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Solutions Thermos Dynamic Titulation Molarity, Lecture notes of Chemistry

Universidad Ana G. Méndez (UAGM)Chemistry

Solutions Thermos Dynamic Titulation Molarity Gases

Typology: Lecture notes

2024/2025

Uploaded on 11/26/2025

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bg1
Soluciones y titulaciones
Conceptos básicos
• Solución: mezcla homogénea; soluto (disuelto) + disolvente (medio).
• Concentración (Molaridad, M):
𝑀= !
soluto
"
solucioˊn (L)
.
• Dilución (conserva moles):
𝑀#𝑉#=𝑀$𝑉$
.
Estequiometría en disolución
• Pasos conceptuales: M → moles de soluto → relación molar (ecuación
balanceada) → propiedad buscada (moles/masa/volumen).
• Supuesto: comportamiento ideal de solutos a bajas concentraciones; volúmenes
aditivos de forma aproximada.
Titulaciones (visión teórica)
• Titulación: método volumétrico para determinar cantidad o concentración de un
analito con un titular de concentración conocida.
• Punto de equivalencia: moles de titulante en proporción estequiométrica exacta
con el analito (según la ecuación balanceada).
• Punto final: señal del indicador (cambio de color) que aproxima el punto de
equivalencia.
• Relación general (para 1:1):
𝑀
tit
𝑉
tit
=𝑀
anal
𝑉
anal.
Para relaciones a:b, usar la estequiometría:
𝑎
 
𝑛
anal
=𝑏
 
𝑛
tit.
2) Gases
Unidades y conversiones de presión
• Presión
𝑃=𝐹/𝐴
. Unidades comunes: 1 atm = 760 mmHg = 760 torr ≈
101{,}325 \text{ Pa} = 1{,}01325 \text{ bar} (aprox. 1 atm ≈ 1.01325 bar).
Gas ideal y leyes empíricas
• Ecuación de gas ideal:
𝑃𝑉=𝑛𝑅𝑇
.
Constantes
𝑅
: 0.082057 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ = 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹ = 62.36
L·torr·mol⁻¹·K⁻¹.
• Boyle (T, n ctes):
𝑃∝#
"
⇒
𝑃#𝑉#=𝑃$𝑉$
.
• Charles (P, n ctes):
𝑉∝𝑇
⇒
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%
"="
#
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(T en K).
• Avogadro (P, T ctes):
𝑉∝𝑛
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pf19
pf1a
pf1b
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pf1d

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Soluciones y titulaciones

Conceptos básicos

  • Solución : mezcla homogénea; soluto (disuelto) + disolvente (medio).
  • Concentración (Molaridad, M) : 𝑀 = !soluto "solucioˊ n (L)
  • Dilución (conserva moles): 𝑀#𝑉# = 𝑀$𝑉$.

Estequiometría en disolución

  • Pasos conceptuales: M → moles de soluto → relación molar (ecuación balanceada) → propiedad buscada (moles/masa/volumen).
  • Supuesto: comportamiento ideal de solutos a bajas concentraciones; volúmenes aditivos de forma aproximada.

Titulaciones (visión teórica)

  • Titulación : método volumétrico para determinar cantidad o concentración de un analito con un titular de concentración conocida.
  • Punto de equivalencia : moles de titulante en proporción estequiométrica exacta con el analito (según la ecuación balanceada).
  • Punto final : señal del indicador (cambio de color) que aproxima el punto de equivalencia.
  • Relación general (para 1:1): 𝑀tit𝑉tit = 𝑀anal𝑉anal. Para relaciones a:b, usar la estequiometría : 𝑎 𝑛anal = 𝑏 𝑛tit.

2) Gases

Unidades y conversiones de presión

  • Presión 𝑃 = 𝐹/𝐴. Unidades comunes: 1 atm = 760 mmHg = 760 torr ≈ 101{,}325 \text{ Pa} = 1{,}01325 \text{ bar} (aprox. 1 atm ≈ 1.01325 bar).

Gas ideal y leyes empíricas

  • Ecuación de gas ideal : 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇. Constantes 𝑅: 0.082057 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ = 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹ = 62. L·torr·mol⁻¹·K⁻¹.
  • Boyle (T, n ctes) : 𝑃 ∝

"

  • Charles (P, n ctes) : 𝑉 ∝ 𝑇 ⇒ "" %"

"# %# (T en K).

