo, las entalpías de reacción estándar de la
combustión son fáciles de medir. Se dispone de los siguientes datos experimentales:
Actividad: 8

103
BLOQUE 3
Evaluación
Actividad: 8
problemas.
Puntaje:
Saberes
Identifica los tipos de cálculos
para determinar, la energía
interna, energía libre, la entalpia,
la entropía y la ley de Hess.
Utiliza los diferentes cálculos para
determinar, la energía interna,
energía libre, la entalpia, la entropía
y la ley de Hess.
Resuelve con seguridad los
diferentes problemas que se le
presentan.
Autoevaluación
docente
5. Calcula la entropía de reacción estándar, la entalpía y la energía libre para cada una de la
producción de gas de síntesis, un combustible industrial de bajo grado:
6. La mayoría de los nutrientes alimenticios básicos provienen directamente o indirectamente de las plantas,
siendo éstas, por tanto, la fuente primaria de energía de todo el mundo animal. El ciclo alimenticio depende
de la asimilación por las plantas de dióxido de carbono, agua, minerales y energía solar, y de su posterior
transformación de compuestos orgánicos. La reacción responsable de la transformación de energía radiante
en energía química es la reacción de la fotosíntesis:
Calcula los valores de ∆H°r, ∆S°, ∆G°, a partir de los siguientes datos:
C6 H12 O6 (s) CO2 (g) H2O(l) O2 (g)
∆H°f (Kcal/mol) -304.60 -94.85 -68.32 0.0
S° (cal/mol) 50.70 51.06 16.72 49

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Bibliografía
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