12 naza Itri2021 (3)

INSTITUTO AGROPECUARIO JESÙS NAZARENO-
ATALAYA
GUÍA DIDÁCTICA PARA EL APRENDIZAJE DE LA QUÍMICA
BACHILLER AGROPECUARIO
NIVEL: DUODÉCIMO
Estudiante:__________________________.
PROFA: EMILIA ITZEL MIRANDA
AÑO ECTIVO 2021
1

Introducción
Con la finalidad de poderte ayudar a la mejor compresión de la química en la modalidad de
educación a distancia, he creado un módulo de trabajo de autoaprendizaje de forma sencilla
y basado en el currículum priorizado del MEDUCA.
Las actividades que encontraras en el módulo tienen el objetivo de ayudarte a desarrollar
competencias; en donde, podrás lograr analizar una información científica, evaluando su
relevancia y validez para el bachiller agropecuario. Pero las competencias más importante en
esta nueva modalidad de estudio a distancia, es el aprender a aprender y autonomía e
iniciativa personal, ya que podrás demostrar capacidad permanente para obtener y aplicar
nuevos conocimientos y adquirir destrezas de forma autónoma entendiendo así, que tu éxito
en tus estudios depende del compromiso personal para aprender.
Este módulo de autoaprendizaje ha sido creado como una herramienta eficaz para poder ver
a la química como una materia interesante y que está involucrada en la comprensión de la
mayoría de los fenómenos que ocurren en nuestro alrededor y que a lo largo de la historia
ha ayudado al ser humano a mejorar su calidad de vida.
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GASES
ÀREA: Cinética molecular
OBJETIVO DE APRENDIZAJE:
Interpreta el comportamiento de los gases en función de la teoría cinética y de las leyes de
los gases.
INDICADORES DE LOGROS:
3
‣ Utiliza los términos y conceptos relacionados con la teoría cinética de los gases, de
forma oral y escrita, para modelizar (describir, explicar y representar) el
comportamiento de los gases.
‣ Relaciona la aplicación de las propiedades y las leyes de los gases con situaciones
propias del entorno.
CONTENIDOS A DESARROLLAR:
1 Estado gaseoso
1.1 Teoría cinética de los gases
1.2 Unidades de presión, volumen y temperatura
1.3 Propiedades de los gases Leyes de los Gases:
Boyle-Mariotte
Charles
Gay-Lussac
Ley Combinada
Ley de Avogadro (volumen molar )
Ecuación del gas ideal
Estado gaseoso
Según la teoría cinético-molecular los átomos o moléculas que componen cualquier
gas pueden ser considerados como partículas. Así, la TCM considera que un gas está
constituido por una gran cantidad de partículas que se mueven aleatoriamente y con
trayectorias rectilíneas.
Postulados de la teoría cinético-molecular
El gas se encuentra conformado por pequeñas partículas que se trasladan mediante
movimientos rectilíneos y obedecen las leyes de Newton.
Las moléculas de un gas no ocupan un volumen.
Los choques entre las moléculas son elásticos.

Las moléculas de los gases no poseen fuerzas de atracción ni repulsión entre ellos.
Propiedades para describir los gases:
1. Temperatura: La temperatura absoluta es el medio para distinguir los gases;
por eso la temperatura se lee en Kelvin (K). Recuerde que al realizar cualquier
operación donde aparezcan grados Celsius se deben transformar a kelvin por
la ecuación: K=ºC+K.
2. El volumen del recipiente ocupado por el gas: El volumen que ocupa el gas
se mide en dm 3 o litros; sin embargo, se usa con mucha frecuencia el cm 3 o
mL para la medición corriente del volumen de los gases.
3. El número de moles (n) del gas en el recipiente que los contiene: El número
de moles de un gas se puede calcular tomando como base la masa en gramos
de la muestra gaseosa y la masa molar del gas. Así, el número de moles de las
moléculas de los gases, se obtiene de acuerdo a la fórmula:
n =
masa en gramos de la muestra del gas
masa molar del gas
4. La presión que ejerce el gas: La presión de un gas corresponde a la fuerza que
este ejerce por unidad de área, sobre el recipiente que lo contiene.
Las unidades de
presión son:
Las condiciones normales de temperatura y presión (T.P.N) indican una
temperatura de 0ºC o 273K y una presión atmosférica igual a 1atm. O
760mmHg (milímetros de mercurio).
Leyes de los gases:
Considerando los factores que afectan el comportamiento de los gases,
científicos se han preocupado por los mismos y sus aportes se han plasmado
en distintas leyes que explican la forma cómo actúan los gases, de acuerdo a
las relaciones que se presentan a su alrededor.
‣ Ley de Boyle-Mariote: La ley dice que: La presión ejercida por una
fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa
gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante. ...
Matemáticamente se puede expresar así: PV = k donde k es constante
si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
A medida que la muestra del gas es considerada ( n y T constante ) el
producto de la presión y el volumen es el mismo. Por eso, para una
muestra determinada de gas que se estudia bajo diferentes presiones,
es válida la siguiente fórmula, que involucra a la ley de Boyle:
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Ley de Boyle P 1 V I =P 2 V 2
En la cual P 1 =presión inicial de la muestra
V I =volumen inicial de la muestra
P 2 =presión final de la muestra
V 2= volumen final de la muestra
EJEMPLO
‣ Ley de Charles: Establece que a una presión constante, el volumen
ocupado por un gas, es directamente proporcional a la temperatura
absoluta del gas.
EJEMPLO
En la cual T 1 =temperatura inicial de la muestra
V I =volumen inicial de la muestra
T 2 =temperatura final de la muestra
V 2= volumen final de la muestra
‣ Ley de Gay-Lussac : A volumen constante, la presión de una masa
de gas varía directamente con la temperatura absoluta; mientras el
volumen permanezca constante.
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En la cual P 1 =presión inicial de la muestra
T I =temperatura inicial de la muestra
P 2 =presión final de la muestra
T 2= temperatura final de la muestra
EJEMPLO
‣ Ley combinada: La ley general de los gases o ley combinada dice
que una masa de un gas ocupa un volumen que está determinado por
la presión y la temperatura de dicho gas. Estudia el comportamiento
de una determinada masa de gas si ninguna de esas magnitudes
permanece constante.
En la cual P 1 =presión inicial de la muestra
EJEMPLO
V I =volumen inicial de la muestra
P 2 =presión final de la muestra
V 2= volumen final de la muestra
T I =temperatura inicial de la muestra
T 2= temperatura final de la muestra
‣ Ley de
Avogadro: Volúmenes iguales de diferentes gases, medidos a
6

