Contenidos
Artículos
Fisicoquímica 1 Física Química 3 Actividad acuosa 4 Afinidad química 5 Amagat 8 Bateo de oro 9 ChemCatChem 10Chemical Physics Letters 12
Termodinámica química 13 ChemPhysChem 19 Coalescencia 20 Coalescencia (química) 21 Cociente de reacción 21 Coeficiente de difusión 23 Coeficiente osmótico 23
Condiciones estándar (química) 24
Condiciones normales de presión y temperatura 24
Conductividad (electrolítica) 25
Descomposición espinodal 29
Difusión (física) 33
Dipolos permanentes 34
Disolvente 36
Dispersión dinámica de luz 41
Dispersión estática de luz 41
Ecuación de Langmuir 42
Efecto anomérico 43
Efecto Baker-Nathan 44
Efecto isotópico cinético 45
Efecto Jahn-Teller 48
Efectos del disolvente 50
Efusión 54
Electrodo de referencia 55
Electrolito 55
Espectroscopia de resonancia magnética nuclear 62
Espín-Orbital 68
Estado triplete 68
Factor de van't Hoff 70
Femtoquímica 71
Fenómenos cuánticos macroscópicos 72
Fenómenos de transporte 82
Fisisorción 84
Fonón 85
Fraccionamiento de polímeros 86
Fuerza iónica 87
Función de distribución radial 88
Historia de la electroquímica 93
Modelo de iones móviles 97
Isomería conformacional 98
Isoterma de adsorción 101
Isoterma de Freundlich 102
Isoterma de Temkin 103
Journal of Chemical Physics 103
Journal of Physical Chemistry A 105
Journal of Physical Chemistry B 106
Journal of Physical Chemistry Letters 107
Issa Katime 108
Gilbert N. Lewis 113
Ley de Avogadro 114
Ley de distribución de Nernst 117
Ley de Henry 118
Magnitud molar parcial 118
Marcado isotópico 119
Max Volmer 120
Merle Randall 121
Método de Hartree-Fock 122
Modelo de Piepho-Krausz-Schatz 124
Método de orbitales moleculares como una combinación lineal de orbitales atómicos 124
Método Hückel 126
Orbital molecular 128
Ósmosis 131
Oxígeno triplete 142 Paracoro 144 Permeabilidad selectiva 145 Polaridad (química) 145 Polarizabilidad 147 Potencial de Galvani 149
Potencial de unión líquida 152
Potencial zeta 154 Presión osmótica 155 Quimiosmosis 166 Regla de Bredt 169 Regla de Konowaloff 170 Reglas de Baldwin 170 Saturación (química) 173 Semivida de eliminación 174
Sobre el equilibrio de las substancias heterogéneas 175
Sobresaturación 178
Soluto 179
Tensión anular 179
Teoría de Marcus 181
Transferencia electrónica (química) 184
Vibración molecular 184
Volatilidad (química) 186
Índice de contaminación modificado 187
Índice de densidad de sedimentos 188
Referencias
Fuentes y contribuyentes del artículo 189
Fuentes de imagen, Licencias y contribuyentes 192
Licencias de artículos
Fisicoquímica 1
Fisicoquímica
La fisicoquímica, también llamada química física, es una subdisciplina de la química que estudia la materia empleando conceptos físicos y químicos.
Según el renombrado químico estadounidense Gilbert Lewis, "la fisicoquímica es cualquier cosa interesante", con lo cual probablemente se refería al hecho de que muchos fenómenos de la naturaleza con respecto a la materia son de principal interés en la físicoquímica.
La fisicoquímica representa una rama donde ocurre un cambio de diversas ciencias, como la química, la física, termodinámica, electroquímica y la mecánica cuántica donde funciones matemáticas pueden representar interpretaciones a nivel molecular y atómico estructural. Cambios en la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas, sólido, líquido y/o gaseoso se encuentran también relacionados a estas interpretaciones de interacciones moleculares.
El físico estadounidense del siglo XIX Willard Gibbs es también considerado el padre fundador de la fisicoquímica, donde en su publicación de 1876 llamada On the Equilibrium of Heterogeneous Substances (Estudio sobre el
equilibrio de sustancias heterogéneas) acuñó términos como energía libre, potencial químico, y regla de las fases,
que años más tarde serían de principal interés de estudio en esta disciplina.
La fisicoquímica moderna tiene firmes bases en la física pura. Áreas de estudio muy importantes en ella incluyen a la termoquímica (termodinámica química), cinética y dinámica química, química cuántica, mecánica estadística, electroquímica, magnetoquímica, energética, química del estado sólido y de superficies, y espectroscopia. La fisicoquímica forma parte fundamental en el estudio de la ciencia de materiales.
Historia de la fisicoquímica
La fisicoquímica no se constituyó como especialidad independiente de la química hasta principios del siglo XX. Se pueden tomar como punto de partida de la nueva especialidad las fechas de creación de dos de las primeras revistas que incorporaron este nombre a su título: la alemana Zeitschrift für physicalische Chemie dirigida por Wolfgang Ostwald (1853-1932) y Jacobus Henricus Van't Hoff (1850-1930), que comenzó su publicación en 1887, y la estadounidense Journal of Physical Chemistry dirigida por Wilder Dwight Bancroft (1867-1953) desde 1896. A pesar de ello, durante todo el siglo XIX se realizaron notables aportaciones a algunos de los campos que habitualmente suelen reunirse bajo la fisicoquímica, tales como la electroquímica, la termoquímica o la cinética química.
La obra de Alessandro Volta (1745-1827), especialmente la pila que lleva su nombre, fue el punto de partida de muchos trabajos en los que se estudió los efectos de la electricidad sobre los compuestos químicos. A principios del siglo XIX, Humphry Davy (1778-1829) hizo pasar la corriente eléctrica a través de sosa y potasa fundida, lo que le permitió estudiar dos nuevos metales: el sodio y el potasio. Su principal discípulo y su sucesor en la Royal
Institution fue Michael Faraday (1791-1867), que continuó las investigaciones de su maestro. En un artículo
publicado en 1834, Faraday propuso sus dos conocidas leyes sobre la electrólisis. La primera afirma que la cantidad de sustancia que se deposita en un electrodo es proporcional a la cantidad de carga eléctrica que atraviesa el circuito. En su segunda ley, Faraday afirma que la cantidad de carga eléctrica que provoca el desprendimiento de un gramo de hidrógeno produce el desprendimiento de una cantidad igual al equivalente electroquímico de otras sustancias. Los trabajos realizados por Antoine Lavoisier (1743-1794) y Pierre-Simon Laplace (1749-1827) son habitualmente considerados como el punto de partida de la termoquímica. Diseñaron un nuevo instrumento, el calorímetro, en el que podía realizar mediciones sobre la cantidad de "calórico" desprendido durante las reacciones químicas. Laplace y Lavoisier pensaban que el calórico era uno de los elementos imponderables y que los gases eran compuestos de calórico y el elemento correspondiente. En la primera mitad del siglo XIX, la idea del calórico fue abandonada y comenzaron a realizarse las investigaciones que permitieron el establecimiento de las leyes de la termodinámica. La
Fisicoquímica 2 aplicación de estas investigaciones a los procesos químicos permitió el surgimiento de la termoquímica, gracias a la obra de autores como Marcelin Berthelot (1827-1907) o Henry Le Châtelier (1850-1936).
Uno de los primeros trabajos dedicados al estudio de la cinética química fue el realizado por Ludwig Ferdinand Wilhelmy (1812-1864) sobre la velocidad de cambio de configuración de determinados azúcares en presencia de un ácido. A mediados del siglo XIX, Wilhelmy llegó a la conclusión de que la velocidad del cambio era proporcional a la concentración del azúcar y del ácido y que también variaba con la temperatura. La colaboración entre un químico, George Vernon Harcourt (1834-1919), y un matemático, William Esson (1838-1916), permitió la introducción de ecuaciones diferenciales en el estudio de la cinética química. Esson fue el introductor de los conceptos de reacciones de "primer orden", cuya velocidad es proporcional a la concentración de un solo reactivo, y de reacciones de "segundo orden", en las cuales la velocidad es proporcional al producto de dos concentraciones. En los últimos años del siglo XIX, los trabajos de Jacobus Henricus Van't Hoff (1852-1911) tuvieron una gran influencia en este y otros campos de la química. Entre sus aportaciones, se encuentra la introducción del "método diferencial" para el estudio de la velocidad de las reacciones químicas y su famosa ecuación que permite relacionar la velocidad y la temperatura de la reacción.
