En la industria química existen diferentes procesos de fabricación en los cuales se utiliza un catalizador en las reacciones para obtener un producto determinado.
Algunas de estas reacciones tienen una velocidad muy lenta por lo que se hace necesario el uso de un catalizador con el fin de que sean viables en términos de tiempo y dinero.
Definición de catalizador
Es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción química (puede aumentarla o puede disminuirla) sin sufrir cambios permanentes en sí mismo.
Durante la reacción química el catalizador no se consume, no se modifica significativamente, no se convierte, pero modifica la velocidad de reacción al reducir la energía de activación requerida para que esta se lleve a cabo.
Historia de los catalizadores
Los catalizadores y en general la catalisis son conceptos conocidos desde hace mucho tiempo por la humanidad.
Antes de la creación de la química como ciencia formal los antiguos alquimistas utilizaban sustancias como el ácido sulfúrico para acelerar las reacciones de algunos metales.
El entendimiento moderno del proceso de catálisis surge en el sigo XIX en las manos del químico francés Berzelius quien bautizó en 1835 como catalizadores a las sustancias que aceleraban las reacciones químicas sin que se consumieran a sí mismas.
Desde hace más de dos siglos a hoy los catalizadores se vienen estudiando ya que al tener una velocidad de reacción más rápida.
Gracias a estas sustancias se pueden tener productos químicos más rápido lo que conlleva a obtener mejores ganancias en menor tiempo en una industria química que cada día tiene más demanda.
Tipos de catalizadores
Basicamente existen dos clasificaciones cuando se habla de catalizadores, la primer clasificación depende del estado del mismo y la segunda de acuerdo con su naturaleza.
Clasificación de acuerdo con el estado
Homogéneos: son todos los catalizadores que se encuentran en la misma fase que los reactivos y los productos de la reacción. En los casos más comunes de la industria química se utilizan cuando la reacción utiliza compuestos orgánicos, en términos generales son muy eficientes sin embargo tienen una desventaja y es que se deben mantener bajo condiciones muy específicas para mantener la homogeneidad.
Heterogéneo: son todos los catalizadores que se encuentran en una fase diferente a la de los reactivos. En los casos más comunes de la industria química se utilizan del tipo sólido para reacciones que utilizan reactivos líquidos o gaseosos, por ejemplo en los automoviles, la ventaja que tienen es la facilidad de la separación con los productos y reactivos de la reacción, la reutilización y/o reactivación del catalizador y su amplia gama de usos en la industria.
La clasificación en homogéneo o heterogéneo depende entonces de la naturaleza de la reacción y de la naturaleza del catalizador.
Clasificación de acuerdo con la naturaleza
Ácido-base: el ión utilizado depende del tipo de reacción, de este modo si es H+ se habla de un catalizador ácido, mientras que si se utiliza un ión OH- se habla de un catalizador básico.
Sintéticos: son estructuras en su mayoría de veces plásticas con puntos activos los cuales son los que aceleran o desaceleran las reacciones, son fabricados mediante procesos de manufactura por otras industrias.
Biológicos: son moléculas o grupos de moléculas de especial interés ya que ayudan a la síntesis proteíca o elaboración de productos como es el caso de las enzimas en la producción de insulina.
En este caso la clasificación de acuerdo con la naturaleza depende única y exclusivamente de las propiedades del catalizador.
Usos principales de los catalizadores
Los catalizadores son utilizados ampliamente en diferentes industrias a nivel global, entre estas se encuentran:
Química: se utilizan para la producción de plásticos, fertilizantes y productos farmaceúticos.
Automotriz: uno de los usos más comunes de los catalizadores es el convertidor catalitico que tiene cada uno de los automoviles para convertir los gases tóxicos producto de la combustión en gases menos perjudiciales para poder ser liberados al ambiente.
Alimentos: las reacciones también se dan en esta industria por lo que los catalizadores son utilizados en procesos de fabricación de alimentos y bebidas, por ejemplo la fermentación de bebidas alcoholicas y de productos lácteos.
Energía: la industria energética utiliza catalizadores para el cracking del petroleo en los procesos de refinación, con el fin de obtener de cadenas largas de hidrocarburos unas de mayor eficiencia energética como el octano.
Algunos catalizadores conocidos
Si bien existen diferentes catalizadores y es una rama de la química que se innova, en las empresas se conocen diferentes catalizadores «comunes» , estos son:
Zeolitas
Ziegler-Natta
Alumina
Enzimas
¿Cómo referenciarnos?
Si deseas incluir esta información en alguno de tus trabajos no olvides referenciarnos, puedes hacerlo así:
Munévar, R. (7 de abril de 2024) Catalizador. Ecuacionde.com. Recuperado el día/mes/año (inserta aquí la fecha del día que consultas nuestra web) de https://ecuacionde.com/catalizador
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La ecuación de Arrhenius es la expresión matemática que relaciona la constante de velocidad con la temperatura en una reacción química. El desarrollo que realizó Svante Arrhenius de esta ecuación se basa en el trabajo del químico neerlandés Van’t Hoff adicionando datos empirícos, es decir diferentes experimentos hasta encontrar la correlación que mejor se ajusta.
¿Qué dice la ecuación de Arrhenius?
De forma sencilla, la ecuación de Arrhenius muestra la dependencia de la constante de velocidad k, de las reacciones químicas a una temperatura T y la energía de activación Ea de acuerdo con la expresión:
Donde,
k: es la constante cinética (depende de la temperatura)
A: es el factor preexponencial o factor de frecuencia.
Ea: energía de activación en J/mol
R: constante universal de los gases ideales (8,314 J/mol-k)
T: temperatura en Kelvin
¿Cómo afecta la temperatura a la ecuación de Arrhenius?
La temperatura es escencial para comprender la ecuación de Arrhenius, a medida que esta se incrementa la constante cinética de la reacción también aumenta de forma exponencial, esto se explica debido a que cuando la temperatura aumenta, la energía cinética de las moleculas aumenta y esto hace que sea más propensa a superar la energía de activación lo que resulta en una aceleración de la reacción.
Teniendo esto en cuenta la temperatura afecta a una reacción en básicamente cuatro aspectos que son:
Velocidad de reacción: a mayor temperatura, mayor velocidad de reacción
Aceleración de reacciones endotérmicas: estas reacciones necesitan de energía para que puedan suceder, un aumento de la temperatura conlleva una absorción mayor de energía por lo que la reacción se hace más viable.
Influencia en la selectividad: las rutas de reacción pueden dar lugar a reacciones deseadas que no suceden a temperaturas bajas por lo que se obtiene un producto deseado en la reacción química y no otros posibles subproductos.
Vida media: la vida media de un reactivo se ve afectada por la reacción ya que puede acelerar el cambio a producto.
¿Cuál es el orden de reacción?
En una reacción convencional el orden de reacción se refiere a cómo la velocidad depende de la concentración de los reactivos, normalmente es un número entero, 1, 2, 3, etc.
Sin embargo de acuerdo con la ecuación de Arrhenius el orden de reacción puede variar en función de la temperatura, por lo que se puede tener una reacción donde a temperatura ambiente la cantidad de producto que se forme es mínimo pero al empezar a calentar la cantidad de producto aumenta, es decir el orden de reacción fue modificado.
¿Cuál es la constante de Arrhenius?
Dependiendo de cada reacción química y las condiciones en las que estas se llevan a cabo puede variar el valor de la constante de Arrhenius, aquí te dejamos algunas que pueden ser de gran utilidad:
Nombre de la reacción
Estequiometría de la reacción
Constante A
Energía de activación
Descomposición del peróxido de hidrógeno
2H2O2->2H2O+O2
5,7 x 10^11 s^-1
75,6 kJ/mol
Formación de amoníaco (síntesis de Haber)
N2 + 3H2 -> 2NH3
1,6 x 10^9 L^2/mol^2-s
175,9 kJ/mol
Descomposición térmica del hidrogenoioduro
2HI-> H2+I2
2,4 x 10^6 s^-1
186,6 kJ/mol
Degradación del ácido acético
CH3COOH->CH4+CO2
1,1 x 10^16 s^-1
181.6 kJ/mol
Oxidación de benceno a fenol
C6H6+O2->C6H5OH
1,3×10^16 L/mol-s
126,7 kJ/mol
Degradación del perfluorooctanoico (PFOA)
C7F15COOH->8HF+CO2
2,3×10^4 s^-1
143,5 kJ/mol
Descomposición del peróxido de sodio
2Na2O2->2Na2O+O2
2,5×10^9 s^-1
165,2 kJ/mol
Formación de óxido nítrico
N2+O2->2NO
6,2 x 10^15 cm^3/mol-s
166,7 kj/mol
Descomposición del ácido nitroso
2HNO2->H2O+2NO
1,2 x 10^10 s^-1
1447,2 kJ/mol
Gráfica ecuación de Arrhenius
El comportamiento que tiene la gráfica refleja la naturaleza de la ecuación de Arrhenius y de la constante de reacción de acuerdo con el incremento de la temperatura.