la misma temperatura y presión contienen el mismo número de
moles.
EJEMPLO
‣ Ecuación del Gas Ideal: En este caso, la presión, el volumen
y la temperatura están relacionados por PV=nRT (Ley de
los gases ideales). La masa de 1 mol se denomina
masa molar M. ... La densidad de un gas ideal es = m/V=
nM/V, o bien como n/V=P/RT; A una temperatura dada, la
densidad de un gas ideal es proporcional a la presión.
PV = nRT
En la cual P=presión del gas
V=volumen
n=mol
R=constante de los gases
T=temperatura
Donde n=
g
masa molecular
PV = nRT
PV= g M RT
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EJEMPLO
ACTIVIDAD
Desarrolla los siguientes problemas. Debes ser ordenado y colocar todo el procedimiento.
1. Una muestra de gas ocupa 6.00dm 3 y ejerce una presión de 0.150 atm a 0ºC.
Determina el volumen del gas a las siguientes presiones:
a. 0.79 atm b. 380 torr c.5.0 atm.
2. Un gas ocupa un volumen de 200 cc a 600mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen
si se incrementa la presión a 800mmHg, cuando la temperatura permanece constante.
3. A una presión constante, y 27ºC se colecto 20cc de oxígeno. Luego el volumen
aumentó a 50cc; ¿A qué temperatura se realizó el incremento del volumen?
4. En el laboratorio se midieron 75cc de ácido nítrico gaseoso a 20ºC; luego se cambió.
la temperatura a 30ºC. Calcula el nuevo volumen.
5. Una muestra del gas Helio a 60ºF ejerce una presión de 2.5 atm. Determina la
temperatura cuando la presión aumente a 5atm.
6. Un gas ocupa un volumen de 0.31 dm 3 a una temperatura y presión contante. ¿Qué
volumen ocupará a una temperatura de 240K y 2atm de presión?.
7. En un tanque de 6 dm 3 de capacidad hay 0.5 moles de un gas. ¿Cuál será la presión
ejercida por el gas si se encuentra a una temperatura de 37ºC?.
8. Una botella con un volumen de 0.25 dm 3 contiene 0.624g de helio a 3.0 atm y 20ºC.
Determina la masa molar del helio.
Criterios Excelente (4) Bueno (3) Suficiente (2) Insuficiente (1) Total
Relaciona la teoría
con los problemas
Identifica la Ley
que corresponde
a todos los
problemas.
Identifica algunas
de las Leyes que
corresponden a
alguno los
problemas.
Identifica una Ley
que corresponde a
unos problemas.
No Identifica la
Ley que
corresponde a
todos los
problemas.
Estrategia /
Procedimientos
Por lo general,
usa una estrategia
eficiente y
efectiva para
resolver
problemas
Por lo general,
usa una estrategia
efectiva para
resolver
problemas
Algunas veces usa
una estrategia
efectiva para
resolver problemas,
pero no lo hace
consistentemente
Raramente usa
una estrategia
efectiva para
resolver
problemas
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Orden y
organización de
las actividades
(resolución de los
problemas)
El desarrollo y
resolución de los
problemas de su
dossier personal
es presentado de
una manera
ordenada, clara y
organizada que es
fácil de leer.
El desarrollo y
resolución de los
problemas de su
dossier personal
es presentado de
una manera
ordenada y
organizada que
es, por lo general,
fácil de leer.
El desarrollo y
resolución de los
problemas de su
dossier personal es
presentado de una
manera organizada,
pero puede ser
difícil de leer..
El desarrollo y
resolución de los
problemas de su
dossier personal
se ve descuidado
y desorganizado.
Es difícil saber
qué información
está relacionada
LÌQUIDOS Y SÒLIDOS
ÀREA: Enlace químico y estado de agregación de la materia.
OBJETIVO DE APRENDIZAJE:
‣ Vincula la estructura, la naturaleza de los enlaces y las fuerzas de interacción con los
estados de agregación en que se presentan las sustancias químicas en la naturaleza.
‣ Valora la importancia de las propiedades del agua como compuesto indispensable para
la vida.
INDICADORES DE LOGROS:
‣ Sustenta, de forma oral y escrita, el comportamiento de líquidos y sólidos en función
de la teoría cinética molecular y de las fuerzas de interacción presentes.
‣ Reconoce la importancia de las propiedades del agua y su relación con su utilización
a nivel industrial y biológico.
CONTENIDOS A DESARROLLAR:
2. Estado Líquido y Sólidos:
- Teoría cinética molecular aplicada a los líquidos y a los sólidos.
2.1 El agua un líquido con propiedades especiales -Propiedades de los líquidos - Tipos
de sólidos.
- Propiedades de los sólidos.
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Líquidos y Sólidos