El desarrollo de la mecánica cuántica y su aplicación al estudio de los fenómenos químicos ha sido uno de los cambios más notables que se han producido en la química del siglo XX. Entre los científicos que más aportaciones han realizado en este sentido se encuentra Linus Pauling, autor de libros tan significativos como su Introduction to
Quantum Mechanics, With applications to Chemistry (1935) o The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals (1939). Entre otras muchas aportaciones, Linus Pauling fue el introductor de nuestro
concepto moderno de electronegatividad.
Fisicoquímicos destacados
•• Linus Pauling •• Svante Arrhenius •• Peter Debye •• Erich Hückel •• J.W. Gibbs •• J.H. van 't Hoff •• Lars Onsager •• Wilhelm Ostwald •• Paul John Flory •• Jonathan Flower •• Joachim Sauer• P.W. Atkins (1978). Physical Chemistry. Oxford University Press. ISBN 0-7167-3539-3.
• R.J. Hunter (1993). Introduction to Modern Colloid Science. Oxford University Press. ISBN 0-19-855386-2.
• M. Díaz Peña, A. Roig Muntaner (1984). Química Física. Alhambra. Madrid. ISBN 84-205-0569-2.
• J. Bertran Rusca, J. Núñez Delgado (2002). Química Física. Ariel, Barcelona. ISBN 84-344-8050-6.
Física Química 3
Física Química
La Física Química es una subdisciplina que investiga fenómenos físicoquímicos usando técnicas de la Física atómica y molecular, y de la Física del estado sólido; es la rama de la Física que estudia los procesos químicos desde el punto de vista de la física. Aunque se encuentra en la interfaz entre Física y Química, la Física Química es distinta de la Química física por el hecho de que se enfoca en los elementos y teorías característicos de la física. A su vez, la Química física estudia la naturaleza física de la química. Sin embargo, la distinción entre estos dos campos es vaga, y los que trabajan en ellos a menudo realizan prácticas en ambos campos durante el curso de sus investigaciones.
Lo que hacen los físicos químicos
En general, los físicos químicos investigan la y la dinámica de iones, radicales libres, "clusters", moléculas y polímeros. Las áreas de estudio incluyen el comportamiento cuántico de las reacciones químicas, el proceso de solvatación, el flujo de energía inter- e intra-molecular, y entidades simples como los puntos cuánticos. Los físicos químicos experimentales usan una variedad de técnicas espectroscópicas para entender mejor el enlace de hidrógeno, la transferencia de electrones, la formación y desintegración de enlaces químicos, las reacciones químicas y la formación de nanopartículas. Los físicos químicos teóricos crean simulaciones de los procesos moleculares investigados en estos experimentos tanto para explicar los resultados como para guiar investigaciones futuras. Las metas de la investigación física química incluyen la comprensión de las estructuras y reacciones al nivel de mecánica cuántica, el esclarecimiento de la estructura y reactividad de los iones y radicales en fase gaseosa, y el descubrimiento de aproximaciones exactas para hacer computacionalmente accesible la física de los fenómenos químicos. Los físicos químicos están buscando respuestas para preguntas como:
•• ¿Se pueden probar experimentalmente las predicciones de la mecánica cuántica respecto a la vibración y rotación de moléculas sencillas?
•• ¿Se pueden desarrollar métodos más exactos para calcular la estructura electrónica y las propiedades de las moléculas?
•• ¿Podemos entender las reacciones químicas a partir de principios fundamentales?
• ¿Por qué los puntos cuánticos parpadean (en un patrón que sugiere cinética fractal) después de absorber fotones de luz?
•• ¿Cómo tienen lugar realmente las reacciones químicas?
•• ¿Cuál es el proceso paso a paso que ocurre cuando una molécula aislada se solvata?
• ¿Pueden usarse las propiedades de iones negativos para determinar estructuras moleculares, comprender la dinámica de las reacciones químicas, o explicar la fotodisociación?
• ¿Por qué una corriente de rayos X blandos arranca suficientes electrones de los átomos de un cluster de xenón para causar que el cluster explote?
Campos relacionados
• Fisicoquímicaeres gayuántica]] •• Física del estado sólido •• Espectroscopía
•• Fuerzas intermoleculares •• Ciencia de superficies •• Moléculas de van der Waals
Física Química 4
Publicaciones
•• Chemical Physics Letters •• Journal of Chemical Physics
Actividad acuosa
La actividad acuosa es considerada como parámetro en el estudio de la química de los
alimentos.
Actividad acuosa (denominada también «actividad de agua») se define
como la relación que existe entre la presión de vapor de un alimento dado en relación con la presión de vapor del agua pura a la misma temperatura. Se denomina por regla general como aw del idioma inglés
Water activity, aw ). La actividad acuosa es un parámetro estrechamente ligado a la humedad del alimento lo que permite determinar su capacidad de conservación, de propagación microbiana, etc. La actividad acuosa de un alimento se puede reducir aumentando la concentración de solutos en la fase acuosa de los alimentos mediante la extracción del agua (liofilización) o mediante la adición de nuevos solutos. La actividad acuosa junto con la temperatura, el pH y el oxígeno son los factores que más influyen en la estabilidad de los productos alimenticios.
Definición formal
Una definición más formal de la actividad acuosa, representada por aw:
Características
Existen diversos factores que controlan la actividad acuosa de un sistema. Los efectos coligativos de las especies disueltas (como puede ser por ejemplo la sal o el azúcar) la interacción dipolar, iónica, o de enlace de hidrógeno con las moléculas de agua. Los efectos de capilaridad cuando el vapor de agua sobre el menisco es menor que en el agua pura debido a las interacciones de puente de hidrógeno entre las moléculas de agua. La interacciones de superficie interaccionan directamente con los enlaces de las substancias disueltas o en suspensión (como puede ser el almidón o
las proteinas) mediante fuerzas dipolares de los enlaces iónicos (H3O++ o OH-), fuerzas de Van der Waals (enlaces
hidrofóbicos) y enlaces de hidrógeno. La combinación de estos tres factores en los productos alimenticios hace que se reduzca la energía del agua y se reduzca igualmente la humedad relativa comparada con el agua pura. Estos factores pueden ser agrupados en dos amplias categorías: efectos de ósmosis y de matriz.
Actividad acuosa 5
Bibliografía
• Fennema, O.R., Ed. (1985). Food Chemistry - Second Edition, Revisado y Expandido. New York: Marcell Dekker, Inc. pp. 46-50.
• Water Activity of Some Foods and Susceptibility to Spoilage by Microorganisms [1], 30 May 2007
Referencias
[1] http://www.decagon.com/aw/microbes
Afinidad química
En química física, la afinidad química puede ser definida como las propiedades electrónicas por las que especies
químicas disímiles son capaces de formar compuestos químicos.[1] La afinidad química también puede referirse a la
tendencia de un átomo o compuesto para combinarse por una reacción química con átomos o compuestos de composición distinta.
Según el historiador químico Henry Leicester, el influyente libro de texto de 1923 Thermodynamics and the Free
Energy of Chemical Reactions (Termodinámica y Energía Libre de las Reacciones Químicas) por Gilbert N. Lewis y
Merle Randall condujo a la sustitución del término "afinidad" por el término "energía libre" en la mayor parte del mundo angloparlante.
Concepciones modernas
En términos modernos, relacionamos afinidad al fenómeno en el que ciertos átomos o moléculas tienen la tendencia a agregarse o enlazarse. Por ejemplo, en el libro de 1919 Chemistry of Human Life (La Química de la Vida Humana), el fisiólogo George W. Carey enuncia:
La salud depende de una cantidad apropiada de fosfato de hierro Fe3(PO4)2 en la sangre, porque las
moléculas de esta sal tienen afinidad química por el oxígeno, y lo transportan a todas las partes del organismo.
En este contexto anticuado, se encuentra que la afinidad química es sinónimo con el término "atracción magnética". Muchos escritos, hasta cerca de 1925, también se refieren a la "ley de afinidad química".