  • Avogadro (P, T ctes) : 𝑉 ∝ 𝑛 ⇒ "" !"

"# !#

  • Ecuación combinada (n cte): &""" %"

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Condiciones estándar y usos

  • STP (IUPAC clásica en Tro) : 1 atm y 273.15 K. Volumen molar ideal : ≈ 22. 414 L\cdotpmol '# a STP. Útil para convertir entre moles y volumen de gas.

Densidad y masa molar de un gas

  • A partir de 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 y 𝑛 = ( )

Densidad 𝜌 = ( "

&) % ⇒ Masa molar 𝑀 = +% &

Estequiometría con gases

  • Convertir cantidades de un reactivo a moles (o usar 𝑉↔𝑛 vía 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 o volumen molar a STP), aplicar la relación molar , y volver a V si procede.

Ley de Dalton (presiones parciales)

  • Mezclas ideales : 𝑃total = ∑ (^) , 𝑃,con 𝑃, = 𝑥, 𝑃total, donde 𝑥, = !$ ∑!
  • En recolección sobre agua: 𝑃gas = 𝑃total − 𝑃vapor de agua.

Teoría cinético-molecular (TKM)

  • Gas = partículas puntuales con colisiones elásticas ; no hay fuerzas atractivas significativas; volumen propio despreciable ; energía cinética media ∝ 𝑇 absoluta.
  • Explica: presión como choques con paredes, difusión/efusión, distribución de velocidades (Maxwell-Boltzmann).

Velocidades y Graham

  • Velocidad cuadrática media : 𝑢rms = 9 .*% ) (M en kg·mol⁻¹ si usas R en SI).
  • Graham (efusión/difusión) : /" /#

)# )"

. Más ligero ⇒ más rápido.

Gases reales (van der Waals)

  • Desviaciones por volumen propio (corrección 𝑏) y atracciones intermoleculares (corrección 𝑎).
  • Calorímetro a presión constante (por ej., de café): 𝑞rxn ≈ − 𝑞solucioˊ n (más corrección del calorímetro si se conoce 𝐶cal). o Solución: 𝑞sol = 𝑚sol 𝑐sol Δ𝑇. o Con constante del calorímetro : 𝑞rxn = − (𝑞sol + 𝑞cal) = − (𝑚𝑐Δ𝑇 + 𝐶calΔ𝑇).
  • Calorímetro a volumen constante (bomba): mide 𝑞 3 = Δ𝐸 para combustiones; correcciones por trabajo 𝑝𝑉 si necesitas Δ𝐻.

Ley de Hess

  • La entalpía es una función de estado ⇒ Δ𝐻 total es la suma de Δ𝐻 de pasos intermedios.
  • Permite construir Δ𝐻rxn combinando ecuaciones conocidas (recordar invertir/escalar ecuaciones y sus Δ𝐻).

Entalpías estándar y de formación

  • Condiciones estándar : 1 bar (≈1 atm), 298.15 K; estados estándar definidos para cada sustancia.
  • Entalpía estándar de formación Δ𝐻 4 ∘: cambio de entalpía al formar 1 mol de compuesto desde elementos en sus estados estándar.
  • Cálculo de Δ𝐻rxn^ ∘^ : Δ𝐻rxn^ ∘^ = ∑𝜈 1 Δ𝐻 4 ∘(productos) − ∑𝜈/ Δ𝐻 4 ∘(reactivos) (usar coeficientes estequiométricos 𝜈).

Notas y buenas prácticas (al estilo Tro)

  • Siempre T en Kelvin en gases.
  • Revisa unidades de R para que casen con P y V.
  • En titulaciones, la estequiometría manda (no todas son 1:1).
  • En termoquímica, signos coherentes y condiciones (p cte vs v cte).
  • Para gases reales, espera desviaciones a alta P/baja T ; usa van der Waals solo si te lo piden o el error ideal es grande. Si quieres, convierto esto en una hoja de fórmulas compacta (una página) o te armo mini-ejemplos resueltos para cada viñeta, siguiendo el estilo de tu curso. Dijiste: STP (IUPAC clásica en Tro): 1 atm y 273.15 K. no seria 25 celcius ChatGPT dijo:

Buena observación — aquí hay dos “estándares” que suelen confundirse:

  • STP (Standard Temperature and Pressure) en Tro (6ª ed.) para gases : 0 °C (273.15 K) y 1 atm. o Volumen molar ideal ≈ 22.414 L·mol⁻¹ (si usas 1 atm) o ≈22. L·mol⁻¹ (si usas 1 bar).
  • Condiciones estándar/estado estándar en termoquímica (y a veces llamado SATP ): 25 °C (298.15 K) y 1 bar (o 1 atm según el contexto del libro). o Aquí se tabulan ΔH_f° , ΔG_f° , S° , etc., y muchos problemas de termoquímica asumen 25 °C. Así que: 25 °C es lo estándar para termoquímica/tablas , pero STP para cálculos de gases en Tro es 0 °C. Si quieres, ajusto el resumen para remarcar esta distinción y añadir los volúmenes molares a 0 °C vs 25 °C. Dijiste: si y puedes abundar mas en las teorías de los gasses y teoria de termo quimica ChatGPT dijo: Pensado durante 13s ¡hecho! Ajusté la distinción STP (0 °C) vs estado estándar (25 °C) y amplié la teoría de gases y termoquímica (al estilo Tro, 6.ª ed.). Me enfoco en ideas, supuestos, ecuaciones y qué significan.

Gases — teoría ampliada

Escalas y “estándares”

  • STP (gases): 1 atm y 0 °C (273.15 K) ⇒ 𝑉( ideal ≈ 22.414 L·mol⁻¹.
  • Estado/condiciones estándar (termoquímica, tablas): 1 bar (≈1 atm) y 25 °C (298.15 K).

Teoría cinético-molecular (TKM)

Supuestos clave:

  1. Las moléculas son puntos sin volumen propio (vs. el volumen del recipiente).
  2. No hay fuerzas atractivas/repulsivas significativas excepto durante choques.
  3. Choques elásticos (no se pierde energía total del sistema).
  4. El movimiento es aleatorio y continuo; la presión surge de choques con las paredes.
  5. La energía cinética media depende solo de 𝑇 absoluta: 𝐸^ ‾ 6 =

𝑅𝑇(por mol) o 𝐸^ ‾ 6 =

𝑘 7 𝑇(por partıˊcula)

Gases reales

Por qué fallan los ideales:

  • A alta 𝑃, el volumen propio sí importa.
  • A baja 𝑇, las atracciones moleculares reducen la presión efectiva. Compresibilidad 𝑍 : 𝑍 = &" !*% . Ideal: 𝑍 = 1. Desviaciones miden “no idealidad”. Ecuación de van der Waals: (𝑃 +

𝑉$^

  • 𝑎 corrige atracciones (reduce 𝑃 efectiva); crece con polarizabilidad/fuerzas intermoleculares.
  • 𝑏 corrige volumen propio (desplaza 𝑉 disponible); crece con tamaño molecular. Cuándo usarla: alta 𝑃/baja 𝑇, o cuando 𝑍 se aparta de 1. Otras ideas (solo teoría):
  • Virial : series en 1 /𝑉 para modelar desviaciones.
  • Joule-Thomson (signo cualitativo): expansión a 𝑃 decreciente puede enfriar o calentar según el gas y 𝑇; idealmente sería 0.

Termoquímica — teoría ampliada

Sistema, alrededores, signos y 1.ª Ley

  • Sistema : lo que estudias; alrededores : resto.
  • Signo (convención de Tro): o 𝑞 > 0 (sistema absorbe calor); 𝑞 < 0 (libera). o 𝑤 > 0 (trabajo sobre el sistema); 𝑤 < 0 (trabajo por el sistema).
  • Primera Ley: Δ𝐸 = 𝑞 + 𝑤. Δ𝐸 es función de estado ; 𝑞 y 𝑤 dependen de la ruta.