El estado de agregación de una sustancia, bajo determinadas condiciones de
temperatura y presión, es el resultado de la relación entre las fuerzas de atracción y
las fuerzas de repulsión presentes entre las partículas que constituyen la materia.
Existen las fases condensadas de la materia que corresponden a los estados líquidos
y sólidos, porque las partículas que las forman están muy cercanas entre sí. Por eso
las propiedades de los líquidos y los sólidos, en comparación con la de los gases,
dependen en gran medida de las fuerzas de atracción que existen entre sus iones o
moléculas.
Estado Líquido.
Se llama estado líquido (o simplemente líquidos) a un estado de la materia que se considera
intermedio entre la solidez y lo gaseoso, ya que sus partículas se encuentran lo bastante juntas
para conservar una cohesión mínima, a la vez que lo suficientemente dispersas para permitir
la fluidez y el cambio de forma.
La materia en estado líquido presenta las siguientes características físicas fundamentales:
Forma. Los líquidos no tienen forma definida, así que adquieren la del recipiente en
donde se los contenga. Un vaso de agua tendrá la forma del vaso, pero una gota de
agua que cae tendrá una forma semiesférica debido a la gravedad.
Fluidez. Es una característica exclusiva de líquidos y gases, que les permite abandonar
un recipiente en favor de otro, a través de canales estrechos o de una forma variable,
puesto que las partículas líquidas, al carecer de forma, pueden escurrirse, movilizarse
y deslizarse.
Viscosidad. La viscosidad de los líquidos es su resistencia a fluir, debido a las fuerzas
internas de sus partículas, cuya acción enlentece su deformación cuando se lo vierte
o se lo deja caer. Así, los líquidos más viscosos (petróleo, brea, etc.) fluyen
lentamente pues sus partículas se adhieren más las unas a las otras; y los líquidos de
poca viscosidad (agua, alcohol, etc.) fluyen rápidamente.
Adherencia. Los líquidos pueden adherirse a las superficies, como lo hacen las gotas
que quedan sobre los objetos sumergidos en un líquido.
Tensión superficial. Es una propiedad de la superficie de los líquidos, que se resiste a
la penetración de los objetos hasta un cierto margen, como si fuera una capa elástica.
Por eso algunos insectos “caminan” sobre el agua y las hojas caídas de los árboles
permanecen sobre ella sin hundirse. La tensión superficial está directamente
vinculada con la densidad.
Densidad. Las partículas de un líquido se mantienen juntas y con cohesión gracias a
su margen de densidad, mucho menor que en los sólidos, pero que aun así les brinda
un volumen determinado.
Ejemplos de estado líquido
Algunos ejemplos de materia en estado líquido son:
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El agua. La sustancia más común de nuestro planeta y el solvente universal de la
materia conocida, es el líquido por excelencia a temperatura ambiente. En ella puede
haber numerosas sustancias disueltas, pero su estado de liquidez se conserva
El mercurio. El único metal que a temperatura ambiente se mantiene líquido,
formando gotas perfectas, brillantes y opacas de color plateado.
La orina. Producto del sistema excretor del cuerpo humano y del de algunos animales
vertebrados, la orina es un líquido amarillento de alto contenido de urea y amoníaco,
en el cual se expulsan del cuerpo desechos tóxicos y residuos metabólicos.
Leche. Una sustancia nutritiva que las hembras de los mamíferos segregan a través de
las glándulas mamarias y que consiste en un líquido blancuzco, rico en grasas y de
sabor dulzón.
Gasolina. Uno de los derivados más populares del petróleo, se trata de una sustancia
rica en hidrocarburos y sumamente combustible, lo cual la convierte en un insumo
para motores y otros aparatos que generan movimiento o electricidad.
Ácido sulfúrico. Un tipo de ácido de uso común en laboratorios, que posee un altísimo
nivel de corrosividad y puede ser muy dañino en contacto con materia orgánica
viviente.
El agua: un líquido especial.
El agua es una de las sustancias más abundantes en la biosfera. Su capacidad para
formar soluciones con un sinnúmero de sustancias, hacen de ella un sustancias única.
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El agua en la agricultura
La importancia del agua para los cultivos, al igual que para la vida humana, es capital. El
agua alimenta a las plantas y hace posible que éstas se desarrollen y crezcan bien.
El agua es esencial para aprovechar el potencial de la tierra al máximo, así como para permitir
que las plantas utilicen plenamente los demás factores de producción que elevan los
rendimientos. Una buena gestión del agua (unida a una gestión adecuada del suelo)
contribuye a asegurar una producción mejor. Es por esto que el riego es una actividad básica,
a la vez que primordial, para una cosecha.
CALIDAD DEL AGUA EN LA ACUACULTURA
Además de la cantidad de agua, también se debe considerar la calidad de la misma, la cual
está determinada por los valores de ciertos parámetros físicos y químicos.
La calidad del agua de los estanques, es un punto crítico en el proceso de producción y debe
ser controlada en los parámetros físicos, químicos y biológicos. Estos deben ser mantenidos
dentro de los rangos aceptables para el buen desarrollo de los organismos. En caso contrario,
la población en cultivo podría tener bajo crecimiento, proliferación de patógenos con brotes
de enfermedad, eventuales mortalidades y baja calidad del producto final.
Por lo anterior, es necesario llevar a cabo una serie de recomendaciones tomando en
cuenta que el diseño de nuestra granja, la procedencia del agua, su calidad, el control y
mantenimiento de dicha calidad representan de los aspectos importantes a considerar.
A continuación se describen algunas de las características de ciertos parámetros a considerar
en nuestro cultivo.