Termodinámica
En 1923, el matemático y físico belga Théophile de Donder derivó una relación entre la afinidad y la energía
libre de Gibbs de una reacción química. A través de una serie de derivaciones, de Donder mostró que si se
considera una mezcla de especies químicas con la posibilidad de que haya una reacción química, puede probarse que se conserva la siguiente relación:
Con los escritos de Théophile de Donder como precedente, Ilya Prigogine y Defay en su Chemical Thermodynamics
(Termodinámica Química) de 1954, definieron la afinidad química (denotada por ), como una función de los
incrementos en el calor de reacción incompensado y la variable del progreso de la reacción (denotadas por y
, respectivamente): (1).
Esta definición es útil para cuantificar los factores responsables tanto para el estado de los sistemas en equilibrio
Afinidad química 6 La definición IUPAC actual de la afinidad química es: El negativo de la derivada parcial de la energía de Gibbs
con respecto a la extensión de la reacción a temperatura y presión constante. Es positiva para reacciones espontáneas.[2]
Historia
Históricamente, la "afinidad química" se refiere a la "fuerza" que origina una reacción química.[3] Una definición más amplia, usada generalmente a través de la historia, es que la afinidad química es donde las sustancias entran o resisten la descomposición.
El siguiente enunciado, hecho por Ilya Prigogine, resume el concepto de afinidad:
Todas las reacciones químicas llevan al sistema a un estado de equilibrio en el que las
afinidades de las reacciones se desvanecen
El término afinidad ha sido usado figurativamente desde cerca a 1600 en discusiones de relaciones estructurales en química, filología, etc., y hay referencias a "atracción natural" desde 1616.
La idea de afinidad es extremadamente antigua. Muchos intentos se han hecho en la identificación de sus orígenes. Sin embargo, la mayoría de esos intentos, excepto en modos generales, terminan en futilidad dado que las
‘afinidades’ yacen en una base plenamente mágica, en consecuencia precediendo a la ciencia.[4] Sin embargo, la
química física fue una de las primeras ramas de la ciencia en estudiar y formular una "teoría de la afinidad". El nombre affinitas fue usado primero en el sentido de relación química por el filósofo alemán Alberto Magno cerca del año 1250. Posteriormente, Robert Boyle, John Mayow, Johann Glauber, Isaac Newton, y Georg Stahl adelantaron ideas sobre la afinidad electiva en intentos de explicar cómo está involucrado el calor durante las reacciones de combustión.[5]
El término moderno afinidad química es una variante algo modificada de sus precursores "afinidad electiva" o atracciones electivas, del siglo XVIII, acuñado por el químico sueco Torbern Olof Bergman de su libro De
attractionibus electivis (1775). Antoine Lavoisier, en su famoso Traitée Élémentaire de Chimie (Tratado elemental
de química) de 1790, hace referencia al trabajo de Bergmann y discute el concepto de afinidades o atracciones electivas.
Afinidad química 7
Tabla de afinidades de Geoffroy de 1718
La primera tabla de afinidades, que estaba basada en reacciones de desplazamiento, fue publicada en 1718 por el químico francés Étienne François Geoffroy. Su nombre está más asociado en conexión con estas tablas de "afinidades" (tables des rapports), que fueron presentadas por primera vez a la Academia Francesa en 1718 y 1720, como se muestra a continuación:
Tabla de Afinidades de Geoffroy (1718): en la cabecera de cada columna está una sustancia con la que todas las sutancias abajo se pueden combinar, donde cada columna debajo de la cabecera está ranqueada por grados de "afinidad".
Estas fueron listadas, preparadas por observaciones colacionando las acciones de las sustancias sobre otras, mostrando los diversos grados de afinidad exhibidos por cuerpos análogos para diferentes reactivos y mantuvieron este perfil por el resto del siglo, hasta que fueron desplazados por las concepciones más profundas introducidas por Claude Berthollet.
Referencias
[1] Chemical Affinity (http://www.1911encyclopedia.org/Chemical_affinity) - Britannica 1911 [2] IUPAC Green Book and Gold Book in .pdf (http://www.IUPAC.org)
[3] Thomas Thomson. (1831). A System of Chemistry, vol. 1. p.31 (chemical affinity is described as an "unknown force"). 7th ed., 2 vols. [4]
[4] Malthauf, R. P. (1966). The Origins of Chemistry. Pg. 299. London.
[5] Partington, J.R. (1937). A Short History of Chemistry. New York: Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65977-1
Lecturas posteriores
Algunos libros importantes sobre la alquimia de Newton, puesto que él fue uno de los principales ponentes de la teoría de la afinidad química, son:
1. Dobbs, Betty Jo Teeter. The Foundations of Newton's Alchemy: or, "The Hunting of the Greene Lyon". Cambridge: Cambridge University Press, 1975. ISBN 0-521-20786-X
Afinidad química 8 2. Dobbs, Betty Jo Teeter. The Janus Faces of Genius: the Role of Alchemy in Newton's Thought. Cambridge:
Cambridge University Press, 1991. ISBN 0-521-38084-7
Notas
• The excerpt from Janus Faces at (http://www.loc.gov/catdir/samples/cam031/91008695.pdf) includes a
discussion of the historiographical issue of Newton's alchemy and footnotes that provide a starting bibliography on Newton's alchemy.
• Este artículo es una obra derivada de la edición de 1911 de la Encyclopædia Britannica, disponible sin
restricciones conocidas de derecho de autor. Esta obra derivada se encuentra disponible bajo las licencias GNU
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Enlaces externos
• Chemical Affinity and Absolute Zero (http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1920/press. html) - Alocución en presentación al Premio Nóbel de Química por Gerard de Geer
• Elements, Principles and the Narrative of Affinity (http://72.14.203.104/
search?q=cache:V8hWHBu0njMJ:eprints.dur.ac.uk/archive/00000085/01/Eddy_elements.rtf+Louis+
Lemery&hl=en&ct=clnk&cd=10&gl=us) – Revisión Ensayo
Amagat
Un amagat es una unidad práctica de densidad numérica. Aunque puede aplicarse a cualquier sustancia en cualquier condición, se define como el número de moléculas de gas ideal por unidad de volumen a 1 atm (= 101,325 kPa) y 0 °C (= 273,15 K). Recibe su nombre en honor de Émile Amagat, de quien también recibe su nombre la ley de Amagat.
Definición
La densidad numérica, η, está definida como ,
donde n0 = 1 amagat = 2,686 7774×1025 m−3 = 44,614 981 mol/m3 es la constante de Loschmidt.
En la práctica, la densidad numérica de un gas ideal a presión P y temperatura T puede calcularse como[1]
, donde T0 = 273,15 K y P0 = 101,325 kPa.
Amagat 9
Ejemplo
La densidad numérica de un gas ideal a temperatura ambiente (20 °C) y 1 atm (101,325 kPa) es .
Referencias
[1] En esta fórmula, se deben utilizar las unidades absolutas de presión y temperatura, relativas al vacío y al cero absoluto.
Enlaces externos
• Esta obra deriva de la traducción de Amagat de la Wikipedia en inglés, concretamente de esta versión del 14 de marzo de 2013 (http://en.wikipedia.org/wiki/Amagat?oldid=544203258), publicada por sus editores (http://
en.wikipedia.org/wiki/Amagat?action=history) bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia
Creative Commons Atribución-CompartirIgual 3.0 Unported.
Bateo de oro
Bateo de oro es la extracción de oro de un caudal de agua mediante el uso de una batea que se llena de arena
sumergiéndola en la corriente, removiendo con la mano se desprende de la grava hasta dejar sólo la arena y las posible pepitas de oro.
Batea americana.
Los arrastres hacen que el agua rompa las piedras de cuarzo liberando las pepitas de oro que llevan dentro. Una vez liberadas, estas pepitas son laminadas por los cantos rodados, que son arrastrados por los cauces de los ríos, quedando divididas en múltiples y pequeñas partículas. El mayor peso del oro hace que las partículas de oro se depositen en los fondos de los saltos de agua y en los remansos de los recodos de los ríos, fuera de las corrientes fuertes.
El bateo de oro era un sistema de extracción del oro de forma artesanal y origen ancestral. En la actualidad, debido a su baja rentabilidad, olvidando su primigenia finalidad económica, como minería extractiva, ha pasado a tener una finalidad turística, lúdica y deportiva.
Referencias
Bateo de oro 10
Bateo de oro en Chattahoochee, Georgia, EE.UU.