Trabajo 𝒑𝑽 y procesos típicos

  • Trabajo de expansión/compresión : 𝑤 = −∫ 𝑃ext 𝑑𝑉.
  • Isobárico (P cte): 𝑞 1 = Δ𝐻.
  • Isocórico (V cte, bomba): 𝑤 = 0 ⇒ 𝑞 3 = Δ𝐸.
  • Isotérmico (ideal): Δ𝑈 = 0 ⇒ 𝑞 = −𝑤 y 𝑤rev = −𝑛𝑅𝑇ln (𝑉$/𝑉#).
  • Adiabático ideal (q=0): Δ𝑈 = 𝑤; para gas ideal monoatómico: 𝑃𝑉>^ = cte, 𝛾 = ?% ?&

Energía interna, entalpía y capacidades caloríficas

  • Δ𝑈 gas ideal: Δ𝑈 = 𝑛𝐶 3 Δ𝑇.
  • Entalpía: 𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉 ⇒ para gas ideal, Δ𝐻 = 𝑛𝐶 1 Δ𝑇.
  • Relación 𝐶 1 − 𝐶 3 = 𝑅 (gas ideal).
  • Capacidad calorífica vs. calor específico: 𝑞 = 𝐶 Δ𝑇, 𝑞 = 𝑚 𝑐 Δ𝑇, 𝑞 = 𝑛 𝐶( Δ𝑇. Cambios de 𝐶 1 , 𝐶 3 con T (idea cualitativa): suelen aumentar con 𝑇 (más modos energéticos accesibles).

Calorimetría

  • Café (P cte): 𝑞sol = 𝑚sol𝑐solΔ𝑇; 𝑞rxn ≈ −(𝑞sol + 𝑞cal) con 𝑞cal = 𝐶calΔ𝑇.
  • Bomba (V cte): 𝑞 3 = Δ𝑈 (útil en combustiones). Para Δ𝐻: Δ𝐻 = Δ𝑈 + Δ(𝑛<)𝑅𝑇 (si fase gas cambia moles).

𝚫𝑯 de reacción: tres rutas teóricas

  1. Ecuación termoquímica directa (valor experimental de Δ𝐻 dado para la reacción tal como está escrita).
  2. Ley de Hess (sumar ecuaciones, invertir/escalar según se necesite, sumando Δ𝐻).
  3. Entalpías estándar de formación Δ𝐻 4 ∘ : Δ𝐻rxn^ ∘^ = ∑𝜈 1 Δ𝐻 4 ∘(prod) − ∑𝜈/ Δ𝐻 4 ∘(reac) (1 bar, 25 °C ). Recuerda usar coeficientes 𝜈. Kirchhoff (dependencia con T): Δ𝐻∘(𝑇$) = Δ𝐻∘(𝑇#) + ^ Δ %# %"

𝐶 1 ∘^ 𝑑𝑇

(idea: si cambias la temperatura estándar, ajusta con Δ𝐶 1 ).

Procesos endotérmicos/exotérmicos y fases

  • Endotérmico : absorbe calor (disoluciones que enfrían, fusión, vaporización…).

y, entre dos temperaturas 𝑇# y 𝑇$: Δ𝐻(𝑇$) = Δ𝐻(𝑇#) + ^ Δ %# %"

Si Δ𝐶 1 es casi constante en ese rango: Δ𝐻(𝑇$) ≈ Δ𝐻(𝑇#) + Δ𝐶 1 (𝑇$ − 𝑇#) Donde Δ𝐶 1 = a 𝜈, prod 𝐶 1 ,, − a 𝜈A reac

𝐶 1 ,A

(usa los coeficientes estequiométricos 𝜈 y capacidades caloríficas a presión 𝐶 1 de cada especie).

Cuándo usarla

  • Cuando te dan Δ𝐻rxn^ ∘^ a 25 °C (298 K) y la reacción ocurre a otra 𝑇.
  • Mientras no haya cambios de fase en el intervalo (o los incluyes explícitamente).
  • En condiciones estándar (1 bar) si empleas 𝐶 1 ∘^ tabulados. Versión a volumen constante: análoga con :(BC) :%

Mini-ejemplo (rápido)

Δ𝐻rxn^ ∘^ ( 298 K) = − 100. 0 kJ/mol Δ𝐶 1 = + 50 J\cdotpmol'#\cdotpK'#^ = 0. 050 kJ\cdotpmol'#\cdotpK'# A 𝑇$ = 350 K: Δ𝑇 = 52 K Corrección = Δ𝐶 1 Δ𝑇 = 0. 050 × 52 = 2. 6 kJ/mol ⇒ Δ𝐻rxn^ ∘^ ( 350 K) ≈ − 100. 0 + 2. 6 = − 97. 4 kJ/mol (Si Δ𝐶 1 > 0 , Δ𝐻 se hace menos exotérmica al subir 𝑇 .)