Oxígeno disuelto (OD)
Corresponde al parámetro más importante en la calidad del agua. Si hay déficit se afecta el
crecimiento y la conversión alimenticia de los organismos.
El oxígeno es el elemento más importante en el agua para los organismos acuáticos, ya que
los animales necesitan adecuadas cantidades de este gas, para realizar los procesos oxidativos
que le permiten la obtención de energía a partir del alimento.
El oxígeno disuelto se debe monitorear temprano en la mañana, luego de la aplicación de
alimento o fertilizante, después de hacer recambios de agua, y bajo otras circunstancias
particulares a la especie y características individuales de cada sistema de producción. Para
medir los niveles de oxígeno disuelto es imprescindible el uso de equipos especializados, en
buenas condiciones y debidamente calibrados. La concentración de OD en el agua es medida,
usualmente en partes por millón (ppm) o en miligramos por litro (mg/l)
Temperatura
Los peces son animales poiquilotermos, es decir su temperatura corporal depende en buena
medida de la temperatura del agua, por lo que lógicamente sus funciones vitales se verán
afectadas por las variaciones de este parámetro.
La temperatura rige algunos parámetros físicos, químicos y biológicos, tales como la
evaporación y la solubilidad de los gases. Dentro de los biológicos están los procesos
metabólicos como la respiración, nutrición, actividad de las bacterias en la descomposición
de la materia orgánica, etc. de ahí la necesidad de conocer y evaluar los cambios de
temperatura del agua.
pH
Indica la concentración de hidrogeniones y su valor caracteriza la acidez y alcalinidad de las
aguas. El intervalo de valores aptos para la mayoría de las especies está comprendido entre
6-9, considerando el valor de pH como neutro. El pH por debajo de 6 tiende a reducir la
productividad, además de presentar las aguas consideradas como ácido otros componentes
de efectos letales.
A nivel general una acidificación del agua modifica la toxicidad de otros compuestos, por
ejemplo un cambio de pH dentro de un mismo cuerpo de agua está relacionado con la
concentración de dióxido de carbono, el cual es fuertemente ácido.
A nivel de los organismos el pH influye en el crecimiento. Según datos existentes, los
animales crecen mejor en aguas alcalinas que en aguas ácidas. Un pH de 3.5 a 4 produce
efectos letales. Las aguas ácidas irritan las branquias de los peces, las cuales tienden a
cubrirse de moco llegando en algunos casos a la destrucción histológica del epitelio.
Compuestos
nitrogenados
Estos se originan en los estanques como producto del metabolismo de los organismos bajo
cultivo y son liberados durante la descomposición que hacen las bacterias sobre la materia
orgánica.
Este proceso se debe a la acción de bacterias aeróbicas, como Nitrosomonas, responsables
del paso de amoníaco a nitritos, y la bacteria Nitrobacter es la responsable del paso de nitrito
a nitrato. La des nitrificación de nitratos a nitrógeno y salir del agua como un gas disuelto,
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pude llevarse a cabo por una variedad de bacterias.
Para determinar si hay una intoxicación por nitritos, se recomienda sacrificar un animal y
observar su sangre, si la coloración es achocolatada, es debido a la formación de
metahemoglobina (Se presenta cuando el hierro que forma parte de la hemoglobina se altera
de tal manera que no transporta bien el oxígeno). Además los peces mueren con la boca
abierta y los opérculos cerrados.
El incremento del pH y de la temperatura incrementa el porcentaje de amoníaco no ionizado
y por consiguiente su toxicidad.
Es necesario conocer los distintos parámetros que se deben tomar en cuenta para mantener
una buena calidad del agua en acuacultura, lo cual, es fundamental para el buen
funcionamiento y óptimo aprovechamiento de nuestro sistema de cultivo.
Recuerde siempre que el deterioro de la calidad del agua en los estanques, puede afectar
severamente la salud de nuestros organismos al punto de poner en riesgo toda nuestra
producción. De ahí la necesidad de implementar un sistema de monitoreo diario de los
parámetros físicos y químicos de agua, que permita anticipar y corregir el desarrollo de las
condiciones adversas de calidad de agua, con el fin de restablecer las condiciones óptimas en
nuestro sistema de cultivo.
Sólidos
La materia en estado sólido (o simplemente los sólidos) se caracteriza por una disposición
específica sus partículas, basada en nexos muy rígidos y fuertes, lo cual se traduce en una
estructura física muy bien definida. Dichas fuerzas de cohesión entre las partículas
mantienen la forma y volumen del sólido estables, y le otorgan cierto margen de dureza y de
resistencia.
Sin embargo, esas fuerzas pueden vencerse a través de procesos físicos de cambio de fase,
pudiendo convertir un sólido en líquido o en gaseoso, y que son:
Fusión. Consiste en incrementar la temperatura de un sólido hasta alcanzar el máximo
que puede absorber (llamado punto de fusión), a partir del cual el exceso de energía
vence el nexo entre las partículas, haciéndolas moverse más aprisa y romper su estado
estacionario, fluyendo entonces como líquido.
Sublimación. Se puede hacer a ciertos sólidos convertirse en gases directamente, sin
pasar primero por estado líquido, si se le añade calor y se manejan las condiciones
de presión suficientes. Es lo que ocurre, por ejemplo, con el hielo en los lugares muy
fríos y secos como para que surja el agua.
Características físicas del estado sólido
La materia en estado sólido presenta las siguientes características fundamentales:
o
Cohesión. Si bien los sólidos tienen una naturaleza química idéntica a sus
versiones líquidas y gaseosas, sus partículas se encuentran muy juntas,
13