Referencias
[1] http://www.uv.es/~rgasco/nueva/bateo.htm
ChemCatChem
ChemCatChem
País Alemania
Idioma Inglés
Especialidad Química de catálisis Abreviatura ChemCatChem
Año de fundación 2009
Desarrollo
Editor Bert Weckhuysen
Uwe Bornscheuer Luis A. Oro Publicador John Wiley & Sons
Circulación Frecuencia Mensual Factor de impacto 3,345 (2010) ISSN ISSN 1867-3899 1867-3880, 1867-3899 [1] ISSN-e ISSN 1867-3899 [2] LCCN LCCN 2009204183 [3] CODEN CHEMK3 OCLC OCLC 459787771 [4] [5]
ChemCatChem 11
ChemCatChem (abreviado como ChemCatChem) es una revista científica mensual, revisada por pares, que publica
artículos sobre la química de los catalizadores.[6] La revista pertenece a la 'Editorial Union of Chemical Societies
(EUChemSoc), una organización que agrupa a 14 sociedades europeas de química pertenecientes a diversos países.[7]
que la edita junto a Gesellschaft Deutscher Chemiker (GDCh, Alemania) y la German Catalysis Society (GeCatS) De acuerdo con el Journal Citation Reports, el factor de impacto de esta revista era 3,345 en 2010. Los editores son Bert Weckhuysen (Universidad de Utrecht), Uwe Bornscheuer (Universidad de Greifswald) y Luis A. Oro (Universidad de Zaragoza).[8]
ChemCatChem es una revista hermana de las publicaciones Angewandte Chemie, ChemMedChem, ChemBioChem,
y ChemPhysChem.
Objetivos y temas
La revista publica trabajos de investigación primaria y revisiones sobre catálisis homogénea, heterogénea, así como de biocatálisis. Sus autores y lectores provienen tanto del mundo académico, como de la industria química y laboratorios gubernamentales en todo el mundo.
Referencias
[1] http://www.worldcat.org/issn/1867-3880, [2] http://www.worldcat.org/issn/1867-3899 [3] http://lccn.loc.gov/2009204183 [4] http://www.worldcat.org/oclc/459787771
[5] http://www3.interscience.wiley.com/journal/122208635/home
[6] Ligne éditoriale (http://www3.interscience.wiley.com/journal/122208635/home/ProductInformation.html) [7] ChemPubSoc Europe (http://www.wiley-vch.de/vch/journals/2111/chempubsoc-eu.html)
Chemical Physics Letters 12
Chemical Physics Letters
Chemical Physics Letters
País Reino Unido
Idioma Inglés
Especialidad Química física Abreviatura Chem. Phys. Lett.
CPL Año de fundación 1967 Desarrollo Editor D. C. Clary M. Okumura R.J. Saykally V. Sundström Publicador Elsevier Science
Circulación Frecuencia 36 números al año Factor de impacto 2,280 (2010) ISSN ISSN 1873-4448 0009-2614, 1873-4448 [1] ISSN-e ISSN 1873-4448 [2] LCCN LCCN 78002023 [3] CODEN CHPLBC OCLC OCLC 1553982 [4] [5]
Chemical Physics Letters es una revista científica, revisada por pares, que publica artículos de investigación en
todas las áreas de la Fisicoquímica. Cada año se publican 36 números, es decir, la periodicidad es aproximadamente decenal. Es publicada desde 1967 por Elsevier.
Según el Journal Citation Reports, el factor de impacto de esta revista era 2,291 en 2009 y 2,280 en 2010.[6] Los
actuales editores de la publicación son David C. Clary (Universidad de Oxford, Reino Unido), M. Okumura (Instituto de Tecnología de California, Pasadena (California), Estados Unidos), R.J. Saykally (Universidad de
Chemical Physics Letters 13
Referencias
[1] http://www.worldcat.org/issn/0009-2614, [2] http://www.worldcat.org/issn/1873-4448 [3] http://lccn.loc.gov/78002023
[4] http://www.worldcat.org/oclc/1553982
[5] http://www.sciencedirect.com/science/journal/00092614
[6] Factores de impacto de las revistas de Química Física y espectroscopia, editadas por Elsevier. (http://about.elsevier.com/impactfactor/ author-reports-4674055/webpage/author-webpage-4674055.html)
[7] Editorial board. (http://www.elsevier.com/wps/find/journaleditorialboard.cws_home/505707/editorialboard)
Enlaces externos
• Sitio web de la revista (http://www.elsevier.com/wps/find/journaldescription.cws_home/505707/ description#description)
• Elsevier (http://www.elsevier.com/)
• Revistas de Elsevier (http://web.archive.org/web/http://www.elsevier.com/wps/find/
subject_journal_browse.cws_home/P04?SH1Code=P04&showProducts=Y)
Termodinámica química
Termodinámica química es el estudio de la interrelación entre el calor y el trabajo con reacciones químicas o con
cambios físicos del estado dentro de los confines de las leyes termodinámicas. La termodinámica química involucra no sólo mediciones de varias propiedades termodinámicas en el laboratorio, sino también la aplicación de métodos matemáticos al estudio de preguntas químicas y a la espontaneidad de los procesos.
La estructura de la química termodinámica está basada en las primeras dos leyes de la termodinámica. Comenzando a partir de la primera y segunda ley de la termodinámica, cuatro expresiones matemáticas llamadas "ecuaciones fundamentales de Gibbs" se pueden obtener. A partir de estas cuatro, gran cantidad de ecuaciones relacionadas con propiedades termodinámicas del sistema termodinámico pueden ser derivadas utilizando matemáticas relativamente sencillas. Esto delinea la infraestructura matemática de la termodinámica química.
Termodinámica química 14
J. Willard Gibbs – fundador de la
termodinámica química
En 1865, el físico alemán Rudolf Clausius en su Teoría Mecánica del
Calor sugirió que los principios de la termoquímica, por ejemplo el
calor producido en reacciones de combustión, podían ser aplicados a
los principios de la termodinámica.[1] Ampliando el trabajo de
Clausius, entre los años 1873 y 1876 el físico-matemático americano Willard Gibbs publicó una serie de tres artículos, siendo el más famoso de ellos En el Equilibrio de Sustancias Heterogéneas. En estos artículos, Gibbs mostró cómo las primeras dos leyes de la termodinámica podían ser medidas de manera gráfica y matemática para determinar tanto el equilibrio termodinámico de las reacciones químicas como su respectiva tendencia a ocurrir o proceder. La colección de artículos de Gibbs proporcionó el primer cuerpo unificado de teoremas termodinámicos a partir de los principios desarrollados por otros, tales como Clausius y Sadi Carnot.
A inicios del siglo XX, dos grandes publicaciones aplicaron exitosamente en procesos químicos los principios desarrollados por
Gibbs y fue así como se estableció el fundamento para la ciencia de la termodinámica química. La primera publicación fue el libro de texto de 1923 Termodinámica y la Energía Libre de las Sustancias Químicas por Gilbert N. Lewis y Merle Randall. Este libro fue responsable de reemplazar afinidad química por el término energía libre en el mundo del habla inglés. La segunda fue el libro de 1933 Termodinámica Moderna por los métodos de Willard
Gibbs escrito por E. A. Guggenheim. En esta manera, Lewis, Randall y Guggenheim son considerados como los
fundadores de la termodinámica química moderna debido a la gran contribución que generaron estos dos libros en unificar la aplicación de la termodinámica a la química.
Resumen
El principal objetivo de la termodinámica química es la creación de un criterio para la determinación de la viabilidad
o espontaneidad de una transformación dada.[2] De esta manera, la termodinámica química es comúnmente utilizada
para predecir los intercambios de energía que ocurren en los siguientes procesos: 1.
1. Reacciones químicas 2.
2. Cambios de fase
3. La formación de soluciones
Las siguientes funciones de estado son la principal preocupación en la termodinámica química: • Energía interna (U)
• Entalpía (H) • Entropía (S)
• Energía libre de Gibbs (G)
Muchas identidades en la termodinámica química surgen de la aplicación de la primera y segunda leyes de la termodinámica, particularmente la ley de la conservación de energía a estas funciones de estado.
Las 3 leyes de la termodinámica:
1.
