Fundamentos de Termoquímica, Equilibrio Químico, Ácidos y Bases, y Reacciones Redox
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Termoquímica
Si ΔH + y ΔS - **forzosa/no espontánea**
Si ΔH + y ΔS + Dos casos: /ΔH/ menor que /TΔS/ (**espontánea**) al contrario (**forzosa/no espontánea**)
Si ΔH - y ΔS + **espontánea**
Si ΔH - y ΔS - Dos casos: /ΔH/ menor que /TΔS/ (**forzosa/no espontánea**) al contrario (**espontánea**)
22,4 L 1 mol 4,18 J vale una cal
Qv= ΔU ΔH= ΔU + (moles p-r)x(R)x(T)
R 8,31 J ó 1,95 cal
pureza= g sustancia / g totales x100 ----- gsust= %xgtotales entre 100
Qp = ΔH = ΔU +pv
470 mmHg 1atm y 101325 Pa 1 atm
KJ a J x1000 y de J a KJ :1000
Equilibrio Químico
ΔS positiva mayor desorden
ΔS negativa menos desorden
Temperatura: (único factor que altera la K)
Si Aumenta va hacia la izquierda si disminuye hacia la derecha
Presión Total
aumenta la presión y disminuye el volumen, se desplaza donde haya mayor número de moles gaseosos, lo mismo al contrario.
Concentración y Presión Parcial
aumenta reactivos derecha
aumenta productos izquierda
disminuye reactivos izquierda
disminuye productos derecha
VR= K x (R) elevado al número de orden
Si es orden 0 VR= K
Si es orden 1 VR= K x (R) elevado a 1
Si es orden 2 VR= K x (R) elevado a 2
Ácidos y Bases
Base 14 neutro 7 y ácido 0
Ácido base
no Ka no Kb son fuertes
si Ka si Kb son débiles
pH= -log (H3O+)
14= pH + pOH
Kw (10 a la menos 14) = (H3O+) x (OH-)
Como más alta la Kb o Ka más fuerte es el ácido o base
Despreciamos X si no se cumple esta igualdad Ka menor que 10 a la menos 4
Reacciones Redox
Pila Galvánica
ánodo (-) derecha electrones cátodo (+)
Oxidación Ánodo Reducción cátodo
Eº = cátodo - ánodo
Eº mayor que 0 es decir positiva espontánea
ΔEº= reducción - oxidación
Electrólisis (todo justo al contrario)
I= Q / tiempo
m = PM x I x t / F (96500) por el número de electrones
nº de equivalentes = V x M x val
= número de moles x Val LAS VALENCIAS SON LOS E-
= masa / peso equivalente y este es igual al PM / val