o
o
o
o
mantenidas en su lugar por nexos muy fuertes, llamados fuerzas cohesivas.
Esa es la razón de que el conjunto posea una forma definida, de límites claros
y un volumen propio.
Rigidez. La materia en estado sólido se resiste por lo general a la deformación:
las torceduras, los dobleces, las hendiduras, incluso en presencia de fuerzas
constantes como el peso o la gravedad. Sólo si dicha resistencia es vencida,
los sólidos cambian de forma (permanente o temporalmente, dependiendo de
su elasticidad).
Incompresibilidad. A diferencia de los gases y los líquidos, los sólidos no
pueden comprimirse más, es decir, sus partículas ya no pueden estar más
juntas. En cambio, al someterlos a fuerzas extremas de compresión, suelen
fracturarse o descomponerse en piezas más pequeñas.
Dureza. En línea general los sólidos se muestran resistentes a ser penetrados
por otros sólidos, incluso a que se ralle su superficie. Esto se conoce como
dureza, la fortaleza física ante la acción de otros sólidos. La materia más dura
que se conoce es el diamante.
Elasticidad. Contraria a la fragilidad y a la dureza, la elasticidad consiste en
que ciertos sólidos pueden sufrir una deformación momentánea, bajo la acción
de una fuerza, para luego volver a su forma original una vez terminada dicha
fuerza. Los materiales elásticos cuentan con una memoria de forma que les
permite volver a su disposición anterior.
Clasificación de los sólidos:
Los sólidos se clasifican como cristalinos o amorfos. Los sólidos cristalinos son sólidos
verdaderos, las partículas existen en un patrón regular, tridimensional, denominado red
cristalina.
Los sólidos amorfos no tienen una estructura microscópica regular como los sólidos
cristalinos. En realidad su estructura se parece mucho más a la de los líquidos que a la de los
sólidos.
El vidrio, el alquitrán, los polímeros de alta masa molecular como el plexiglás son ejemplos
de sólidos amorfos.
Características
Generales:
Los cristales poseen una constitución vectorial, es decir, sus propiedades son función de la
dirección. En las sustancias cristalinas no son equivalentes todas las direcciones. La
dependencia entre las propiedades de un cristal y la dirección está influenciada por la simetría
del mismo, es decir por el número de planos o de ejes de simetría que son los que condicionan
el crecimiento del cristal.
Actividad
Completa la información de la siguiente red semántica con las características de sólidos y
líquidos.
Estados condensados de la materia
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Son
Sólidos
Líquidos
Instrumento de evaluación (lista de cotejo).
Criterios Sí No
Analiza correctamente la información suministrada.
Completa correctamente la red semántica.
Demuestra que leyó y analizo la información del tema.
Actividad
Escribe En las líneas, los términos que completan correctamente las oraciones.
1. Las propiedades de las fases condensadas de la materia dependen de
las___________________ entre sus moléculas o iones.
2. El estado _________________ es un estado intermedio entre el estado sólido
y gaseoso.
3. El Fenómeno que se debe a la cohesión entre las moléculas y facilita la
flotación de los cuerpos en la superficie de los líquidos, recibe el nombre
de____________________.
4. Los sólidos cuyas partículas se ordenan en un patrón tridimensional
específico son____________________.
5. La madera, la porcelana y la cera son sólidos__________________
Actividad
Observa la siguiente imagen:
15

a. Cita otros organismos que hayas observado aprovechar esta propiedad del
agua.
b. De acuerdo con las características el agua explica por qué el mosquito puede
mantenerse en la superficie del agua.
Actividad
a. Elabora un resumen acerca de la contaminación del agua por
causa del mal uso de químicos en la agricultura y tecnologías
inconvenientes o mal controladas.
b. Plantea una solución para el mejor uso del recurso hídrico y
mejor manejo de los suelo en la agricultura.
3. Pasos que debe llevar resumen:
4. a. Tamaño: Debe contener entre 150 a 200 palabras
5. b. Autonomía: El resumen tiene que ser un texto coherente, redactado con sus propias
palabras, no debe ser literal al contenido presentado en la guía.
6. c. Claridad: El resumen debe presentar una redacción sencilla y clara y comprensible.
7. Instrumento de Evaluación
Criterios 1
Puntualidad
Redacción clara, coherente, sencilla.
Cantidad de palabras
Ortografía
punto.
2
punto
3
puntos
4
puntos
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DISOLUCIONES
ÀREA: Enlace químico y estados de agregación de la materia /cinética molecular.
OBJETIVO DE APRENDIZAJE:
‣ Comprende el comportamiento de las disoluciones en función de las propiedades de
los estados en que se presentan y de su composición química.
‣ Aplica cálculos y procedimientos de laboratorio para determinar la concentración de
las disoluciones utilizando diversas unidades.
‣ Valora la utilidad de las disoluciones en diversas áreas de nuestra vida cotidiana, en
la industria y en el entorno.
Indicadores de logro:
‣ Describe, de forma oral y escrita, el comportamiento de las disoluciones en función
de las interacciones soluto – disolvente y de su composición.
‣ Realiza cálculos para determinar y expresar la concentración de disoluciones utilizando
diferentes unidades de concentración
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‣ Prepara disoluciones en el laboratorio de uso industrial, y doméstico y determina su
concentración.
CONTENIDOS A DESARROLLAR
3. Tipos de disoluciones.
- Solubilidad y factores que la afectan.
- Proceso de disolución.
- Velocidad de disolución y factores que la afectan Concentración de las disoluciones.
- Porcentuales
- Fracción molar.
3.1 Concentración molar (Molaridad).
- Molalidad
- Normalidad.
- Unidades trazas (ppm, ppb).
- Interconversión de unidades.
- Preparación, dilución y valoración de disoluciones.
Disoluciones
Una disolución es una mezcla homogénea (los componentes no se pueden
distinguir a simple vista) de dos a más sustancias. En las disoluciones hay que
distinguir el soluto, el disolvente y la propia disolución
• Soluto, es la sustancia que se disuelve.
• Disolvente, es la sustancia en la que se disuelve el soluto.
• Disolución, es el conjunto formado por el soluto y el disolvente En aquellos
casos en los que pueda existir duda sobre quién es el soluto y quién el
disolvente se considera disolvente al componente que está en mayor
proporción y soluto al que se encuentra en menor proporción.
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¿Cuánto soluto se puede disolver en una cantidad dada de disolvente?
Podemos contestar que una cantidad máxima. Si vamos añadiendo soluto (p.e.
azúcar) poco a poco, observamos que al principio se disuelve sin dificultad,
pero si seguimos añadiendo llega un momento en que el disolvente no es capaz
de disolver más soluto y este permanece en estado sólido, “posando” en el
fondo del recipiente.
La cantidad máxima de soluto que se puede disolver recibe el nombre de
solubilidad y depende de varios factores:
• De quién sea el soluto y el disolvente. Hay sustancia que se disuelven mejor
en unos disolventes que en otros.
• De la temperatura. Normalmente la solubilidad de una sustancia aumenta
con la temperatura. Como las disoluciones se pueden preparar mezclando
cantidades variables de soluto y disolvente, se hace necesario establecer una
forma para poder indicar estas cantidades, lo que se conoce con el nombre de
concentración de la disolución. Una manera (muy poco precisa) de indicar la
concentración de una disolución es con las palabras: diluida, concentrada y
saturada.
• Disolución diluida: aquella que contiene una cantidad pequeña de soluto
disuelto.
• Disolución concentrada: si tiene una cantidad considerable de soluto
disuelto.
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• Disolución saturada: la que no admite más soluto. Es fácil entender que
expresar la concentración de una disolución usando los términos diluida,
concentrada o saturada es muy impreciso, por eso la concentración se expresa
de forma numérica de varias formas.
Unidades de concentración
La concentración de una disolución también se puede expresar mediante
unidades, relacionadas con la cantidad de materia. Algunas de ellas son las
siguientes:
‣ Porcentaje masa-masa %m/m: se calcula como la masa de soluto
dividida por la masa total de la solución. Por ciento de la masa se
escribe como porcentaje peso/peso, como que a veces se conoce
como por ciento del peso. % m m =
Ejemplo
mA
mA+mB X100
¿Cuál será el porcentaje en masa de una solución formada
por 8.00g de NaCl disuelto en 50.00g de H 2O?
m A+m B=8.00g+50.00=58.00gdesolución
% m = mA
X100 % m = 8.0g
X100 = 13.8%
m mA+mB m 58.00g
‣ Porcentaje volumen-volumen %v/v: Expresa el volumen de soluto por cada cien
unidades de volumen de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o
gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta.
Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la
disolución.
% V v = vA
vA+vB X100
EJEMPLO
¿Cuál será el porcentaje volumen de una solución formada
por 40mL de azúcar disuelto en 150mL de H 2O?
v A+v B=40mL+150mL=190mLdesolución
% V v = vA
vA+vB X100
% m = 40mL
X100 = 21.05%
m 190mL
20