1. La energía del universo es constante. 2.
2. En cualquier proceso espontáneo siempre hay un incremento de la entropía en el universo. 3.
Termodinámica química 15
Energía química
Energía química es el potencial de una sustancia química para experimentar una transformación a través de una
reacción química o para transformar otras sustancias químicas. Romper o generar enlaces químicos implica energía, la cual puede ser absorbida o generada de un sistema químico.
La energía que puede ser liberada (o absorbida) debido a una reacción entre un conjunto de sustancias químicas es igual a la diferencia entre el contenido energético en los productos y reactivos. Este cambio en la energía es llamado
el cambio en la energía interna de una reacción química. Donde es la energía interna de la formación
de moléculas de reactivos que puede ser calculado a partir de las energías de enlace de varios enlaces químicos de las
moléculas bajo consideración y es la energía interna de la formación de las moléculas de producto.
El cambio en la energía interna de un proceso es igual al cambio de calor si es medido bajo condiciones de volumen constante, así como en un contenedor rígido tal como una bomba calorimétrica. Sin embargo, bajo condiciones de presión constante, como reacciones en recipientes abiertos a la atmósfera, el cambio de calor medido no siempre es igual al cambio de energía interna, ya que el trabajo presión-volumen también libera o absorbe energía. (El cambio de calor a presión constante es llamado cambio de entalpía; para este caso la entalpía de formación).
Otro término útil es el calor de combustión, el cual es la energía liberada debido a una reacción de combustión y es comúnmente aplicado en el estudio de combustibles. La comida es similar a combustibles hidrocarburo y carbohidrato y cuando se oxida su contenido calórico es similar (sin valorarlo de la misma forma que un hidrocarburo). En termodinámica química el término utilizado para la energía potencial química es potencial químico y para la transformación química una ecuación sumamente utilizada es la ecuación Gibbs-Duhem.
Reacciones químicas
En muchos casos de interés en la termodinámica química existen grados de libertad internos y procesos como reacciones químicas y transiciones de fase, las cuales siempre generan entropía a menos que se encuentren en equilibrio o mantenidas en un "equilibrio constante" a través de cambios "cuasi-estáticos" al ser sumados a dispositivos limitantes como pistones o electrodos, con el fin de entregar y recibir trabajo externo. Incluso para materiales "bulto" homogéneos las funciones de energía libre dependen de la composición, así como potenciales
termodinámicos extensivos, incluyendo la energía interna. Si las cantidades { Ni }, el número de especies químicas
son omitidos de la fórmula, es imposible describir cambios en la composición.
Función Gibbs
Para un sistema "bulto" (no estructurado) hay variables extensivas. Para un sistema "bulto" homogéneo no estructurado, aún hay varias variables composicionales "extensivas" { Ni } que G depende de, el cual especifica la
composición, la cantidad de cada sustancia química, expresada como el número de moléculas presentes o (divididas por el número de Avogadro), el número de moles.
Para el caso en donde únicamente PV realizan trabajo es posible
en donde μi es el potencial químico para el i-ésimo componente en el sistema
La expresión para dG es muy útil a T y P constantes, condiciones que son fáciles de alcanzar de manera experimental y que aproximan la condición en criaturas vivientes
Termodinámica química 16
Afinidad química
Mientras esta formulación es matemáticamente justificable, no es particularmente clara desde que no se puede de manera simple remover o añadir moléculas de un sistema. Siempre hay un proceso involucrado en cambiar la composición; por ejemplo, una (o varias) reacciones químicas o movimiento de moléculas de una fase (líquida) a
otra (gas o sólida). Debemos encontrar la notación que no parezca insinuar que la cantidad de componentes ( Ni }
puede ser cambiado de manera independiente. Todos los procesos reales obedecen a la conservación de masa y además, la conservación del número de átomos de cada clase. Sin importar las moléculas transferidas hacia o desde, deben considerarse parte del "sistema".
Consecuentemente se introduce una variable explícita para representar el grado de avance de un proceso, una variable de progreso, ξ para el alcance de la reacción (Prigogine & Defay, p. 18; Prigogine, pp. 4–7; Guggenheim, p. 37.62), y para el uso de la derivada parcial ∂G/∂ξ (en lugar del muy utilizado "ΔG", desde que la cantidad en cuestión no es una carga finita). El resultado es una clara expresión para la dependencia de dG en reacciones químicas (u otros procesos). Si hay sólo una reacción
Si introducimos el coeficiente estequiométrico para el i-ésimo componente en la reacción
que dice cuántas moléculas de i son producidas o consumidas, obtenemos una expresión algebraica para la derivada parcial
donde, (De Donder; Progoine & Defay, p. 69; Guggenheim, pp. 37,240), se introduce un histórico y conciso nombre para esta cantidad, la "afinidad", simbolizada con una A, introducida por Théophile de Donder en 1923. El signo menos viene de la aseveración de que la afinidad fue definida para representar la regla acerca de que los cambios espontáneos siempre ocurren cuando el cambio en la energía libre de Gibbs del proceso es negativo, significando que las especies químicas tienen una afinidad positiva entre ellas. El diferencial para G toma una forma simple que muestra su dependencia en el cambio composicional
Si hay un número de reacciones químicas llevándose a cabo de manera simultánea, como es el caso de
una serie de reacciones coordinan { ξj }, evadiendo la idea que de la cantidad de componentes ( Ni } puede ser
cambiado de manera independiente. Las expresiones mostradas anteriormente son iguales a cero en el equilibrio termodinámico, mientras que en el caso general para sistemas reales son negativos, ya que todas las reacciones químicas generadas en un rango finito produce entropía. Esto se puede hacer aún más explícito al introducir los
rangos de la reacción dξj/dt. Para cada y todo proceso físicamente independiente (Prigogine & Defay, p. 38; Prigogine, p. 24)
Este es un resultado significativo desde que los potenciales químicos son variables intensivas de un sistema, dependiendo sólo del entorno local molecular. No pueden "saber" si la temperatura y presión (u otras variables de sistema) van a ser constantes a lo largo del tiempo. Es un criterio puramente local y debe permanecer a pesar de
Termodinámica química 17 cualquier otra constante. Por supuesto pudo ser obtenido al tomar derivadas parciales de cualquier otra de las funciones fundamentales de estado, pero no obstante es un criterio general para (−T veces) la producción de entropía de un proceso espontáneo o al menos cualquier parte de la misma que no es tomada como trabajo externo. (Ver
Restricciones abajo).
Ahora dejamos descansar el requerimiento de un sistema “bulto” homogéneo al permitir que los potenciales químicos y la afinidad aplicada a cada localidad en que una reacción química (o cualquier otro proceso) está llevándose a cabo. Tomando en cuenta la producción de entropía debido a procesos irreversibles, la desigualdad para dG es ahora reemplazada por una igualdad
o
Cualquier disminución en la función Gibbs de un sistema es el límite superior para cualquier trabajo isotérmico, isobárico que pueda ser capturado en los alrededores, o podría ser simplemente disipado, mostrándose como T veces un incremento correspondiente en la entropía del sistema y/o su entorno. O podría en parte ir hacia un trabajo externo y parte hacia crear entropía. El punto importante es que el alcance de reacción para una reacción química debe ser emparejado con el desplazamiento de una cantidad mecánica o eléctrica externa de una manera en que una pueda avanzar únicamente si la otra lo hace. El emparejamiento puede ser ocasionalmente rígido, pero es a menudo flexible y variable.
Soluciones
En solución química y bioquímica, la energía libre de Gibbs decrece (∂G/∂ξ, en unidades molares, denotada de forma críptica por ΔG) es comúnmente utilizada como un sustituto para (−T veces) la entropía producida por reacciones químicas espontáneas en situaciones donde no se ha realizado trabajo, o al menos no trabajo "útil"; por ejemplo, aparte de, quizás alguna ± PdV. La afirmación de que toda toda reacción espontánea tiene una ΔG negativa es simplemente una reafirmación de la relación termodinámica fundamental, otorgándole las dimensiones físicas de energía y en cierto modo oscureciendo su significado en términos de entropía. Cuando no hay un trabajo útil que se realice, será menos engañoso utilizar las transformaciones Legendre de la entropía apropiadas para la constante T o para la constante T y P, las funciones Massieu −F/T y −G/T respectivamente.