Pasos prácticos

  1. Toma Δ𝐻rxn(𝑇#) (normalmente a 298 K).
  2. Calcula Δ𝐶 1 con 𝐶 1 de cada especie (a 𝑇 media o polinomios 𝐶 1 (𝑇) si te los dan).
  3. Aplica la forma integral o la aproximación lineal.
  4. Cuidado con unidades (J vs kJ) y con fases. ¿Quieres que te muestre un ejemplo con una reacción específica de Tro usando 𝐶 1 tabulados y la suma estequiométrica completa? Dijiste: Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Diciembre 2025 Termoquimica.pdf PDF para los temas de termoquímica si nos dejamos llevar de la siguiente presentación como seria ChatGPT dijo: Pensado durante 10s ¡listo! Te hago un resumen teórico de Termoquímica basado solo en tu presentación (“Capítulo 7 Termoquímica”). Incluyo definiciones, ecuaciones y notas que ahí aparecen o se infieren directamente.

Panorama general

  • Termodinámica / Termoquímica: estudio de la relación entre calor y otras formas de energía; la termoquímica cuantifica el calor absorbido/liberado en reacciones. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…
  • Objetivos del tema: convertir unidades de energía; trabajar con 𝑞 y 𝑤; usar estequiometría en problemas de entalpía/calor; aplicar Ley de Hess. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…

Energía y formas

  • Energía = capacidad de realizar trabajo; puede ser cinética, térmica, lumínica, nuclear y química (energía potencial en enlaces/estructura). Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…
  • Energía cinética: 𝐸 6 =

    $

𝑚𝑣$^ (J).

  • Definición: 𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉 (función de estado, extensiva). Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…
  • Relación operativa: a presión constante , Δ𝐻 = 𝑞 1. Diferencias entre Δ𝐻 y Δ𝐸 se vuelven notables si cambian mucho los moles de gas. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…
  • Entalpía de reacción: Δ𝐻rxn = 𝐻prod − 𝐻react (para la ecuación balanceada en las cantidades indicadas). Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…

Ecuación termoquímica

  • Ecuación química con fases + valor de Δ𝐻 asociado a las cantidades molares escritas. o Si duplicas la ecuación, duplicas Δ𝐻. o Si inviertes la ecuación, cambias el signo de Δ𝐻. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…

Estequiometría termoquímica

  • Se combinan factores mol–mol con un factor mol–kJ (proveniente de la ecuación termoquímica) para hallar el calor total liberado/absorbido para una cantidad dada. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…

Capacidades caloríficas y calor específico

  • Capacidad calorífica 𝐶 : 𝑞 = 𝐶 Δ𝑇 (J/°C o J/K). Proporcional a la cantidad de sustancia.
  • Calor específico 𝑐 : 𝑞 = 𝑚 𝑐 Δ𝑇 (J g⁻¹ °C⁻¹).
  • Capacidad molar: 𝑞 = 𝑛 𝐶( Δ𝑇. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…

Calorimetría

  • Calorímetro (idea general) para medir 𝑞. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…
  • Bomba (volumen constante): mide 𝑞 3 = Δ𝐸 (combustiones). Se usa la capacidad calorífica del conjunto (calorímetro de bomba) para convertir Δ𝑇 en 𝑞. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…
  • Café (presión constante): 𝑞rxn = −(𝑞solucioˊ n + 𝑞cal), con 𝑞sol = 𝑚 𝑐 Δ𝑇 y 𝑞cal = 𝐶calΔ𝑇. (La presentación destaca 𝑞 1 = Δ𝐻 para reacciones a 𝑃 cte). Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…

Ley de Hess

  • Si una reacción puede escribirse como suma de pasos, Δ𝐻 total es la suma de las Δ𝐻 de cada paso (cuidando invertir/escale). Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…