‣ Porcentaje masa-volumen %m/v: Representa la masa de soluto, en gramos, por
cada 100mL de solución.
% m v = mA
Vsolución X100
EJEMPLO
¿Cuál será el porcentaje en masa-volumen de una
solución formada por 7.00g de NaCl disuelto en 20mL
de H 2O?
% m v = mA
Vsolución X100
% m = 7.0g
X100 = 35%
m 20mL
Partes por millón ppm: Las Partes por millón (ppm) es una unidad de medida
de concentración que mide la cantidad de unidades de sustancia que hay por cada millón de
unidades del conjunto.
EJEMPLO
ppm =
mg de soluto
litos de solución
Calcular los ppm 5mg del ión del ión F - 2.5L de agua.
ppm =
mg de soluto
litos de solución
ppm = 5mg
2.5L = 2ppm
‣ Molaridad M: La molaridad o concentración molar es el número de moles de
soluto por litro de solución, lo cual se puede calcular utilizando la siguiente ecuación:
La concentración molar puede usarse para realizar conversiones entre la masa o moles
de soluto y el volumen de la solución.
n(moles de soluto )
M=
v(litros de disoluciòn)
Se ha calculado que el agua de mar contiene
aproximadamente 14,0g de NaCl en 500mL de agua.
¿Cuál es la molaridad del cloruro de sodio en el agua
de mar?
M =
14,0g
( 58,45g
mol
)(0,500L)
= 0,479mol/L
‣ Fracción molar: Es un cociente entre la cantidad de moles de soluto y la cantidad total
de moles de la solución.
21

EJEMPLO
Calcular la fracción molar de NaOH en 550g de agua que contiene 47,5g de
NaOH
nA =
nB =
47,5g
40.01g/mol
550g
18g/mol
= 1.18mol XA =
1.18mol
1.18mol+30.5 = 0.037
= 30.5mol XB =
30.5mol
1.18mol+30.5 = 0.96
‣ Molalidad m: se define como el número de moles de soluto presentes por cada kg de
disolvente.
EJEMPLOS
Se disuelven 10g de potasa cáustica (KOH) en 0,450kg de
agua. Determinar la concentración molal de la disolución.
m =
10gKOH
( 56gKOH
mol
)(0.450kg) = 0,396mol/kg
‣ Normalidad N: Número de equivalentes de soluto contenidos en 1 litro de disolución.
EJEMPLO
Calcular la normalidad de una disolución de NaOH que contiene 8g de NaOH en 200mL de
disolución.
meq = 40g/mol
8g
= 40g/eq eq = = 0.2eq
1mol−eq 40g/eq
N = 0.2eq/0.200L=1eq/l
Dilución
Hay ocasiones en que debemos diluir un solución concentrada para obtener
una solución de más baja concentración. Cuando se diluye una solución
simultáneamente ocurren tres fenómenos:
1. Aumenta el volumen de la solución original.
2. Disminuye la concentración de la solución original.
3. El número de moles de soluto no cambia, sólo el volumen de la solución.
22

Matemáticamento la dilución se expresa:
C1xV1=C2xV2
C1=concentración inicial
V1=volumen inicial
C2=concentración final
V2=volumen final.
Titulación:
Es un metódo volumétrico de análisis para determinar el volumen de una
solución patrón o estándar, cuya concentración se conoce excatamente,
que reacciona con otra solución cuyo volumen y concentración se
conocen.
La solución patrón de concentración conocida paso de la bureta al matraz erelenmeyer que
contiene una solución de concentración desconocida. El indicador agregado al erlenmeyer
causa un cambio de color cuando alcanza el punto de equivalencia
23

Actividad Interpreto.
1. Nombra diez soluciones que encuentres en tu casa. Explica tu respuestas.
2. Para preparar huevitos de leche se requiere combinar primero azúcar, sal
y leche.
a. Menciona cuáles de las sustancias se comportan como soluto y cuál es
el solvente en esta etapa de la receta.
b. Explica, con base en los factores que influyen en la solubilidad, qué
podrías hacer para garantizar que los solutos se disuelvan bien en
disolvente.
3. Verifico Conceptos.
a. Completa las casillas en blanco del siguiente cuadro con el tipo de
disolución según el estado de agregación de los componentes o con
ejemplos, según corresponda.
Disolución
Ejemplos
Gas-gas
Líquido en gas
Aire
Aire húmedo
Humo
Gas en líquido
Agua de colonia
Sólido en líquido
Líquido en sólido
Arcillas
Sólido en sólido
4. Observa las siguiente imágenes:
(A)
(B)
24