Al ser una función exponencial, a temperaturas bajas la constante es baja, pero, a medida que se va incrementando la temperatura la constante empieza a tener un mayor valor, sin embargo llega un punto donde por más que crezca el valor de la temperatura la constante no sufre cambios significativos.
Para estudiar de forma más detallada este comportamiento tomaremos como ejemplo la reacción de formación de amoníaco (síntesis de Haber) donde:
A= 1,6 x 10^9 L^2/mol^2-s
Ea= 175,9 kJ/mol
R= 8,314 J/mol-K
Se obtienen los siguientes resultados:
Temperatura en Kelvin
Constante de reacción k
10
1,93E+08
20
5,56E+08
30
7,90E+08
40
9,43E+08
50
1,05E+09
60
1,12E+09
70
1,18E+09
80
1,23E+09
90
1,26E+09
100
1,29E+09
Si graficamos en en el eje y la constante de reacción y en el eje x la temperatura obtenemos:
Ecuación linealizada
En muchos casos cuando se quiere estudiar la ecuación de Arrhenius de forma experimental resulta más fácil graficar los datos mediante un modelo linealizado, para poder hacer esto debemos trabajar la ecuación como:
Aplicando logaritmo natural en ambas partes de la ecuación obtenemos:
Al graficar la ecuación de Arrhenius linealizada se va a tener en el eje y los valores de Ln(k) en el eje x los valores de 1/T, la pendiente es -Ea/R y el punto de corte del eje y será Ln(A) siguiendo con el mismo ejemplo de la reacción de formación de amoníaco (síntesis de Haber) donde:
A= 1,6 x 10^9 L^2/mol^2-s
Ea= 175,9 kJ/mol
R= 8,314 J/mol-K
La gráfica sería:
Ecuación de Arrhenius para dos temperaturas
Cuando se quiere hacer la comparativa de una reacción química a diferentes temperaturas resulta bastante útil el hecho de tener la ecuación ya linealizada debido a que a partir de los logaritmos naturales hacer el análisis resulta más fácil.
Para estudirar la constante de reacción a dos temperaturas diferentes simplemente modificamos la ecuación linealizada por:
Cabe resaltar que en ambos casos la constante A es la misma por eso no se tiene en cuenta cuando se comparan las constantes de reacción a dos temperaturas diferentes.
Limitaciones
Las reacciones que normalmente se estudian mediante la ecuación de Arrhenius se dan en soluciones acuosas por lo que una limitación importante es la aplicación en otros estados como lo son los sólidos o los gases.
Además al ser una ecuación donde los valores de la constante A se obtienen mediante métodos experimentales estos limitan la información que se puede obtener y también pueden depender de las condiciones en las que se realiza dicho experimento.
Ejemplos resueltos
Se está estudiando la influencia de la temperatura en la constante cinética de una reacción en función de la temperatura y se obtiene:
Temperatura
k
10
3,31E+02
20
1,99E+06
30
3,62E+07
40
1,55E+08
50
3,69E+08
60
6,60E+08
70
9,98E+08
80
1,36E+09
90
1,73E+09
100
2,10E+09
Teniendo en cuenta esos datos calcule la energía de activación de la reacción.
Solución
Lo primero que se debe hacer cuando se pide la energía de activación es tomar la gráfica linealizada.
Para poder hacerlo recordemos que debemos tomar los valores de 1/T y de Ln(k) entonces la tabla quedaría transformada a:
1/T
Ln(k)
0,1
5,80
0,2
14,5
0,3
17,40
0,4
18,85
0,5
19,72
0,6
20,30
0,7
21,03
0,8
21,27
0,9
21,46
0,01
21,62
Con estos valores la gráfica sería:
En este caso la pendiente equivale a -Ea/R es decir a -174,07.
Despejando el valor de Ea se tiene entonces que la energía de activación de la reacción es de 1447,2 kJ/mol.
Ejemplo 2:
La reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno Ea=75,6 kJ/mol tiene una constante de 5,01E+11 s^-1 a una temperatura de 70 Kelvin
Teniendo en cuenta la información ¿cuál será la constante a 200 K?
¿Cómo referenciarnos?
Munévar, R. (S.F) Ecuación de Arrhenius. ecuacionde.com. Recuperado el día (fecha en la que nos consultas) de https://ecuacionde.com/arrhenius
Recuerda que si tienes dudas frente a este tema puedes dejar tu pregunta en los comentarios o en nuestra página de contacto
La tabla de potenciales de reducción muestra los diferentes potenciales de reducción de algunas de las reacciones químicas más utilizadas cuando éstas se desarrollan en condiciones estándar.
Cuando se habla de reacciones químicas que involucran la transferencia de electrones es necesario tener en cuenta la rama de la química llamada electroquímica.
A partir de la electroquímica y utilizando un electrodo de hidrógeno se realizaron en el laboratorio diferentes reacciones y se midió el potencial de reducción estándar E°.
Los resultados que a continuación se presentan se puede aplicar para un gran número de fenomenos fisicoquímicos pero su función principal es establecer el potencial de reducción real a partir de la ecuación de Nernst
La tabla contiene reactivos, productos y la energía en voltios:
Reactivos
→
Productos
E° (V)
Li+(aq) + e−
→
Li(s)
−3.05
Rb+(aq) + e−
→
Rb(s)
−2.98
K+(aq) + e−
→
K(s)
−2.93
Cs+(aq) + e−
→
Cs(s)
−2.92
Ba2+(aq) + 2e−
→
Ba(s)
−2.91
Sr2+(aq) + 2e−
→
Sr(s)
−2.89
Be2+(aq) + 2e−
→
Be(s)
−2.76
Na+(aq) + e−
→
Na(s)
−2.71
Mg2+(aq) + 2e−
→
Mg(s)
−2.38
H2 + 2e−
→
2H−
−2.25
Ca2+(aq) + 2e−
→
Ca(s)
−1.85