Condiciones estándar y entalpías de

formación

  • Estado estándar: o Gas puro a 1 atm ; sólido/líquido en su forma más estable a la temperatura de interés (usualmente 25 °C ); solutos a 1 M. o Δ𝐻∘: cambio de entalpía cuando todo está en estado estándar. Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…
  • Δ𝐻 4 ∘^ (formación): cambio de entalpía al formar 1 mol de compuesto desde elementos en sus estados estándar ; para un elemento en su forma de referencia , Δ𝐻 4 ∘^ = 0. (Ej.: O (^) $(g), C(grafito)). Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…

Hoja rápida (fórmulas que usas directamente de la

presentación)

  • Δ𝐸 = 𝑞 + 𝑤 (signo del sistema). Capitulo 7 Chem 203 Agosto-Dici…
  • 𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉, y a 𝑃 cte: Δ𝐻 = 𝑞 1.
  • Relación general (para 1:1): 𝑀tit𝑉tit = 𝑀anal𝑉anal. Para relaciones a:b, usar la estequiometría : 𝑎 𝑛anal = 𝑏 𝑛tit.

2) Gases

Unidades y conversiones de presión

  • Presión 𝑃 = 𝐹/𝐴. Unidades comunes: 1 atm = 760 mmHg = 760 torr ≈ 101{,}325 \text{ Pa} = 1{,}01325 \text{ bar} (aprox. 1 atm ≈ 1.01325 bar).

Gas ideal y leyes empíricas

  • Ecuación de gas ideal : 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇. Constantes 𝑅: 0.082057 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ = 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹ = 62. L·torr·mol⁻¹·K⁻¹.
  • Boyle (T, n ctes) : 𝑃 ∝

"

  • Charles (P, n ctes) : 𝑉 ∝ 𝑇 ⇒ "" %"

"# %# (T en K).

  • Avogadro (P, T ctes) : 𝑉 ∝ 𝑛 ⇒ "" !"

"# !#

  • Ecuación combinada (n cte): &""" %"

&#"# %#

Condiciones estándar y usos

  • STP (IUPAC clásica en Tro) : 1 atm y 273.15 K. Volumen molar ideal : ≈ 22. 414 L\cdotpmol'#^ a STP. Útil para convertir entre moles y volumen de gas.

Densidad y masa molar de un gas

  • A partir de 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 y 𝑛 = ( )

Densidad 𝜌 = ( "

&) % ⇒ Masa molar 𝑀 = +% &

Estequiometría con gases

  • Convertir cantidades de un reactivo a moles (o usar 𝑉↔𝑛 vía 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 o volumen molar a STP), aplicar la relación molar , y volver a V si procede.

Ley de Dalton (presiones parciales)

  • Mezclas ideales : 𝑃total = ∑ (^) , 𝑃,con 𝑃, = 𝑥, 𝑃total, donde 𝑥, = !$ ∑!
  • En recolección sobre agua: 𝑃gas = 𝑃total − 𝑃vapor de agua.

Teoría cinético-molecular (TKM)

  • Gas = partículas puntuales con colisiones elásticas ; no hay fuerzas atractivas significativas; volumen propio despreciable ; energía cinética media ∝ 𝑇 absoluta.
  • Explica: presión como choques con paredes, difusión/efusión, distribución de velocidades (Maxwell-Boltzmann).

Velocidades y Graham

  • Velocidad cuadrática media : 𝑢rms = 9 .*% ) (M en kg·mol⁻¹ si usas R en SI).
  • Graham (efusión/difusión) : /" /#

)# )"

. Más ligero ⇒ más rápido.

Gases reales (van der Waals)

  • Desviaciones por volumen propio (corrección 𝑏) y atracciones intermoleculares (corrección 𝑎).
  • Ecuación van der Waals : :𝑃+ 0 !# "#^

Desviaciones mayores a alta P (volumen importa) y baja T (atracciones importan).

3) Termoquímica

Marco y definiciones (1ª Ley)

  • Termodinámica : estudio de energía y transformaciones.
  • Primera Ley (conservación de energía): Δ𝐸 = 𝑞 + 𝑤, con el signo de sistema (en Tro): o 𝑞 > 0 : el sistema absorbe calor (endotérmico). o 𝑤 > 0 : el sistema recibe trabajo (trabajo hecho sobre el sistema).
  • Sistema vs alrededores ; frontera.
  • Equilibrio térmico : cuando sistema y alrededores comparten la misma T y no hay flujo neto de calor.