a. ¿ Por qué en el vaso de la imagen A no se disolvió el soluto en el
solvente ?
b. ¿ Qué tipo de disolventes podrían disolver el soluto del vaso A?
c. ¿ Cuáles características piensas que tiene el soluto de la disolución
B?
d. ¿Cómo podrías convertir la mezcla del vaso B en una disolución
sobresaturada?
5. Argumento: Las soluciones acuosas de productos químicos que se
venden para las industrias son en general muy concentradas. Para que
estas puedan utilizarse, deben ser diluidas.
Una de las ventajas de vender los productos concentrados es que se evita
el gran costo que acarrea transportar grandes cantidades de agua o del
producto diluido, ya que el propio consumidor realizará la concentración
necesaria según el uso que le quiera dar.
a. Explica, en términos de concentración, la diferencia que existe entre
una disolución diluida y una disolución concentrada.
b. Cita por qué es necesario diluir algunos productos agroquímicos
utilizados.
c. El Vita-Agro se vende en concentraciones de 75% de extractos de
compuestos orgánicos para controlar enfermedades en los cultivos
causadas por hongos y bacterias; además, de tener función insecticida.
Indica el procedimiento que utilizarías para diluir este producto si
sabes que por cada bomba de 20 litros debes agregar 200ml.
Determina la concentración final.
Actividad
Escoge la respuesta correcta.
1. Un estudiante preparó una solución de KMO4 y cuando iba a medir
30mL que necesitaba para un experimento accidentalmente se
derramó. La concentración de la disolución original :
a. Disminuyo b. Aumentó c. Permanece igual
2. En una solución de etanol y agua, la fracción molar del etanol es
0,40. ¿ Cuál es la fracción molar del agua ?
a. 1 b.0,40 c. 0,60
3. Se mezclan 300mL de una solución que contiene 9g de soluto. El
%P/V es de:
a. 3 %p/v b.5,75% p/v c. 7.4 % p/v
4. ¿ Cuál será el %m/m de una solución que se preparó pesando
2,75g de nitrato de potasio y se disuelven en 30g de agua ?
a. 2,5 %m/m b. 8.40%m/m c. 3 %p/v
25

5. ¿ Cuántas ppm de mercurio hay en una muestra de agua del grifo
cuya masa es 850g y que contiene 2,0mg de mercurio?
a. 2,4 ppm b. 8.40 ppm c. 3 ppm
6. 20g de NaOH se disuelven en 150mL de agua. ¿ Cuál es la
molalidad ?
a. 3,33 molal b. 4,5 molal c.2 molal
7. ¿ Cuántos litros de herbicida al 40% se necesitan para preparar 5
litros de una solución de herbicida al 5%?
a. 0,625L b. 0,345 L c. 7L
8. Se tiene una solución de 60,0g de NaOH en un volumen de
solución de 0,250L. Su molaridad será de :
a. 3 mol/L b. 2.5 mol/L c.6 mol/L
9. 12,25 g de ácido sulfúrico (H2SO4) se encuentran contenidos en
0,500L de solución. La normalidad de esta solución es de:
a. 25N b. 0,50N c. 0,80N
AUTOEVALUACIÓN DE APRENDIZAJE: Disoluciones
Logros Logrado No logrado Observaciones
Comprendo conceptos
básicos del tema de
disolución.
Describo
el
comportamiento de la
disoluciones en función
de las interacciones
entre soluto y solvente y
de su composición.
Comprendo la
importancia de los
cálculos de dilución en
agropecuaria.
Realizó cálculos para
determinar la
concentración de las
disoluciones mediante
diferente unidades de
concentración
26

TERMODINÀMICA
ÀREA: Materia, energía y sus cambios transformaciones químicas
OBJETIVO DE APRENDIZAJE:
‣ Comprende aspectos termodinámicos relacionados con las variaciones de energía y
entropía de procesos físicos y químicos que ocurren en el entorno.
‣ Valora las implicaciones de los cambios energéticos que ocurren en el entorno
tomando conciencia sobre el ahorro de energía y la conservación de los recursos
naturales.
Indicadores de logro:
‣ Identifica ejemplos de procesos endotérmicos, exotérmicos, endergónicos y
exergónicos en el contexto.
‣ Realiza cálculos para determinar calores de reacción, cambios de entalpía, cambios
de energía libre y cambios de entropía.
‣ Compara el contenido energético de productos alimenticios y opta por un consumo
adecuado de calorías.
CONTENIDOS A DESARROLLAR
4. Transformaciones de energía:
4.1 Conceptos de entalpía, energía libre y entropía.
4.2 Leyes de la termodinámica.
Procesos endotérmicos y exotérmicos.
4.3 Calores de reacción y de formación.
- Calorimetría.
- Procesos endergónicos y exergónicos.
4.4 Aspectos energéticos de reacciones importantes para la vida y en el contexto:
- Valor energético de los alimentos (Calorías)
- Glucólisis
- Fotosíntesis
- Combustión
27

Transformaciones de energía
En una reacción química no solo existe una transformación de las sustancias, sino que
también se libera o absorbe energía. La parte de la química que se encarga de estudiar los
cambios de energía (generalmente calor) involucrados en las reacciones químicas se llama
termodinámica.
La Termodinámica es la ciencia de las energías y sus transformaciones, de su
uso, que explica y determina cuánta energía se puede extraer de un
sistema termodinámico y con cuánta eficiencia o rendimiento, permitiendo controlar o usar
el trabajo, la potencia y el calor para satisfacer las demandas de la sociedad.
Sistemas termodinámicos
Un sistema termodinámico es una parte de materia que se aísla, mediante límites reales o
ficticios, para su estudio. Todo lo que rodea al sistema, pudiendo o no relacionarse con él, se
llama entorno.
Sistemas y sus alrededores
Representación generalizada del sistema (un círculo), el
entorno (un cuadrado rodeando al círculo) y el universo
(sistema + entorno).
Por ejemplo, si calentaras una olla de agua en la estufa, el
sistema podría incluir la estufa, la olla y el agua, mientras
que los alrededores serían todo lo demás: el resto de la
cocina, la casa, el vecindario, el país, el planeta, la galaxia y el universo. La decisión sobre
qué es lo que se define como sistema es arbitraria (depende del observador), y según lo que
uno quiera estudiar, igual se podría considerar solo el agua, o toda la casa, como parte del
sistema. El sistema y los alrededores en conjunto componen el universo.
Hay tres tipos de sistemas en la termodinámica: abierto, cerrado y aislado.
Un sistema abierto puede intercambiar energía y materia con su entorno. El ejemplo de la
estufa sería un sistema abierto, porque se puede perder calor y vapor de agua en el aire.
28