Al3+(aq) + 3e−
→
Al(s)
−1.66
Ti2+(aq) + 2e−
→
Ti(s)
−1.63
TiO(s) + 2H+ + 2e−
→
Ti(s) + H2O
−1.31
Ti2O3(s) + 2H+ + 2e−
→
2TiO(s) + H2O
−1.23
Ti3+(aq) + 3e−
→
Ti(s)
−1.21
Mn2+(aq) + 2e−
→
Mn(s)
−1.18
V2+(aq) + 2e−
→
V(s)
−1.13
Sn(s) + 4H+ + 4e−
→
SnH4(g)
−1.07
SiO2(s) + 4H+ + 4e−
→
Si(s) + 2H2O
−0.91
B(OH)3(aq) + 3H+ + 3e−
→
B(s) + 3H2O
−0.89
TiO2+(aq) + 2H+ + 4e−
→
Ti(s) + H2O
−0.86
2 H2O(l) + 2e–
→
H2(g) + 2 OH–(aq)
−0.83
Zn2+(aq) + 2e−
→
Zn(s)
−0.76
Cr3+(aq) + 3e−
→
Cr(s)
−0.74
Au(CN)2–(aq) + e–
→
Au(s) +2 CN–(aq)
−0.60
2TiO2(s) + 2H+ + 2e−
→
Ti2O3(s) + H2O
−0.56
Ga3+(aq) + 3e−
→
Ga(s)
−0.53
H3PO2(aq) + H+ + e−
→
P(s) + 2H2O
−0.51
H3PO3(aq) + 3H+ + 3e−
→
P(s) + 3H2O
−0.50
H3PO3(aq) + 2H+ + 2e−
→
H3PO2(aq) + H2O
−0.50
Fe2+(aq) + 2e−
→
Fe(s)
−0.44
2CO2(g) + 2H+(aq) + 2e–
→
HOOCCOOH(aq)
−0.43
Cr3+(aq) + e−
→
Cr2+(aq)
−0.42
Cd2+(aq) + 2e−
→
Cd(s)
−0.40
PbSO4(s) + 2e–
→
Pb(s) +SO42-(aq)
−0.36
GeO2(s) + 2H+ + 2e−
→
GeO(s) + H2O
−0.37
In3+(aq) + 3e−
→
In(s)
−0.34
Tl+(aq) + e−
→
Tl(s)
−0.34
Ge(s) + 4H+ + 4e−
→
GeH4(g)
−0.29
Co2+(aq) + 2e
→
Co(s)
−0.28
H3PO4(aq) + 2H+ + 2e−
→
H3PO3(aq) + H2O
−0.28
V3+(aq) + e−
→
V2+(aq)
−0.26
Ni2+(aq) + 2e−
→
Ni(s)
−0.25
As(s) + 3H+ + 3e−
→
AsH3(g)
−0.23
MoO2(s) + 4H+ + 4e−
→
Mo(s) + 2H2O
−0.15
Si(s) + 4H+ + 4e−
→
SiH4(g)
−0.14
Sn2+(aq) + 2e−
→
Sn(s)
−0.14
O2(g) + H+ + e−
→
HO2•(aq)
−0.13
Pb2+(aq) + 2e−
→
Pb(s)
−0.13
WO2(s) + 4H+ + 4e−
→
W(s)
−0.12
CO2(g) + 2H+ + 2e−
→
HCOOH(aq)
−0.11
Se(s) + 2H+ + 2e−
→
H2Se(g)
−0.11
CO2(g) + 2H+ + 2e−
→
CO(g) + H2O
−0.11
SnO(s) + 2H+ + 2e−
→
Sn(s) + H2O
−0.10
SnO2(s) + 2H+ + 2e−
→
SnO(s) + H2O
−0.09
WO3(aq) + 6H+ + 6e−
→
W(s)
−0.09
P(s) + 3H+ + 3e−
→
PH3(g)
−0.06
HCOOH(aq) + 2H+ + 2e−
→
HCHO(aq) + H2O
−0.03
2H+(aq)+ 2e−
→
H2(g)
0.00
H2MoO4(aq) + 6H+ + 6e−
→
Mo(s) + 4H2O
+0.11
Ge4+(aq) + 4e−
→
Ge(s)
+0.12
C(s) + 4H+ + 4e−
→
CH4(g)
+0.13
HCHO(aq) + 2H+ + 2e−
→
CH3OH(aq)
+0.13
S(s) + 2H+ + 2e−
→
H2S(g)
+0.14
Sn4+(aq) + 2e−
→
Sn2+(aq)
+0.15
Cu2+(aq) + e−
→
Cu+(aq)
+0.16
HSO4−(aq) + 3H+ + 2e−
→
2H2O(l) + SO2(aq)
+0.16
SO42−(aq) + 4H+ + 2e−
→
2H2O(l) + SO2(aq)
+0.17
SbO+ + 2H+ + 3e−
→
Sb(s) + H2O
+0.20
H3AsO3(aq) + 3H+ + 3e−
→
As(s) + 3H2O
+0.24
GeO(s) + 2H+ + 2e−
→
Ge(s) + H2O
+0.26
Hg2Cl2 + 2e−
→
2Hg + 2Cl−
+0.27
Bi3+(aq) + 3e−
→
Bi(s)
+0.32
Cu2+(aq) + 2e−
→
Cu(s)
+0.34
[Fe(CN)6]3−(aq) + e−
→
[Fe(CN)6]4−(aq)
+0.36
VO2+(aq) + 2H+ + e−
→
V3+(aq) + H2O
+0.361
O2(g) + 2H2O(l) + 4e–
→
4OH–(aq)
+0.40
H2MoO4 + 6H+ + 3e−
→
Mo3+(aq)
+0.43
CH3OH(aq) + 2H+ + 2e−
→
CH4(g) + H2O
+0.50
SO2(aq) + 4H+ + 4e−
→
S(s) + 2H2O
+0.50
Cu+(aq) + e−
→
Cu(s)
+0.52
CO(g) + 2H+ + 2e−
→
C(s) + H2O
+0.52
I2(s) + 2e−
→
2I−(aq)
+0.54
I3−(aq) + 2e−
→
3I−(aq)
+0.54
[AuI4]−(aq) + 3e−
→
Au(s) + 4I−(aq)
+0.56
H3AsO4(aq) + 2H+ + 2e−
→
H3AsO3(aq) + H2O
+0.56
[AuI2]−(aq) + e−
→
Au(s) + 2I−(aq)
+0.58
MnO4–(aq) + 2H2O(l) + 3e–
→
MnO2(s) + 4 OH–(aq)
+0.59
S2O32− + 6H+ + 4e−
→
2S(s) + 3H2O
+0.60
H2MoO4(aq) + 2H+ + 2e−
→
MoO2(s) + 2H2O
+0.65
O2(g) + 2H+ + 2e−
→
H2O2(aq)
+0.70
Tl3+(aq) + 3e−
→
Tl(s)
+0.72
H2SeO3(aq) + 4H+ + 4e−
→
Se(s) + 3H2O
+0.74
Fe3+(aq) + e−
→
Fe2+(aq)
+0.77
Hg22+(aq) + 2e−
→
2Hg(l)
+0.79
Ag+(aq) + e−
→
Ag(s)
+0.80
NO3–(aq) + 2H+(aq) +e–
→
NO2(g) + H2O(l)
+0.80
[AuBr4]−(aq) + 3e−
→
Au(s) + 4Br−(aq)
+0.85
Hg2+(aq) + 2e−
→
Hg(l)
+0.85
MnO4−(aq) + H+ + e−
→
HMnO4−(aq)
+0.90
2Hg2+(aq) + 2e−
→
Hg22+(aq)
+0.91
[AuCl4]−(aq) + 3e−
→
Au(s) + 4Cl−(aq)
+0.93
MnO2(s) + 4H+ + e−
→
Mn3+(aq) + 2H2O
+0.95
[AuBr2]−(aq) + e−
→
Au(s) + 2Br−(aq)
+0.96
Br2(l) + 2e−
→
2Br−(aq)
+1.07
Br2(aq) + 2e−
→
2Br−(aq)
+1.09
IO3−(aq) + 5H+ + 4e−
→
HIO(aq) + 2H2O
+1.13
[AuCl2]−(aq) + e−
→
Au(s) + 2Cl−(aq)
+1.15
HSeO4−(aq) + 3H+ + 2e−
→
H2SeO3(aq) + H2O
+1.15
Ag2O(s) + 2H+ + 2e−
→
2Ag(s)
+1.17
ClO3−(aq) + 2H+ + e−
→
ClO2−(g) + H2O
+1.18
ClO2(g) + H+ + e−
→
HClO2(aq)
+1.19
2IO3−(aq) + 12H+ + 10e−
→
I2(s) + 6H2O
+1.20
ClO4−(aq) + 2H+ + 2e−
→
ClO3−(aq) + H2O
+1.20
O2(g) + 4H+ + 4e−
→
2H2O
+1.23
MnO2(s) + 4H+ + 2e−
→
Mn2+(aq) + 2H2O
+1.23
Tl3+(aq) + 2e−
→
Tl+(s)
+1.25
Cr2O72−(aq) + 14H+ + 6e−
→
2Cr3+(aq) + 7H2O
+1.33
Cl2(g) + 2e−
→
2Cl−(aq)
+1.36
CoO2(s) + 4H+ + e−
→
Co3+(aq) + 2H2O
+1.42
2HIO(aq) + 2H+ + 2e−
→
I2(s) + 2H2O
+1.44
BrO3−(aq) + 5H+ + 4e−
→
HBrO(aq) + 2H2O
+1.45
2BrO3− + 12H+ + 10e−
→
Br2(l) + 6H2O
+1.48
2ClO3− + 12H+ + 10e−
→
Cl2(g) + 6H2O
+1.49
MnO4−(aq) + 8H+ + 5e−
→
Mn2+(aq) + 4H2O
+1.51
O2• + 2H+ + 2e−
→
H2O2(aq)
+1.51
Au3+(aq) + 3e−
→
Au(s)
+1.52
NiO2(s) + 4H+ + 2e−
→
Ni2+(aq)
+1.59
2HClO(aq) + 2H+ + 2e−
→
Cl2(g) + 2H2O
+1.63
Ag2O3(s) + 6H+ + 4e−
→
2Ag+(aq) + 3H2O
+1.67
HClO2(aq) + 2H+ + 2e−
→
HClO(aq) + H2O
+1.67
Au+(aq) + 1e−
→
Au(aq)
+1.68
Pb4+(aq) + 2e−
→
Pb2+(aq)
+1.69
MnO4−(aq) + 4H+ + 3e−
→
MnO2(s) + 2H2O
+1.70
H2O2(aq) + 2H+ + 2e−
→
2H2O
+1.76
AgO(s) + 2H+ + e−
→
Ag+(aq) + H2O
+1.77
Au+(aq) + e−
→
Au(s)
+1.83
BrO4−(aq) + 2H+ + 2e−
→
BrO3−(aq) + H2O
+1.85
Co3+(aq) + e−
→
Co2+(aq)
+1.92
Ag2+(aq) + e−
→
Ag+(aq)
+1.98
S2O82- + 2e–
→
2SO42-
+2.07
HMnO4(aq) + 3H+ + 2e−
→
MnO2(s) + 2H2O
+2.09
F2(g) + 2e−
→
2F−(aq)
+2.87
F2(g) + 2H+ + 2e−
→
2HF(aq)
+3.05
La tabla de potenciales de reducción facilita la posibilidad de encontrar los valores de una forma práctica y organizada.