No equilibrio
Generalmente los sistemas tratados con la termodinámica química convencional están en equilibrio o cerca de éste. Ilya Prigogine desarrolló el tratamiento termodinámico de sistemas abiertos que están lejos del equilibrio. Realizando este trabajo descubrió fenómenos y estructuras de tipos completamente nuevos e inesperados. Su termodinámica generalizada, no linear e irreversible encontró sorprendentes aplicaciones en una gran variedad de campos.
La termodinámica del no equilibrio ha sido aplicada para explicar cómo estructuras ordenadas, por ejemplo sistemas biológicos, pueden desarrollarse a partir del desorden. Aún si las relaciones Onsager son utilizadas, los principios clásicos del equilibrio en termodinámica todavía muestran que los sistemas lineales cercanos al equilibrio siempre desarrollan estados de desorden que son estables ante perturbaciones y no pueden explicar la existencia de estructuras ordenadas.
Prigogine llamó a estos sistemas sistemas disipativos porque están formados y sostenidos por procesos disipativos que se llevan a cabo debido al intercambio de energía entre el sistema y su ambiente y porque desaparecen si ese intercambio se interrumpe. Comúnmente se dice que viven en simbiosis con su ambiente.
Termodinámica química 18 El método que Prigogine utilizó para estudiar la estabilidad de las estructuras disipativas frente a perturbaciones es de gran interés general. Hace posible el estudio de problemas variados como problemas de tránsito en la ciudad, la estabilidad de comunidades de insectos, el desarrollo de estructuras biológicas ordenadas y el crecimiento de las células cancerosas por mencionar algunos ejemplos.
Restricciones del sistema
En esta consideración, es esencial entender el rol de las paredes y otras restricciones y la distinción entre procesos
independientes y acoplamiento. Contrario a las claras implicaciones de varias fuentes de referencia, el análisis previo
no está restringido a sistemas bulto homogéneos e isotrópicos que pueden entregar únicamente trabajo PdV al mundo exterior, pero aplica a los sistemas más estructurados. Existen sistemas complejos con muchas "reacciones" químicas ocurriendo al mismo tiempo, algunas de las cuales son sólo partes del proceso general. Un proceso "independiente" es el que "puede" llevarse a cabo incluso si otros son inexplicablemente detenidos en su camino. Entendiendo esto probablemente como un “experimento de ideas” en cinética química, pero ejemplos actuales existen.
Una reacción de gas que resulta en un incremento en el número de moléculas conducirá a un incremento en el volumen a una presión externa constante. Si ocurre dentro de un cilindro cerrado con un pistón, la reacción equilibrada puede proceder sólo realizando trabajo en contra de una fuerza externa en el pistón. La variable extensiva para la reacción puede incrementar sólo si el pistón se mueve y a la inversa, si el pistón es presionado hacia dentro entonces la reacción se lleva a cabo al revés.
De manera similar, una reacción redox puede ocurrir en una celda electroquímica con el paso de corriente en los cables que conectan los electrodos. Las medias reacciones en la celda y electrodos están restringidas si no existe corriente que fluya en la celda. La corriente puede ser disipada como calor en joules o puede utilizarse como un dispositivo eléctrico, por ejemplo motor realizando trabajo mecánico. Una batería de automóvil plomo-ácido se puede recargar, conduciendo la reacción química de manera inversa. En este caso la reacción no es un proceso independiente. Algunas, posiblemente la mayoría, de las reacciones con energía libre de Gibbs pueden distribuirse como trabajo externo.
La hidrólisis del ATP a ADP y fosfato puede conducir el trabajo fuerza distancia entregado por músculos vivos y la síntesis del ATP es conducida por una cadena redox en la mitocondria y cloroplastos, que involucran el transporte de iones cruzando las membranas de éstos organelos celulares. El emparejamiento de los procesos aquí y en los ejemplos siguientes es a menudo incompleto. El gas puede fugarse lentamente de un pistón, justo como si pudiera fugarse lentamente de un globo de caucho. Algunas reacciones pueden ocurrir en la batería aún si no fluye corriente externa. Usualmente hay un coeficiente de emparejamiento, el cual depende de índices relativos y que determina el porcentaje de la energía libre manejada convertida en trabajo externo o capturada como "trabajo químico"; un nombre poco apropiado para la energía libre de otro proceso químico.
Referencias
[1] Clausius, R. (1865). The Mechanical Theory of Heat – with its Applications to the Steam Engine and to Physical Properties of Bodies. London: John van Voorst, 1 Paternoster Row. MDCCCLXVII.
[2] Klotz, I. (1950). Chemical Thermodynamics. New York: Prentice-Hall, Inc.
Lectura adicional
• Herbert B. Callen (1960). Thermodynamics. Wiley & Sons. The clearest account of the logical foundations of the subject. ISBN 0-471-13035-4. Library of Congress Catalog No. 60-5597
• Ilya Prigogine & R. Defay, translated by D.H. Everett; Chapter IV (1954). Chemical Thermodynamics. Longmans, Green & Co. Exceptionally clear on the logical foundations as applied to chemistry; includes non-equilibrium thermodynamics.
Termodinámica química 19 • Ilya Prigogine (1967). Thermodynamics of Irreversible Processes, 3rd ed. Interscience: John Wiley & Sons. A
simple, concise monograph explaining all the basic ideas. Library of Congress Catalog No. 67-29540
• E.A. Guggenheim (1967). Thermodynamics: An Advanced Treatment for Chemists and Physicists, 5th ed. North Holland; John Wiley & Sons (Interscience). A remarkably astute treatise. Library of Congress Catalog No. 67-20003
• Th. De Donder (1922). Bull. Ac. Roy. Belg. (Cl. Sc.) (5) 7: pp. 197, 205.
Links externos
• Chemical Thermodynamics (http://www.shodor.org/UNChem/advanced/thermo/index.html) - University of
North Carolina
• Chemical energetics (http://www.chem1.com/acad/webtext/chemeq/) (Introduction to thermodynamics and
the First Law)
• Thermodynamics of chemical equilibrium (http://www.chem1.com/acad/webtext/thermeq/) (Entropy, Second
Law and free energy)
ChemPhysChem
ChemPhysChem
País Alemania
Idioma Inglés
Especialidad Química física Abreviatura ChemPhysChem
Año de fundación 2000
Desarrollo Editor Frans C. De Schryve
James T. Hynes Publicador John Wiley & Sons
Circulación Frecuencia 18 números por año Factor de impacto 3,339 (2010) ISSN ISSN 1439-7641 1439-4235, 1439-7641 [1] ISSN-e ISSN 1439-7641 [2] LCCN LCCN 00256045 [3] CODEN CPCHFT OCLC OCLC 45745048 [4] [5]
ChemPhysChem (abreviado como ChemPhysChem) es una revista científica revisada por pares que publica artículos
sobre química física.[6] La revista pertenece a la 'Editorial Union of Chemical Societies (EUChemSoc), una
ChemPhysChem 20 De acuerdo con el Journal Citation Reports, el factor de impacto de esta revista era 3,339 en 2010. Los directores de publicación son Frans C. De Schryve (Katholieke Universiteit Leuven, Bélgica) y James T. Hynes (Escuela Normal Superior de París, Francia).[8]
La revista Single Molecules ISSN 1438-5163 [9], publicada de forma independiente desde el año 2000 a 2002, se ha
incorporado a ChemPhysChem en 2003.[10]
Referencias
[1] http://www.worldcat.org/issn/1439-4235, [2] http://www.worldcat.org/issn/1439-7641 [3] http://lccn.loc.gov/00256045
[4] http://www.worldcat.org/oclc/45745048
[5] http://www3.interscience.wiley.com/journal/72514732/home
[6] Línea editorial (http://www3.interscience.wiley.com/journal/72514732/home/ProductInformation.html) [7] ChemPubSoc Europe (http://www.wiley-vch.de/vch/journals/2111/chempubsoc-eu.html)
[8] Bureau éditorial (http://www3.interscience.wiley.com/journal/72514732/home/2267_edbd.html) [9] http://www.worldcat.org/issn/1438-5163
[10] Archives de Single Molecule (http://www3.interscience.wiley.com/journal/69502447/toc)
Coalescencia
La coalescencia es la posibilidad de que dos o más materiales se unan en un único cuerpo.
