Quimica General

introduccion


Hemos realizado este arduo trabajo de investigación para dar a conocer y concretar una gran parte de conocimientos en cuanto a química general se trata. Daremos a conocer algunas leyes fundamentales de la química como son la de Henry y Raoult donde la ley de Raoult plantea la dependencia entre sí de los componentes, hablaremos también de las soluciones su estequiometria, lostipos de soluciones, las soluciones ideales y no ideales. Entre otros.


















Esquema.

Teoría cinética de los líquidos.
Equilibrio de fases.
Tipos de soluciones.
Estequiometria de las soluciones.
Ley de Henry.
Propiedades coligativas.
Ley de Raout.
Teoría de las soluciones ideales.
Teoría de las soluciones no ideales.
SolubilidadesTeoría Cinética de los líquidos.
Las moléculas se presentan al azar y aumentan las fuerzas de cohesión, son capaces de deslizarse. Los líquidos se difunden en otros para formar mezclas miscibles. Al bajar la energía cinética, baja la temperatura hasta el punto en que se generan sólidos, por las partículas, no se mueven solo vibran.

Interacción Ion – Ion F= kq + q-/d^2 E= kq +q-/d

NaF 993 CaF2 1423 MgO 2800

NaCl 801 Na2S 1180 CaO 2580

NaBr 747 K2S 840 Ba 1923

KCl 707

Propiedades de los líquidos:
La viscosidad: es la resistencia de un líquido a fluir. Se mide con viscosímetros. Las sustancias con puentes de hidrógenos son altamente viscosas; al aumentar superficial aumenta la viscosidad porfuerzas de London a mayor tamaño viscosidad.

Ej.: Pentano C5H12 0.24 cp
Dodecano C12H26 1.35 cp

Tensión superficial: las moléculas de la superficie generan altas atracciones medida de las fuerzas dirigidas hacia el interior que se deben vencer.

Evaporación: paso de las moléculas al estado gaseoso; la energía cinética disminuye hay una reducción de la temperatura. Se presenta un equilibrioliquido-vapor. Las moléculas superan la presión atmosférica y pasan a la fase gaseosa.

Presión de vapor: presión de las moléculas en fase de vapor, predominantes de liquida en un recipiente cerrado, a mayor numero de moléculas mayor energía mayor presión. Los líquidos que se vaporizan fácilmente se llaman volátiles. puentes de hidrógeno reducen la presión de vapor y lo mismo las fuerzas deLondon.



Temperatura 0º C 25ºC 50º C 75º C 100ºC 125ºC
Presión
De
Vapor
(Torr) Agua 4.6 23.8 92.5 300 760 1471
Benceno 27.7 94.4 271 644 360
Metanol 29.7 122 404 1126
Éter Dietileno 18.5 470 1325 2680 4859


Ecuación de Clasius –Clapeyron.

Cuando la temperatura de un liquido cambia de T1 a T2, la presión cambia de P1 a P2 y se relaciona con el calor de vaporización (DHvap)(cantidad de calor que se le suministra a una mol de liquido en el punto de ebullición para pasar a vapor). Se mide en Joules/ºC. Para el agua es 40.7KJ/mol
La ecuación es:

Ln: (p1/p2) = (∆H vap.)/R (1/T1- 1/T2)

Equilibrio de Fases

Para unas condiciones dadas de presión y temperatura, la fase más estable es aquella que presenta un menor potencial químico (energía Gibbs molar).Por tanto, cualquier sustancia tiende espontáneamente a encontrarse en la fase con menor potencial químico.


Equilibrio sólido-líquido:
Para estudiar los equilibrios de fase sólido-líquido, no puede utilizarse la ecuación de Clausius-Clapeyron ya que para obtenerla se han realizado una serie de aproximaciones válidas cuando una de las fases que interviene es gas.
En este caso la variación dela P de equilibrio cuando cambia la T se obtiene directamente a partir de la ecuación de Clapeyron:
Los valores de ΔHfus y de ΔVfus varían a lo largo de la curva de equilibrio sólido-líquido, las funciones de estado H y V son funciones de T y P, y por lo tanto lo son también ΔHfus y de ΔVfus. Sin embargo la elevada pendiente de esta línea en el diagrama P-T implica que a menos que P cambie en...