Cada vez que se estudia una reacción y se determina su potencial, la tabla de potenciales de reducción se puede ir actualizando.
De este modo se consigue una formación clara y concisa sobre el tema.
¿Cómo referenciarnos?
Si deseas incluir esta información en alguno de tus trabajos no olvides referenciarnos, puedes hacerlo así:
Munévar, R. (7 de abril de 2024) Tabla de potenciales de reducción. Ecuacionde.com. Recuperado el día/mes/año (inserta aquí la fecha del día que consultas nuestra web) de https://ecuacionde.com/tabla-potenciales-reduccion
La ecuación de Nernst es la expresión matemática que permite el cálculo del potencial de reducción de un electrodo cuando las condiciones no son estándar (concentración de 1M, presión de 1 atm, temperatura de 25°C o 298,15K).
Es ampliamente utilizada en electroquímica y debe su nombre al ciéntifico alemán Walther Nernst quien la formuló en 1889.
Su principal función es establecer una relación entre el potencial estándar de una celda y su potencial real.
Los potenciales estándar y reales son diferentes porque los reales se ven afectados por las concentraciones de los reactivos y productos en la celda.
Ecuación o fórmula
donde,
E: es el potencial de reducción real del electrodo bajo condiciones no estándar.
E°: es el potencial en condiciones estándar, este se encuentra tabulado en la literatura para diferentes reacciones de reducción.
R: es la constante de los gases, en este caso debe estar en Joules sobre mol-Kelvin para que exista una coherencia en las unidades.
T: es la temperatura en unidades absolutas (Kelvin)
n: es la cantidad de moles de electrones que participan en la reacción.
F: es la constante de Faraday (aproximadamente 96500 C/mol)
Q: es el cociente para la reacción correspondiente.
Relación entre el principio de Le Châtelier y la ecuación de Nernst
El principio de Le Châtelier especifica que cuando se aumenta la concentración de los reactivos, la ecuación se desplaza a la derecha. Así mismo al aumentar la concentración de los productos, se desplaza a la izquierda.
La fuerza impulsora de una reacción viene expresada por la ecuación de Nernst, cuyos dos términos representan la fuerza impulsora en condiciones estándar (E°) y en el término Q se expresa la dependencia de las concentraciones de los reactivos.
De este modo para una reacción:
El término Q se expresaría:
Los términos [C] y [D] expresan la concentración molar de los iones disueltos en las celdas, si la celda funciona con gases la concentración debe expresarse en presiones parciales.
[A] y [B] expresa las concentraciones para los reactivos y se tienen en cuenta las mismas consideraciones que para los productos, cabe resaltar que cuando una de las sustancias se encuentra en estado sólido se considera que la concentración es 1.
Ecuación o fórmula en condiciones estándar
Algunos autores convierten el logaritmo natural (o logaritmo neperiano) en un logaritmo decimal aplicando la siguiente relación:
Al evaluarse la ecuación de Nernst en condiciones estándar significa que la temperatura es de 25°C, es decir 298,15 K por lo que reemplazando los valores tendríamos que:
Se debe tener en cuenta que las cantidades de las concentraciones (A,B,C,D… o más) dependerán de la reacción.
Ejemplo con gases
Se desea conocer el potencial E del electrodo cloro, ion cloruro, cuando la presión parcial del cloro gaseoso es de 2 atm y la concentración del ion cloruro es de 0,002 M
Solución
Lo primero que debemos hacer es conocer la reacción y el potencial estándar, para este caso:
Aplicando la ecuación de Nernst a condiciones estándar tenemos entonces que:
Ecuación de Nernst en una pila o batería
Cuando se tiene una pila es importante conocer que la reacción química que ocurre dentro de la misma es una oxidación-redacción, de este modo para calcular el potencial de reducción se debe calcular el potencial de semirreacción del cátodo y restarle el potencial de semireacción del ánodo, la ecuación de Nernst para pilas o batería queda así:
Donde ΔE es el potencial neto de la pila o batería y
Ejemplo en una pila o batería
Se tiene una pila que funciona con Zinc y Aluminio, cuyo potencial estándar es de 0,9 Voltios y la reacción es:
Si la concentración de el ion Zn+2 en los reactivos es de 0,5 M y la concentración del ion Al+3 en los productos es 0,1 M ¿cuál es el potencial de la pila?
Solución:
Lo primero que se debe determinar es la cantidad de electrones que se mueven en la reacción, esto se puede hacer analizando cualquiera de los elementos, para este caso si observamos el Zinc pasa de un estado +2 a un estado 0 (cero), es decir se mueven 2 moles de electrones por cada Zinc, sin embargo como en la reacción se observa que hay 3 moles de Zinc significa que la cantidad de electrones que se mueven son 3 moles de Zinc x 2 moles de electrones por cada mol de Zinc = 6 moles de electrones.
Luego se utiliza la ecuación de Nernst reemplazando los valores, recuerda que cuando los elementos están en estado sólido su concentración es igual a 1, de este modo se tiene:
Tabla de potenciales de reducción
La información de los potenciales de reducción de diferentes reacciones químicas pueden encontrarse en una tabla de potenciales de reducción, aquí te dejamos el enlace para que puedas consultarla.
La densidad se define como la cantidad de materia que hay en un volumen determinado.
También se puede definir como el grado de compactación de una sustancia, así por ejemplo el oro es más denso que el algodón, o el hierro es más denso que una nube.
Historia
El estudio de la densidad de los objetos es tan antiguo como el mismo ser humano. En la antigüedad se hacía transporte de mercancías a través de diferentes lugares y allí fue necesario conocer sobre esta propiedad.
Cuando los transportadores llenaban sus carretas podían analizar que algunos productos eran «más pesados» para llevar esas cargas «más pesadas» se necesitaba no de uno sino de dos o más caballos.
Con el paso del tiempo los mercaderes lograron identificar cuáles eran esos productos y cobraban más por su transporte, entre más denso fuera el material, mayores cobros hacían puesto que necesitaban de más animales y los gastos se hacían mayores.
Sin embargo el suceso que más relevancia tiene históricamente sucedió en el año 250 AC, en esa fecha se le encargó al matemático griego Arquímedes determinar si la corona del rey de Siracusa era completamente en oro.
Existía una desconfianza por parte del rey en que la corona podía tener una mezcla de metales y él había pagado por oro puro.
Arquímedes intentó resolver el enigma de una forma matemática, la masa de la corona era fácil de determinar pero el volumen de la corona no. La corona tenía una forma irregular por lo que se hacía difícil conocer el volumen real a partir de figuras geométricas.
Meditando en la solución del ejercicio Arquímedes se sumergió a tomar un baño regando una cantidad de agua allí se dio cuenta que el volumen de agua regada aumentaba cuando se sumergía un cuerpo más grande.
De este modo si sumergía la corona y la misma cantidad en masa de oro ambas deberían regar la misma cantidad de agua.
Si la corona tenía un metal diferente al oro, por ejemplo plata, al ser un material menos densos va a ocupar más volumen por lo que más agua se va a regar, al llegar a esta conclusión Arquímedes salió desnudo por las calles gritando ¡eureka! que significa «lo encontré»
Finalmente cuando se hizo el experimento el artesano estaba engañando al rey por lo que fue ejecutado.
¿Qué es la densidad en química y en física?
En química y en física se cataloga como una propiedad intensiva, es la relación que hay entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa y se representa con la letra griega rho (ρ).
¿Cuál es la fórmula ?
Fórmula general de la densidad
Teniendo en cuenta que la densidad relaciona la masa y el volumen a partir de la ecuación se puede determinar que:
En un volumen determinado a mayor masa, mayor densidad
Teniendo una masa determinada, a mayor volumen, menor densidad
Densidad absoluta o densidad real
Es la densidad que tiene un cuerpo o sustancia cuando se analiza su masa y su volumen, por ejemplo calculemos si se tiene una esfera que tiene una masa de 10 kg y tiene un radio de 0,1 metros
Esfera de radio 0,1m
Se procede a calcular
Densidad de una esfera
Densidad aparente
Es la densidad que tienen los cuerpos cuando se acumulan entre sí y quedan espacios vacíos, depende de la compactación que tengan los cuerpos, entre menos compactación más espacios va a haber vacíos.