El término es comúnmente utilizado para explicar los fenómenos de soldadura, en particular de metales. Durante la denominada soldadura por fusión, mediante acción térmica, se puede conseguir la coalescencia de granos parcialmente fundidos y formar un único sistema de cristales. El metal fundido permanece en contacto con los bordes de las superficies de unión parcialmente fundidas. A partir de los granos originales (volúmenes tridimensionales de la misma estructura cristalina, pero con distintas direcciones cristalográficas) se produce un crecimiento de solidificación epitaxial que permite la coalescencia cristalina de la unión y que las superficies de los materiales se unan.
La coalescencia en geografía física
En un valle tectónico (o mejor, depresión tectónica o graben), los ríos o torrentes que llegan al fondo del valle procedentes de las cordilleras laterales llevan una gran cantidad de sedimentos, por lo que forman extensos conos de deyección o abanicos aluviales que casi siempre se superponen unos con otros al no coincidir exactamente en el tiempo las épocas de crecida: el torrente que tenga la mayor crecida acarreará más sedimentos que pueden llegar a superponerse a los conos de deyección vecinos y cuando las lluvias más intensas coinciden en la cuenca del torrente vecino sucederá lo contrario. Ello se traduce, en las líneas de contacto entre los dos abanicos aluviales, en una serie de depósitos intercalados entre sí que, con el tiempo, da origen a una estratificación cruzada.
Coalescencia (química) 21
Coalescencia (química)
En química, la coalescencia es el proceso en el que dos dominios de fase de composición esencialmente idéntica entran en contacto para formar un dominio de fase mayor.
Se puede citar a título de ejemplo las gotas de mercurio que se reensamblan rápidamente cuando se tocan para formar una sola gota. También se puede citar una mezcla de aceite y agua agitada enérgicamente. Se observa posteriormente que las pequeñas gotas se fusionan entre ellas progresivamente hasta formar una única gota grande que representa la separación final entre el agua y el aceite.
El fenómeno principal que entra en juego es que los materiales optimizan su superficie de manera que minimizan su energía.
Referencias
• Libro de oro de la [1] IUPAC.
Referencias
[1] http://www.iupac.org/goldbook/CT07283.pdf
Cociente de reacción
En química, el cociente de reacción Qr es una función del grado de reacción: ξ, la proporción relativa de productos
y reactivos presentes en la mezcla de reacción en un momento dado. La expresión del Cociente de Reacción (Q)de una reacción tiene la misma ecuación que la expresión de constante de equilibrio para dicha reacción. Sin embargo, el cociente de reacción se calcula utilizando las concentraciones o presiones en un instante dado, y no las concentraciones de equilibrio.
Para una mezcla química con una cierta concentración inicial de reactivos y productos, es útil conocer si la reacción evolucionará "hacia la derecha/en sentido de avance" (aumentando las concentraciones de los productos) o si evolucionará "hacia la izquierda/en sentido inverso" (aumentando las concentraciones de los reactivos). Considerando una expresión general de equilibrio como:
kA + mB … nC + pD ...
donde A, B, C, y D son las especies químicas involucradas en esta reacción y k, m, n, y p son los coeficientes estequiométricos para la reacción, el cociente de reacción, Qr, se define como:
donde { At } indica la actividad instantánea.[1] De la especie A en un cierto instante de tiempo (t) y así para las demás
especies. El cociente de reacción se da en un instante particular de tiempo, no necesariamente en el momento en que se alcanza el equilibrio. El cociente de reacción está directamente relacionado con el principio de Le Châtelier. Para una reacción en equilibrio químico, la constante de equilibrio, K, puede definirse como:
donde {Aeq} es la actividad de la especie A cuando la mezcla está en el equilibrio, etc. Comparando los valores de Qr
y K, se puede determinar si la reacción se desplazará a la derecha, a la izquierda, o si la concentración seguirá siendo la misma (equilibrio).
Cociente de reacción 22 • Si Qr < K : la reacción se desplazará hacia la derecha (es decir, en la dirección de avance, y se formarán más
productos)
• Si Qr > K : La reacción se desplazará a la izquierda (es decir, en la dirección inversa, y así se formarán más
reactivos)
• Si Qr = K : la reacción está en el equilibrio
La relación del cociente de reacción Qr con la derivada instantánea de la energía libre de Gibbs (ΔG) y la variación
de la energía libre estándar de Gibbs (ΔG0) viene dada por:
ΔG = ΔG0 + RT ln Qr
Enlaces externos
• Esta obra deriva de la traducción de reaction quotient de la Wikipedia en inglés, publicada por sus editores [2]
bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 3.0 Unported.
• Reaction quotient tutorial I Link [3]
• Reaction quotient tutorial II Link [4]
• Reaction quotient tutorial III Link [5]
Referencias
[1] Bajo ciertas circunstancias (ver equilibrio químico) cada término de actividad, tal como {A} puede ser reemplazado por un término de concentración, [A]. Tanto el cociente de reacción como la constante de equilibrio son entonces cocientes de concentración.
[2] http://en.wikipedia.org/wiki/reaction_quotient?action=history [3] http://elchem.kaist.ac.kr/vt/chem-ed/courses/equil/intro/reactquo.htm
[4] http://www.chem.purdue.edu/gchelp/howtosolveit/Equilibrium/Reaction_Quotient.htm
Coeficiente de difusión 23
Coeficiente de difusión
En la física, el coeficiente de difusión es un valor que representa la facilidad con que cada soluto en particular se mueve en un disolvente determinado. Depende de tres factores:
•• Tamaño y forma del soluto •• Viscosidad del solvente
• Temperatura (Difusividad térmica)
•• De la naturaleza de la partícula que se difunde y del solvente donde difunde, siendo independiente de las concentraciones.
Los coeficientes de difusión para líquidos son del orden de 10^-5(cm^2/s), para gases del orden de 10^-1(cm^2/s) y para sólidos 10^-9(cm^2/s).
Este coeficiente aparece en la Ley de Fick, relacionada con la difusión de materia o energía.
Coeficiente osmótico
El coeficiente osmótico φ es un valor que mide la desviación del comportamiento de un disolvente respecto de su comportamiento en condiciones ideales, según la ley de Raoult. El coeficiente osmótico se define en función de concentraciones en la escalera de molalidades, como
y en función de las concentraciones en la escalera de las fracciones molares:
dónde μA* es el potencial químico del disolvente puro y μA es el potencial químico del disolvente en la disolución, MA es la masa molar del disolvente, xA su fracción molar, R la constante de los gases y T la temperatura termodinámica.
Condiciones estándar (química) 24
Condiciones estándar (química)
En química, el estado estándar de un material (sustancia pura, mezcla o solución) es un estado de referencia utilizado para calcular sus propiedades bajo diferentes condiciones. En principio, la elección del estado de referencia es arbitraria, aunque la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda un conjunto
convencional de estados estándar para su uso general. La IUPAC recomienda usar una presión estandar de po = 105
Pa. Estrictamente hablando, la temperatura no es parte de la definición de un estado estándar.
La versión actual de la norma de la IUPAC define como condiciones estándar a una temperatura de 25 °C (298,15 K) y una presión absoluta de 100 kPa (0,986 atm, 14,504 psi). Mientras que la versión del NIST es una temperatura de 20 °C (293,15 K) y una presión absoluta de 101,325 kPa (1 atm, 14,696 psi).
Referencias
Enlaces externos
• "Standard conditions for gases" (http://goldbook.iupac.org/S05910.html) from the IUPAC Gold Book. • "Standard pressure" (http://goldbook.iupac.org/S05921.html) from the IUPAC Gold Book.
• "STP" (http://goldbook.iupac.org/S06036.html) from the IUPAC Gold Book.
• "Standard state" (http://goldbook.iupac.org/S05925.html) from the IUPAC Gold Book.
Condiciones normales de presión y temperatura
Condiciones normales de presión y temperatura (abreviado CNPT) o presión y temperatura normales
(abreviado PTN o TPN) hace referencia a los valores de presión atmosférica y temperatura que imperan en un laboratorio.
La IUPAC, Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (en inglés: International Union of Pure and Applied Chemistry) define las condiciones normales como: término cualitativo, en función de la preferencia del investigador,
que usualmente implica la presión ambiental y la "temperatura del lugar". Preferiblemente las variables de temperatura y presión deberían ser tomadas como valores representativos de las condiciones reales (o rango de condiciones) empleadas en el estudio.