Procesos exotérmicos y endotérmicos

  • Exotérmico : 𝑞 < 0 (libera calor; aumenta T de alrededores).
  • Endotérmico : 𝑞 > 0 (absorbe calor; enfría alrededores).
  • Entalpía 𝐻: Δ𝐻 = 𝑞 1 (calor a presión constante ).

Ecuación termoquímica

Notas y buenas prácticas (al estilo Tro)

  • Siempre T en Kelvin en gases.
  • Revisa unidades de R para que casen con P y V.
  • En titulaciones, la estequiometría manda (no todas son 1:1).
  • En termoquímica, signos coherentes y condiciones (p cte vs v cte).
  • Para gases reales, espera desviaciones a alta P/baja T ; usa van der Waals solo si te lo piden o el error ideal es grande. Si quieres, convierto esto en una hoja de fórmulas compacta (una página) o te armo mini-ejemplos resueltos para cada viñeta, siguiendo el estilo de tu curso. Dijiste: STP (IUPAC clásica en Tro): 1 atm y 273.15 K. no seria 25 celcius ChatGPT dijo: Buena observación — aquí hay dos “estándares” que suelen confundirse:
  • STP (Standard Temperature and Pressure) en Tro (6ª ed.) para gases : 0 °C (273.15 K) y 1 atm. o Volumen molar ideal ≈ 22.414 L·mol⁻¹ (si usas 1 atm) o ≈22. L·mol⁻¹ (si usas 1 bar).
  • Condiciones estándar/estado estándar en termoquímica (y a veces llamado SATP ): 25 °C (298.15 K) y 1 bar (o 1 atm según el contexto del libro). o Aquí se tabulan ΔH_f° , ΔG_f° , S° , etc., y muchos problemas de termoquímica asumen 25 °C. Así que: 25 °C es lo estándar para termoquímica/tablas , pero STP para cálculos de gases en Tro es 0 °C. Si quieres, ajusto el resumen para remarcar esta distinción y añadir los volúmenes molares a 0 °C vs 25 °C. Dijiste: si y puedes abundar mas en las teorías de los gasses y teoria de termo quimica ChatGPT dijo: Pensado durante 13s ¡hecho! Ajusté la distinción STP (0 °C) vs estado estándar (25 °C) y amplié la teoría de gases y termoquímica (al estilo Tro, 6.ª ed.). Me enfoco en ideas, supuestos, ecuaciones y qué significan.

Gases — teoría ampliada

Escalas y “estándares”

  • STP (gases): 1 atm y 0 °C (273.15 K) ⇒ 𝑉( ideal ≈ 22.414 L·mol⁻¹.
  • Estado/condiciones estándar (termoquímica, tablas): 1 bar (≈1 atm) y 25 °C (298.15 K).

Teoría cinético-molecular (TKM)

Supuestos clave:

  1. Las moléculas son puntos sin volumen propio (vs. el volumen del recipiente).
  2. No hay fuerzas atractivas/repulsivas significativas excepto durante choques.
  3. Choques elásticos (no se pierde energía total del sistema).
  4. El movimiento es aleatorio y continuo; la presión surge de choques con las paredes.
  5. La energía cinética media depende solo de 𝑇 absoluta: 𝐸^ ‾ 6 =

𝑅𝑇(por mol) o 𝐸^ ‾ 6 =

𝑘 7 𝑇(por partıˊcula) Velocidades (distribución de Maxwell-Boltzmann):

  • RMS : 𝑢rms = 9 .*% )
  • Media : 𝑢¯ = 9 8 *% 9)
  • Más probable : 𝑢(1 = 9 $*% ) (Con 𝑀 en kg·mol⁻¹ si usas 𝑅 = 8. 314 J·mol⁻¹·K⁻¹). A mayor 𝑇 o menor 𝑀, la distribución se ensancha y se corre a velocidades mayores. Difusión vs. efusión (Graham): 𝑟# 𝑟$

= T

Ligero → se difunde/efunde más rápido. La difusión real puede ser más lenta por colisiones. Camino libre medio y colisiones (idea cualitativa):

  • Camino libre medio 𝜆 disminuye al aumentar 𝑃 (más colisiones); aumenta con 𝑇.