Vamos a tomar el mismo ejemplo anterior con la esfera (2387 kg/m3) si se mira individualmente, pero ¿qué sucede si juntamos dos esferas y queremos calcular la nueva densidad?
Densidad de dos esferas
Cuando se analizan dos esferas pegadas, se puede evidenciar que el volumen que ocupan no es el volumen de la esfera por dos sino que se observa que quedan espacios vacíos mostrados en color amarillo.
El espacio en la práctica que ocupan las dos esferas será su volumen más el volumen de los espacios amarillos ya que no se pueden rellenar con más esferas.
Es decir que la esfera vista desde la práctica está ocupando un volumen que es un cubo de 0,2 m x 0,2 m x 0,2 m
Densidad aparente de la esfera
La densidad aparente siempre es menor o igual que real, para este caso la densidad real de la esfera es 2387,32 kg/m3 pero cuando se analiza la aparente es de solo 1250 kg/m3.
Densidad relativa
Es la densidad de una sustancia dividida entre la densidad de una sustancia conocida, en la mayoría de líquidos se utiliza como referencia el agua.
Es una medida adimensional, es decir que no tiene unidades a diferencia de la densidad aparente o la real que manejan las unidades kg/m3.
La ecuación es:
Relativa
Ejemplo:
La densidad relativa de un líquido es de 0,95 con respecto al agua ¿cuál es la densidad absoluta del líquido?
Relativa de un líquido a absoluta
Densidad y flotabilidad
Para que un objeto pueda flotar su densidad debe ser menor que la del agua, en caso contrario el objeto se hundirá, si la densidad del objeto y del agua son iguales este se mantendrá en el medio sin hundirse y sin flotar
Objetos con densidades relativas diferentes
Ejercicios resueltos densidad
Ejercicio 1:
¿Cuál es la densidad de una tabla de madera cuyas medidas son 1,5 m de largo, 0,25 m de ancho y 0,05 m de gruesa si tiene una masa de 50 kg?
Solución
Lo primero que se debe determinar es la ecuación
Fórmula general
Para poder calcular la densidad se necesita de la masa y del volumen de la tabla, en este ejercicio se especifica la masa sin embargo se debe calcular el volumen.
Volumen de la tabla ejercicio 1
Una vez se conoce la masa y el volumen se procede a calcular la densidad
Solución ejemplo 1
Ejercicio 2
Una sustancia que tiene una densidad de 1600 kg / m3 ocupa un espacio de 2 m3 ¿Cuánta masa de esa sustancia hay?
Solución
Lo primero que se debe determinar es la ecuación de la densidad
Fórmula general
Debido a que se conoce la densidad y el volumen de la sustancia necesitamos despejar la masa, una vez despejada la masa se reemplazan los valores y se hacen los cálculos para saber la cantidad.
Solución ejemplo 2
Ejercicio 3
Se desea guardar 5000 kg de una sustancia que tiene una densidad de 800 kg/m3 ¿Cuánto espacio ocupará?
Solución
Lo primero que se debe determinar es la ecuación de la densidad
Fórmula general
Una vez se tiene la ecuación de la densidad, se debe despejar el volumen y reemplazar los valores para poder calcularlo.
Solución ejemplo 3
¿Cómo se mide la densidad de las sustancias?
Existen diferentes maneras de determinar la densidad de las sustancias dependiendo el estado y las características generales, las principales son:
Método de empuje
Consiste en utilizar el principio de Arquímedes para la determinación de la densidad de un sólido, lo primero es que se toma la masa del sólido, este valor lo llamaremos masa sólido (ms)
Masa de sólido
Una vez se conoce la masa del sólido se procede a tomar la masa de un vaso con agua, este valor lo llamaremos m1
Masa de vaso con agua
Luego se sumerge el sólido dentro del vaso con agua y vuelve a tomarse la masa en la balanza, este valor lo llamaremos m2
Masa del sólido y el vaso con agua
De este modo la densidad del objeto se calcula mediante la fórmula
Determinación por empuje
Método del picnómetro
El picnómetro es un envase de vidrio o acero inoxidable que tiene una tapa con un fino espacio capilar en la parte superior lo que permite obtener volumenes con una gran precisión.
Picnómetro
El uso del picnómetro para determinar la densidad de un líquido es muy habitual, ya que es económico y fácil de utilizar.
Lo primero que se debe hacer es tomar el peso del picnómetro (esta medida se llamará masa del picnómetro) se debe tener cuidado que se encuentre totalmente seco y sin material externo que pueda influir en un aumento de peso.
Peso del picnómetro
Luego se llena el picómetro con agua y vuelve a pesarse (esta medida se llamará masa del picnómetro + agua)
Finalmente se vacía, se seca el picnómetro y se llena nuevamente con la sustancia a la cual le queremos medir la densidad (aceite, alcohol o cualquier sustancia líquida) y se vuelve a tomar el peso (esta medida se llamará masa de picnómetro + líquido), la densidad de la sustancia de interés se calcula a partir de la ecuación
Cálculo con picnómetro
La densidad del agua va a depender de la temperatura a la cual se realizó la medición de las masas y se obtendra de la siguiente tabla
Tabla de densidad de agua a diferentes temperaturas
Tabla del agua a diferentes temperaturas
Ejemplo de cálculo de densidad con un picnómetro
Se desea medir la densidad de un líquido desconocido a través del uso de picnómetro, se pesa el picnómetro y tiene una masa de 45 gramos, luego se llena con agua y termina pesando 90 gramos, se vacía, se seca y se llena con el líquido desconocido y al pesar da como resultado 87 gramos, si todo el experimento se realizó a 20°C ¿Cuál es la densidad de la sustancia desconocida?
Solución
Lo primero que se debe hacer es plantear la ecuación con picnómetro
Cálculo con picnómetro
Se reemplazan los valores de las masas de acuerdo con el enunciado y se busca la densidad del agua en la tabla a 20°C que es 998,29 kg/m3
Solución ejemplo con picnómetro
Método del densímetro
El densímetro es un equipo que permite hacer la determinación de la densidad de un líquido de forma experimental, fácil y rápida.
Simplemente se introduce el densímetro dentro del líquido y este marcará el valor de la densidad.
Densímetro
La única recomendación que se debe tener en cuenta con el uso del densímetro es que el valor de la densidad que arroja es densidad relativa con respecto al agua, entonces si marca 1,2 la densidad será de 1200 kg/m3
Recomendaciones en la medición de las densidades
Minimizar al máximo los errores en el pesaje de la muestra, calibrar la balanza y operarla cuando no hayan corrientes de viento
Evitar la generación de burbujas ya que el volumen dentro es de aire y no de la sustancia que se quiere analizar lo que lleva a errores en la medición
Evitar cambios bruscos de temperatura debido a que algunos líquidos se pueden expandir o contraer afectando el resultado
Establecer las unidades de medida para no confundir gramos con kilogramos o litros con mililitros
¿Puede cambiar la densidad de una sustancia?
Los materiales sólidos y líquidos se considera que tienen una densidad constante, sin embargo algunas sustancias cambian de densidad con cambios en la temperatura, por ejemplo el agua como se puede ver en la tabla:
Desde los 4°C y a medida que se calienta disminuye
Debajo de los 4°C cuando empieza a convertirse en hielo disminuye ( el hielo es menos denso que el agua y por eso flota)
Aunque los cambios son mínimos es importante conocerlos , cuando se habla de sistemas con varios objetos es más fácil determinar los cambios, algunos ejemplos son:
Aumento
Se tiene una caja vacía y se le mide la densidad, después se le van añadiendo rocas a la caja, en este caso el volumen no cambia puesto que la caja no se agranda ni se encoge.
La masa aumenta cada vez que una roca nueva se guarda, para este ejemplo la densidad del sistema cada vez se hace mayor puesto que la masa se hace mayor a medida que el volumen se mantiene constante.
Disminución
Se tiene un kilogramo de agua en estado líquido y se empieza a calentar hasta lograr el punto de ebullición.
Al cambiar al estado gaseoso la masa sigue siendo un kilogramo pero el espacio que ocupa va a ser mayor puesto que el gas ocupa un mayor volumen que el líquido, de este modo se puede disminuir la densidad en un sistema.