El término "Condiciones Normales" se suele utilizar habitualmente para la medición de volúmenes de gases en muchos campos de la ciencia, como en Termodinámica y Química, correspondiéndose a una temperatura de 0 °C (o 273,15 K) y a una presión de 1 atm. Por ejemplo, el volumen de un mol de gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura es : PV = n RT -> V = 1×0,0821×273,15/1 =22,42 L; esto nos lleva al valor clásico: V = 22,4 L.
En electroquímica y en otras ramas de la química en las que se usan disoluciones acuosas, las condiciones normales corresponden a una presión de 1 atm y una temperatura de 298,15 K (25 °C). Así, por ejemplo, se define internacionalmente la escala de potenciales normales de electrodo.
Nota a tener en cuenta:
Las condiciones normales de presión y temperatura (abreviado CNPT), siguiendo los criterios de la IUPAC, no se corresponden a unos valores bien definidos (invariables), como es el caso de las condiciones estándar de presión y temperatura. Sin embargo, la bibliografía científica existente es muy variable con respecto a la definición de las
CNPT. A esto hay que añadir la existencia de otros estándares, aparte del propuesto por la IUPAC (p. ej. el del
NIST). Esta situación produce incertidumbre y controversia a la hora de utilizar estos términos, incluso dentro de la comunidad científica. Este debate ha marcado, claramente, el proceso de confección de este artículo, como se puede
Condiciones normales de presión y temperatura 25 ver en su sección de Discusión.
Referencias
Enlaces externos
• Glosario de términos relativos a la química atmosférica (http://old.iupac.org/reports/1990/6211calvert/ glossary.html) (véase la entrada para: 'Normal conditions').
• Definición de 'normal' (http://goldbook.iupac.org/N04211.html) from the IUPAC Gold Book.
• "Standard conditions for gases" (http://web.archive.org/web/http://www.iupac.org/goldbook/S05910.pdf) from the IUPAC Gold Book.
• "Standard pressure" (http://web.archive.org/web/http://www.iupac.org/goldbook/S05921.pdf) from the IUPAC Gold Book.
• "STP" (http://web.archive.org/web/http://www.iupac.org/goldbook/S06036.pdf) from the IUPAC Gold
Book.
• "Standard state" (http://web.archive.org/web/http://www.iupac.org/goldbook/S05925.pdf) from the IUPAC Gold Book.
Conductividad (electrolítica)
La conductividad (o conductancia específica) de una solución de electrolito es una medida de su capacidad para conducir la electricidad. La unidad SI de conductividad es el siemens por metro (S/m).
Las medidas de conductividad se utilizan de forma rutinaria en muchas aplicaciones industriales y medioambientales como un modo rápido, barato y fiable de medir el contenido iónico en una solución. Por ejemplo, la medida de la conductividad del producto es un modo típico de supervisar instantánea y continuamente la tendencia del funcionamiento de los sistemas de purificación del agua.
En muchos casos, la conductividad está directamente vinculada a la cantidad de sólidos totales disueltos (TDS). El agua desionizada de alta calidad tiene una conductividad de 5,5 μS/m, el agua potable típica en el rango de 5-50
mS/m, mientras que el agua de mar cerca de 5 S/m.[1] (es decir, la conductividad del agua de mar es un millón de
veces mayor que el agua desionizada).
La conductividad se determina habitualmente midiendo la resistencia AC de una solución entre dos electrodos. Las soluciones diluidas siguen las leyes de Kohlrausch de la dependencia de la concentración y la aditividad de las concentraciones iónicas. Onsager dio una explicación teórica de la ley de Kohlrausch por extensión de la ecuación de Debye–Hückel.
Unidades
La unidad SI de conductividad es el S/m y, sin otro calificativo, se refiere a 25 ° C (temperatura estándar). A menudo, en la industria se utiliza la tradicional unidad de μS/cm. Los valores de μS/cm son más altos que los de μS/m en un factor de 100. De vez en cuando se encuentra en la escala de los instrumentos una unidad denominada como "CE" (conductividad eléctrica): 1 CE = 1 S/cm. A veces se encuentra la llamada mho (recíproco de ohmio): 1 mho/m = 1 S/m.
La célula estándar comúnmente utilizada tiene un ancho de 1 cm, y así, para agua muy pura en equilibrio con el aire
podría tener una resistencia de aproximadamente 106 ohm, conocido como Megaohmio. El agua ultra pura podría
alcanzar 10 megaohms o más. Así, en el pasado, se utilizó el Megaohmio-cm (= μS/cm), a veces abreviado a "Megaohmio".[2] A veces, una conductividad se da sólo en "microSiemens" (omitiendo el término de distancia en la
Conductividad (electrolítica) 26 unidad). Si bien esto es un error, a menudo se puede suponer que es igual a la tradicional μS/cm. La típica conversión de la conductividad a los sólidos disueltos totales se realiza suponiendo que el sólido es cloruro de sodio: 1 μS/cm es equivalente entonces a cerca de 0,6 mg de NaCl por kg de agua.
La conductividad molar tiene en el SI la unidad S.m2.mol−1. Las publicaciones más antiguas utilizan la unidad
Ω−1.cm2.mol−1.
Medida
Un conductivímetro y una sonda.
La conductividad eléctrica de una solución de un electrolito se mide determinando la resistencia de la solución entre dos electrodos planos o cilíndricos separados por una distancia fija. Se utiliza una tensión alterna para evitar la electrólisis. Las frecuencias más utilizadas están en el rango 1-3 kHz. La dependencia de
la frecuencia suele ser pequeña.[3] La resistencia se
mide con un conductímetro.
Está disponible comercialmente una gran variedad de instrumentos. Hay dos tipos de celdas, el tipo clásico con electrodos planos o cilíndricos y un segundo tipo
basado en la inducción.[4] Muchos sistemas comerciales
ofrecen corrección automática de temperatura.
Definiciones
La resistencia R, es proporcional a la distancia l entre los electrodos e inversamente proporcional al área transversal de la muestra A. Escribiendo ρ (rho) para la resistencia específica (o resistividad),
En la práctica la sonda de conductividad se calibra utilizando disoluciones de resistencia específica conocida, ρ*, por lo que los valores de l y A son datos de diseño de la sonda. Si la resistencia de la solución de calibración es R*, se
obtiene una constante de sonda, C:
La conductividad específica, κ (kappa) es la recíproca de la resistencia específica:
Conductividad (electrolítica) 27
Teoría
la conductividad de una solución que contiene un electrolito depende de la concentración del electrolito. Por lo tanto es conveniente dividir la conductividad específica por la concentración. Este cociente se denomina conductividad
molar, es denota por Λm
Electrolitos fuertes
Los electrolitos fuertes son capaces de disociarse completamente en solución. La conductividad de una solución de un electrolito fuerte a baja concentración sigue la ley de Kohlrausch:
donde se conoce como la conductividad molar limitante, K es una constante empírica y c es la concentración de
electrolito. (Limitante aquí significa "en el límite de la dilución infinita" .)
Por otra parte, Kohlrausch también encontró que la conductividad limitante de aniones y cationes son aditivas: la conductividad de una solución de sal es igual a la suma de las contribuciones a la conductividad de los cationes y los aniones.
donde:
• y son el número de moles de cationes y aniones, respectivamente, que se crean en la disociación de 1 mol
del electrolito disuelto;
• y son las conductividades molares limitantes de los iones individuales.
La tabla siguiente da los valores de las conductividades molares limitantes de iones seleccionados.
Conductividad limitante iones agua a 298 ºK (25 °C)
Cationes λ+0 /mS m2mol-1 Aniones λ-0 /mS m2mol-1
H+ 34.96 OH- 19.91 Li+ 3.869 Cl- 7.634 Na+ 5.011 Br- 7.84 K+ 7.350 I- 7.68 Mg2+ 10.612 SO42- 15.96 Ca2+ 11.900 NO3- 7.14 Ba2+ 12.728 CH3CO2- 4.09
Una interpretación teórica de estos resultados fue proporcionada por la ecuación de Debye-Hückel-Onsager.
donde A y B son constantes que dependen solamente de cantidades conocidas como temperatura, cargas de los iones y la constante dieléctrica y la viscosidad del disolvente. Como el nombre sugiere, esta es una extensión de la teoría de Debye–Hückel, debida a Onsager. Es un gran éxito para soluciones a baja concentración.