Usos de la densidad
Determinación de pureza de diferentes sustancias: por ejemplo la determinación de oro por parte de Arquímedes con la corona
Determinación de flotabilidad o no de cuerpos: diseño de estructuras como barcos, submarinos entre otros
Certificación de calidad de productos: determinación en la leche para saber que no se le ha agregado agua para rendirla
Determinación de espacios en bodegas: cuántos m3 se necesitarán para almacenar una cantidad determinada de un material
Densidad de sustancias
Conociendo el concepto quizás te preguntes ¿Cuál es la densidad del agua?, ¿Cuál es la del aire?, ¿cuál es la del mercurio? o ¿cuál es la del oro? debido a esto tenemos una tabla con las principales sustancias.
La Ecuación de Gay Lussac o ley de Gay Lussac describe la relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen y el número de moles son constantes (es decir en procesos isocóricos y de masa constante).
Fórmula general
Fórmula general
Explicación
A principios de 1800 el científico francés Louis Joseph Gay Lussac demostró que un gas aumenta su presión a medida que aumenta la temperatura si el volumen y la masa se mantienen constantes.
El incremento de la presión ocurre porque al aumentar la temperatura la velocidad de las moléculas del gas aumenta lo que hace que el golpe que efectúan sobre la pared del recipiente que contiene el gas sea más fuerte, a mayor fuerza en el golpe, mayor será la presión.
El fenómeno que ocurre tiene diferentes condiciones a los establecidos por ejemplo en la Ley de Boyle o en la Ley de Charles por lo que es importante no confundirlos.
Experimento de la ley de Charles
Gráfica de la ley de Gay Lussac
Para visualizar la ley de Gay Lussac los resultados de la presión y la temperatura se grafican y de este modo se puede evidenciar la relación entre esas variables.
Gráfica de la ley de Gay Lussac
En la gráfica de la ley de Gay Lussac se puede observar un comportamiento lineal en el comportamiento de la presión frente a la temperatura, a medida que se va calentando el gas en un recipiente que no varía el volumen la presión también se incrementa paulatinamente. de forma análoga se puede concluir que al reducir la temperatura de un gas confinado en un espacio cerrado la presión disminuirá proporcionalmente.
A partir de la ley de Gay Lussac se puede establecer que controlar la temperatura es una buena estrategia para determinar la presión en un proceso determinado, por ejemplo si se requiere que un gas confinado en un cilindro mantenga una presión baja para evitar que estalle se puede controlar su presión enfriando el ambiente.
Aplicaciones de la ley de Gay Lussac
Hoy en día son muchas las aplicaciones en las que se puede evidenciar la ley de Charles, entre otras se encuentran:
Presiones de gases dentro de tanques como por ejemplo los cilindros de gas propano.
Cocción de alimentos a altas presiones y altas temperaturas, por ejemplo en ollas a presión
Cálculo de presiones dentro de reactores
Ejemplos resueltos ley de Guy Lussac
Los ejercicios más comunes en la ley de Guy Lussac son cuatro, el primero donde se pide calcular la temperatura final de un gas luego de aumentar o disminuir la presión.
El segundo donde se pide calcular la presión final del gas cuando se aumenta o se disminuye la temperatura.
En el tercero lo que se pide es calcular la presión inicial de un gas y en el cuarto se pide despejar la temperatura inicial.
Sabemos que son varios tipos de ejercicios pero tranquilo, aquí te presentamos la respuesta para cada uno de ellos.
Primer tipo de ejercicios: Cálculo de temperatura final
En este tipo de ejercicios la pregunta que se realiza es ¿Cuál es la temperatura final del gas después de un aumento o disminución de la presión?, tranquilo aquí te mostraremos cómo resolverlos.
Ejercicio:
Un gas que se encuentra a una presión de 1000 mm Hg y una temperatura de 100°C se comprime hasta llegar a 5000 mmHg ¿cuál será la temperatura final de este gas?
Solución:
El primer paso es plantear la ley de Gay Lussac para determinar la relación que existe entre las presiones y las temperaturas
Fórmula general de Gay Lussac
A partir de la ecuación de la ley de Gay Lussac se despeja la temperatura final quedando la ecuación:
Temperatura final ecuación de Gay Lussac
Lo primero que se debe tener en cuenta es que en las ecuaciones de gases NUNCA se utilizan los grados Celsius, SIEMPRE se trabaja con Kelvin.
Temperatura 100°C en K
Una vez se tiene la temperatura en Kelvin se procede a reemplazar los valores en la ecuación de temperatura final despejada de Gay Lussac y se calcula la solución
Solución ejemplo 1 Gay Lussac
La temperatura final del gas es 1592 °C
Segundo tipo de ejercicios: Cálculo de presión final
Ejercicio
Un gas se encuentra a una presión de 25 atmósferas y una temperatura de 400 K ¿Cuál será la presión si la temperatura se incrementa a 1200 K?
Solución
El primer paso es plantear la ecuación de Gay Lussac para determinar la relación que existe entre las presiones y las temperaturas
Fórmula general de Gay Lussac
A partir de la ecuación de Gay Lussac se despeja la presión final quedando la ecuación:
Presión final de acuerdo a la ecuación de Gay Lussac
Una vez se tiene la ecuación despejada para obtener la presión final se reemplazan los valores correspondientes quedando
Solución ejemplo 2 Gay Lussac
La presión después del calentamiento del gas será de 75 atmósferas.
Tercer tipo de ejercicios: Cálculo de presión inicial
Ejercicio
Un gas se encuentra a una temperatura de 800 K cuando es enfriado hasta los 300 K, a esta temperatura su presión es de 100 PSI ¿Cuál era la presión inicial?
Solución
El primer paso es plantear la ley de Gay Lussac para determinar la relación que existe entre las presiones y las temperaturas
Fórmula general de Gay Lussac
A partir de la ecuación de la ley de Gay Lussac se despeja la presión inicial quedando la ecuación:
Presión inicial ecuación de Guy Lussac
Una vez se tiene la ecuación despejada para obtener la presión inicial se reemplazan los valores correspondientes quedando
Ejemplo 3 resuelto ley de Gay Lussac
La presión inicial del gas eran 266,66 PSI
Cuarto tipo de ejercicios: Cálculo de temperatura inicial
Ejercicio
Un gas se encuentra a una presión de 10 bar y una temperatura inicial desconocida es calentado hasta 650 K, a esta temperatura su presión es de 85 bar ¿Cuál era la temperatura inicial?
Solución
El primer paso es plantear la ley de Gay Lussac para determinar la relación que existe entre las presiones y las temperaturas
Fórmula general de Gay Lussac
Una vez se tiene la ecuación despejada para obtener la temperatura inicial se reemplazan los valores correspondientes quedando
Temperatura inicial ley de Gay Lussac
Ahora se procede a reemplazar los valores
Ejemplo 4 resuelto Gay Lussac
La temperatura inicial del gas era de 76,47 Kelvin
¿Cómo referenciarnos?
Munévar, R. (S.F) Ley de Gay Lussac. ecuacionde.com. Recuperado el día (fecha en la que nos consultas) de https://ecuacionde.com/gay-lussac
Recuerda que si tienes dudas frente a este tema o cualquier otro tema relacionado con ecuaciones puedes dejar tu pregunta en los comentarios o en nuestra página de contacto
La ecuación de gases ideales o ley de gases ideales describe la relación entre la presión y el volumen de un gas en función de la temperatura y el número de moles.
Esta ecuación tiene en cuenta procesos donde hay cambios de presión, cambios de temperatura, cambio en el volumen e incluso cambios en la cantidad de masa.
Fórmula general de la ley
Ecuación gases ideales
¿Qué es un gas ideal?
Un gas ideal o gas teórico es un conjunto de moléculas en estado gaseoso separadas separadas una de la otra de tal manera que no se ejerce fuerzas intermoleculares entre ellas.
La condición de gas ideal ocurre normalmente a bajas presiones y altas temperaturas lo que permite que cada partícula esté alejada una de la otra con el fin de que no interactúen.
Características de los gases ideales
Todos están compuestos por átomos o moléculas
Las moléculas del gas se mueven a altas velocidades
Si dos moléculas chocan se genera un choque elástico, es decir que no hay pérdidas de energía
Se dilatan, lo que significa que aumentan de volumen con los aumentos de temperatura
Son adaptables, no tienen una forma definida sino que adaptan la forma del recipiente que los contiene
En su gran mayoría, son incoloros e inodoros, es decir no tienen ni color ni olor.
Son compresibles, lo que significa que disminuyen el volumen a medida que la presión aumenta.
Ejemplos
Aire
Dióxido de carbono
Monóxido de carbono
Hidrógeno
Nitrógeno
Explicación de la ley
En 1834 un ingeniero y físico francés llamado Émile Clapeyron dedujo por primera vez la ecuación de los gases ideales tomando como base el trabajo realizado por los científicos Boyle y Charles en sus respectivas ecuaciones.
La determinación de esta ley fue crucial ya que se conocían los comportamientos de un gas ideal en procesos que no cambiaban de masa (número de moles constante) pero hacía falta determinar cómo la cantidad variaba las condiciones como presión, temperatura y volumen.
Teniendo en cuenta los resultados obtenidos se pudo comprobar que la presión y el volumen eran directamente proporcionales a la temperatura y el número de moles, esto permitió conocer las diferentes variables a las cuales puede estar un gas.
De este modo se puede determinar que los gases ideales tienen un comportamiento predecible en cuanto a los cambios de presión y temperatura
Constante R
La constante R de los gases ideales es la relación que existe entre la presión, la temperatura, el volumen y el número de moles estándar para un gas, esta se obtiene a partir de la ecuación
Constante R de los gases ideales
Las condiciones estándar para poder determinar la constante son:
Condiciones estándar para constante R de gases ideales
Reemplazando los valores se tiene que
Constante R en atm-litro/mol -K
Una vez se tiene este principio se pueden determinar los valores de la constante R para diferentes unidades de presión, volumen y temperatura, de este modo se obtiene la tabla que se presenta a continuación
Table de constante R para gases ideales
Ejercicios resueltos
Cuando se trata de desarrollar ejercicios de gases ideales siempre se va a tener una incógnita que puede ser presión, volumen, número de moles o temperatura, vamos a resolver cada tipo de ellos.
Primer tipo de ejercicios: Calcular la presión
500 gramos de dióxido de carbono se encuentran a una temperatura de 200 °C ocupando un volumen de 50 litros ¿Cuál es la presión en atm?
Solución
Para utilizar la ecuación de gases ideales es necesario conocer el número de moles del gas, en este caso el ejercicio dice que se cuentan con 500 gramos de dióxido de carbono por lo que debemos convertir esa masa a moles con la ayuda del peso molecular.
Peso molecular del CO2
Una vez se conoce el peso molecular del CO2 se procede a calcular el número de moles que hay en los 500 gramos.
Cálculo de moles de CO2
Una vez se conocen el número de moles se prcede a reemplazar los valores, sin embargo se debe hacer una aclaración y es que en las ecuaciones de gases ideales NUNCA se utilizan los °C por lo que debemos pasar de °C a K.
Conversión de °C a K
Luego se tiene la ecuación general
Ecuación gases ideales
y se despeja la presión
Presión despejada de la ecuación de gases ideales
Luego se reemplazan los valores, es importante saber determinar el valor de la constante R, para este caso como el ejercicio nos pide la presión en atm y el volumen está en litros el valor de R debe ser 0,0082057 atm-litro/mol – K
Solución ejercicio 1 gases ideales
Segundo tipo de ejercicios: Calcular el volumen
Se tienen 100 moles de un gas confinandas en un cilindro a una presión de 2000 mm Hg y una temperatura de 400 K ¿Qué volumen tiene el cilindro? exprese la respuesta en metros cúbicos.
Solución
Se plantea la ecuación para la solución del ejercicio
Ecuación gases ideales
A partir de la ecuación se despeja el volumen quedando
Ecuación de volumen gases ideales
Una vez despejada se procede a reemplazar los valores, para este caso como la presión se encuentra en mmHg, la temperatura en Kelvin y el resultado del volumen debe presentarse en metros cúbicos el valor de la constante R a utilizar es de 0,062361 mmHg – m3 / mol – K
Solución ejercicio 2 gases ideales
Tercer tipo de ejercicios: Calcular la temperatura
50 moles de oxígeno están en un tanque de 1000 litros a una presión de 1 bar ¿a qué temperatura se encuentra el oxígeno?
Solución
Se plantea la ecuación
Ecuación gases ideales
A partir de la ecuación se despeja la temperatura y se reemplazan los valores conocidos, en este caso el valor de R es de 0,08314 bar – litro / mol- K debido a las unidades de presión y temperatura que se tienen
Solución ejercicio 3 gases ideales
Cuarto tipo de ejercicios: Calcular el número de moles
¿Cuántas moles hay en un recipiente de 2 metros cúbicos que contiene un gas a una presión de 500 000 pascales y una temperatura de 300 K?
Solución
Se plantea la ecuación
Ecuación gases ideales
En este ejercicio se pide el número de moles por lo que es necesario despejar n, la presión está en pascales, el volumen en metros cúbicos y la temperatura en Kelvin por lo que la constante R que se utiliza es 8,314472 Pascal – metro cúbico / mol – Kelvin
La ley de Charles o ecuación de Charles o describe la relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión y el número de moles son constantes (es decir en procesos isobáricos y de masa constante).
Fórmula general
Ecuación general
Explicación
Jacques Charles descubrió que al aumentar la temperatura de un gas el volumen también aumentaba de forma proporcional, es decir se cumple la relación
Constante de proporcionalidad entre el volumen y la temperatura
Al aumentar la temperatura, la energía cinética de las moléculas aumenta y por lo tanto obtienen mayor velocidad para moverse, esto conlleva a que el volumen que ocupan sea mayor, siempre se cumple esa proporcionalidad.
Es decir que a mayor temperatura, mayor volumen y en caso de enfriamientos a menor temperatura, menor volumen.
NOTA:La ecuación de la ley de Charles NO funciona con temperaturas relativas (Celsius o Fahrenheit) la temperatura DEBE estar en escalas absolutas (Kelvin)
Gráfica ley de Charles
Para visualizar la ley los resultados del volumen y la temperatura se grafican y de este modo se puede evidenciar la relación entre esas variables.
Gráfica de volumen y temperatura
En la gráfica se puede observar un comportamiento líneal que tiene el volumen de un gas cuando es sometido a cambios de temperatura.
De acuerdo con el enunciado de Charles a mayor temperatura, mayor volumen, y, así mismo, a menor temperatura, menor volumen.
Experimentos ley de Charles
En el año 1787 Jacques Charles publicó su descubrimiento en el cual demostró la relación que existia entre el volumen de un gas y su temperatura, para ello utilizando pistones en los que el aire no podía salir sometió a altas temperaturas dichos gases, a medida que el aire se calienta, aumenta el volumen y el pistón sale así mismo una vez enfría el gas el pistón regresa.
Experimento ley de Charles
Aplicaciones ley de Charles
Hoy en día son muchas las aplicaciones en las que se puede evidenciar la ley de Charles, entre otras se encuentran:
Temperatura de almacenamiento de gases confinados para evitar explosiones.
Inflar globos aerostáticos con llama con el fin de aumentar el volumen.
Temperatura de combustión en motores para calcular la expansión de los émbolos.
Modelos de dispersión de contaminantes en el aire.
Modelos de dispersión de gases venenosos en situaciones de riesgo.
Cambios de volumen en un globo que se guarda en una nevera o se pone al vapor de agua en la cocina (Ley de Charles para niños)
Extracción de sustancias aromáticas con gases, entre otras.
Ejemplos resueltos Ley de Charles
Los ejercicios más comunes de Charles son cuatro, el primero donde se pide calcular el volumen final de un gas luego de cambiar la temperatura
El segundo donde se pide calcular la temperatura final del gas cuando se aumenta o se disminuye el volumen.
En el tercero lo que se pide es calcular la temperatura inicial de un gas y en el cuarto se pide despejar el volumen inicial.
Sabemos que son varios tipos de ejercicios pero tranquilo, aquí te presentamos la respuesta para cada uno de ellos.
Primer tipo de ejercicios: Cálculo de volumen final
En este tipo de ejercicios la pregunta que se realiza es ¿Cuál es el volumen final del gas después de un cambio de temperatura?, tranquilo aquí te mostraremos cómo resolverlos.
Ejercicio
Un gas ocupa un volumen de 10 metros cúbicos a una temperatura de 25°C ¿Qué volumen ocupará si se calienta hasta los 100°C?
Solución:
Lo primero que se debe hacer es despejar el volumen final de la ecuación de la ley de Charles.
Volumen final de acuerdo con la ley de Charles
Antes de reemplazar valores recordemos que la ecuación de Charles no permite el uso de temperatura en grados Celsius por lo que debemos cambiar las unidades a Kelvin, así:
Conversión de 25°C a Kelvin
Del mismo modo se cambia la temperatura de 100°C
Conversión de 100°C a Kelvin
Ahora sí, teniendo las temperaturas en Kelvin se reemplaza en la ecuación del volumen final de acuerdo con la ley de Boyle
Solución ejemplo 1 ley de Charles
El volumen ocupará un volumen de 12,51 metros cúbicos cuando la temperatura es 100°C.
Segundo tipo de ejercicios: Cálculo de temperatura final
En este tipo de ejercicios la pregunta que se realiza es ¿Cuál es la temperatura final del gas después de un cambio de volumen? a continuación te mostramos un ejemplo.
Ejercicio
Un gas ocupaba un volumen de 50 litros a una temperatura de 300 K, después de un proceso de calentamiento el volumen final es de 75 litros ¿Cuál es la temperatura necesaria para lograr esta expansión del gas? Por favor dar la respuesta en Kelvin.
Solución
Se utiliza la ecuación Charles para solucionar el problema
Ecuación general de la ley de Charles
Teniendo en cuenta esta relación se despeja la incógnita que nos interesa que es la temperatura final, es decir T2, de este modo la ecuación queda,
Temperatura final de acuerdo con la ley de Charles
Ahora se reemplazan los valores obteniendo
Solución ejemplo 2 Ley de Charles
La temperatura a la cual se debe llevar el gas para lograr la expansión hasta 75 litros es 450 Kelvin
Tercer tipo de ejercicios: Cálculo de temperatura inicial
En este tipo de ejercicios la pregunta que se realiza es ¿Cuál es la temperatura inicial de un gas el cual sufrió un cambio de volumen? a continuación te mostramos un ejemplo.
Ejercicio
Un gas se encuentra a una temperatura desconocida ocupando un volumen de 400 litros, a través de un proceso de enfriamiento se lleva hasta una temperatura de -100°C , a esta temperatura el gas ocupa un volumen de 250 litros ¿A qué temperatura se encontraba inicialmente el gas? reporte la respuesta en °C.
Solución
Se utiliza la ley de Charles para solucionar el problema
Ecuación general de la ley de Charles
Se despeja la temperatura inicial, T1, que es la variable que nos están preguntando
Temperatura inicial de acuerdo con la Ley de Charles
Antes de reemplazar los valores debemos recordar que no se puede utilizar la temperatura en grados Celsius dentro de la ecuación de Charles por lo que debemos cambiar esta temperatura a Kelvin
Conversión de -100°C a Kelvin
Una vez se tiene la temperatura en Kelvin se procede a reemplazar los valores en la ecuación
Solución ejemplo 3 ley de Charles
Tenemos la temperatura inicial en Kelvin sin embargo el ejercicio solicita que se reporte el resultado en grados Celsius por lo que se hace la conversión
Conversión de 277,04 K a °C
El gas se encontraba a 3,89 °C antes de ser enfriado.
Cuarto tipo de ejercicios: Cálculo de volumen inicial
En este tipo de ejercicios la pregunta que se realiza es ¿Cuál es el volumen inicial de un gas el cual sufrió un cambio de temperatura? ahora el ejemplo.
Problema
Un gas ocupa un volumen desconocido cuando está a 500 Kelvin, una vez se enfría hasta 200 Kelvin el gas ocupa 1500 litros ¿Cuál era su volumen inicial?
Solución
Se utiliza la ecuación
Ecuación general de la ley de Charles
Se despeja la variable que necesitamos, en este ejercicio el volumen inicial, de este modo la ecuación de la ley de Charles queda
Cálculo de volumen inicial de acuerdo con la ley de Charles
Se reemplazan los valores obteniendo
Solución ejemplo 4 ley de Charles
Ejercicios ley de Charles
Question
Your answer:
Correct answer:
You got {{SCORE_CORRECT}} out of {{SCORE_TOTAL}}
Your Answers
Calculadora ecuación de Charles
Para utilizar la calculadora selecciona por favor cuál de las variables deseas despejar, recuerda que por defecto si quieres calcular una temperatura la respuesta estará dada en Kelvin, si es un volumen las unidades corresponden a las que el usuario defina.
Calculadora de la Ley de Charles
Calculadora de la Ley de Charles
¿Cómo referenciarnos?
Munévar, R. (S.F) Ley de Charles. ecuacionde.com. Recuperado el día (fecha en la que nos consultas) de https://ecuacionde.com/charles
Recuerda que si tienes dudas frente a este tema o cualquier otro tema relacionado con ecuaciones puedes dejar tu pregunta en los comentarios o en nuestra página de contacto
Los nombres de los hidrocarburos básicos dependen de 3 factores:
Número de carbonos en su estructura principal
Tipo de enlace
Radicales
Número de carbonos en estructura principal
Dependiendo el número de carbonos que tenga el hidrocarburo en su estructura principal recibe el prefijo
# Carbonos
Prefijo
1
Met
2
Et
3
Prop
4
But
5
Pent
6
Hex
7
Hept
8
Oct
9
Non
10
Dec
11
Undec
12
Dodec
13
Tridec
14
Tetradec
15
Pentadec
16
Hexadec
17
Heptadec
18
Octadec
19
Nonadec
20
Eicos
30
Triacont
40
Tetracont
50
Pentacont
60
Hexacont
70
Heptacont
80
Octacont
90
Nonacont
Tabla de prefijos en la nomenclatura de hidrocarburos a partir del número de carbonos
Tipo de enlace
Dependiendo el enlace principal dentro de la cadena del hidrocarburo este recibirá su nombre dependiendo si los carbonos tiene enlaces sencillos, dobles o triples.
Nomenclatura alcanos
Los alcanos se caracterizan por tener todos los enlaces sencillos el nombre se determina a través del prefijo de la cantidad de carbonos y el sufijo -ano como se muestra a continuación
# Carbonos
Nombre del alcano
Fórmula Química
Estructura Química
1
Metano
CH4
2
Etano
C2H6
3
Propano
C3H8
4
Butano
C4H10
5
Pentano
C5H12
6
Hexano
C6H14
7
Heptano
C7H16
8
Octano
C8H18
9
Nonano
C9H20
10
Decano
C10H22
Nombres, fórmulas y estructuras de alcanos
Fórmula de los alcanos
Fórmula para determinar la cantidad de Carbonos e Hidrógenos en alcanos
Cuando se conoce el número de carbonos de un alcano se puede determinar el número de hidrógenos, los hidrógenos son el doble de los carbonos más dos.
Nomenclatura Alquenos
Los alquenos se caracterizan por tener uno o más enlaces dobles, el nombre se determina a través del prefijo de la cantidad de carbonos y el sufijo -eno como se muestra a continuación.
# Carbonos
Nombre del alqueno
Fórmula Química
2
Eteno
C2H4
3
Propeno
C3H6
4
Buteno
C4H8
5
Penteno
C5H10
6
Hexeno
C6H12
7
Hepteno
C7H14
8
Octeno
C8H16
9
Noneno
C9H18
10
Deceno
C10H20
Nombres, fórmulas y estructuras de alquenos
Es importante recalcar que no existe un alqueno de un solo carbono ya que se necesitan mínimo dos carbonos para hacer un enlace doble y esta es una característica fundamental de los alquenos.
Fórmula de los alquenos
Fórmula para determinar la cantidad de Carbonos e Hidrógenos en alquenos
Cuando se conoce el número de carbonos de un alqueno se puede determinar el número de hidrógenos, los hidrógenos son el doble de los carbonos.
Nomenclatura Alquinos
Los alquinos se caracterizan por tener uno o más enlaces triples, el nombre se determina a través del prefijo de la cantidad de carbonos y el sufijo -ino como se muestra a continuación.
# Carbonos
Nombre del alqueno
Fórmula Química
2
Etino
C2H2
3
Propino
C3H4
4
Butino
C4H6
5
Pentino
C5H8
6
Hexino
C6H10
7
Heptino
C7H12
8
Octino
C8H14
9
Nonino
C9H16
10
Decino
C10H18
Nombres, fórmulas y estructuras de alquinos
Es importante recalcar que no existe un alquino de un solo carbono ya que se necesitan mínimo dos carbonos para hacer un enlace triple y esta es una característica fundamental de los alquinos.
Fórmula de los alquinos
Fórmula para determinar la cantidad de Carbonos e Hidrógenos en alquinos
Cuando se conoce el número de carbonos de un alquino se puede determinar el número de hidrógenos, los hidrógenos son el doble de los carbonos menos dos.
La reacción de combustión es una reacción química de oxidación exotérmica (que genera calor) entre un combustible y oxígeno generando una llama que es una masa incandescente que puede ser visible o no.
Ecuación de reacción de combustión
Combustión de hidrocarburos
Es de resaltar que los combustibles más utilizados en la industria mundial son los hidrocarburos .
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