Un sistema cerrado, por el contrario, solo puede intercambiar energía con sus alrededores, no
materia. Si ponemos una tapa muy bien ajustada sobre la olla del ejemplo anterior, se
aproximaría a un sistema cerrado.
Un sistema aislado es que no puede intercambiar ni materia ni energía con su entorno. Es
difícil encontrarse con sistema aislado perfecto, pero una taza térmica con tapa es
conceptualmente similar a un sistema aislado verdadero. Los elementos en el interior pueden
intercambiar energía entre sí, lo que explica por qué las bebidas se enfrían y el hielo se derrite
un poco, pero intercambian muy poca energía (calor) con el ambiente exterior.
Primera Ley de Termodinámica
Cuando escribimos una ecuación para señalar para señalar el cambio que ocurre en una
reacción química, casi siempre no representamos todo lo que ocurre. Para indicar todo lo que
ocurre en el sistema, debemos considerar tanto los cambios de energía que se operan como
estado físico de los reactivos y los productos. Veamos el siguiente ejemplo:
29
C + O2
CO2
Esta ecuación no tiene toda la información de lo que sucede en el cambio de la combustión
del carbono.
En el estado inicial el carbono se presenta sólido y el oxígeno gaseoso, y en estado final
aparece una sustancia gaseosa, CO2. Además, se producen 94.8Kcal por molde CO2. Luego,
para hacer una representación correcta de la reacción química en su totalidad, la ecuación
química debe:
C(s) + O2(g) CO2(g) + 94.8Kcal
Se deduce de esta ley que en todo cambio que se realice en un sistema limitado, no se gana
ni se pierde energía. Entonces la pregunta debe ser: ¿De dónde salen las 94.8Kcal que
aparecen como producto?
Aplicando la primera ley de Termodinámica, la energía debe ser igual tanto para los reactivos
como para los productos; es lógico deducir que la energía almacenada en1 mol de CO2 (44g)
más 94.8Kcal.
En la reacción inversa deben aparecer 94.8Kcal como reactivo y la ecuación sería:
CO2(g) + 94.8Kcal C(s) + O2(g)

También se expresaría
CO2(g) C(s) + O2(g) -94.8Kcal.
La ecuación química presentada en esta forma, recibe nombre de ecuación termodinámica o
termoquímica.
Entalpía
En casi todos los cambios físicos y químicos hay una ganancia o pérdida de calor. Esta
absorción o desprendimiento de calor se debe a un cambio en el contenido calórico de las
sustancias que participan en el proceso.
El contenido calórico o energía interna de las sustancias que participan en una reacción
química se conoce por entalpía y tiene como símbolo una H.
La entalpía está relacionada con el flujo de calor en un recipiente abierto, a presión contante.
La entalpía no se puede medir directamente, pero podemos medir el calor producido o
consumido en una reacción química. Se hace buscando la diferencia entre la entalpía de los
productos y la entalpía y la entalpia de los reaccionantes. El símbolo ΔH representa el cambio
de entalpía de los reaccionantes. La ecuación correspondiente es:
ΔH reacción= H productos - H reactivos
En una reacción donde se absorbe calor, la entalpía de los productos es mayor que la entalpía
de los reaccionantes; en consecuencia, el signo de ΔH es positivo.
30

EJEMPLO:
Calcular la entalpía de la reacción al descomponerse CaCO3 en CaCo y CO2 .Use las
entalpías. Use las entalpías de la tabla anterior.
1. Escribe la ecuación de la reacción del CaCO3 para dar CaCO y CO2 y
coloca debajo de cada sustancia la entalpía de formación de la tabla.
CaCO3 CaCO + CO2
ΔH en Kj -1207.1 -635.5 + (-393.7)
ΔH reacción
H productos –H reactivos
ΔH reacción= (-635.5 +(-393.7)-(-1207.1)
ΔH reacción= -1029.2+1207.1
ΔH reacción= +177.9kJ/mol
El valor positivo de la entalpía de reacción indica que es endotérmica (absorbe calor) y
que para descomponerse el CaCO3 en CaCo y CO2 necesita +177.9kJ/mol.
Reacciones endotérmicas y exotérmicas
31

En toda reacción termoquímica participa cierta cantidad de energía calórica. Este calor, que
por lo general se expresa en kilo Julio (kJ) o kilo calorías (kCal), se considera como un
producto o reactivo en la ecuación balanceada de la reacción en mención.
Cuando se produce la reacción química, el sistema suministra o absorbe calor. La cantidad
de calor depende de diversos factores, a saber: de la reacción misma y de las cantidades de
componentes que intervienen en la reacción.
Para cualquier sistema termodinámico, si el sistema libera calor, el flujo calórico (Q) se
expresa con signo negativo y corresponde a una reacción exotérmica.
Si, por lo contrario, el sistema absorbe calor, el flujo calórico se indica con signo positivo y
la reacción se conoce como reacción endotérmica.
Al quemar carbono en exceso de oxígeno a presión contante, se forma dióxido de carbono y
se libera 393.5kJ de calor por mol de carbono consumido. Esta reacción exotérmica se
expresa:
C(s) + O2 CO2(g) = -393.5 kJ (exotérmica)
Lo contrario sería:
CO2(g)
C(s) + O2 ΔH=+393.5kJ(endotérmica)
La entropía y la segunda ley de la termodinámica
El grado de aleatoriedad o desorden en un sistema se llama entropía. Puesto que sabemos que
cada transferencia de energía resulta en la conversión de una parte de energía en una forma
no utilizable (como calor) y que el calor que no realiza trabajo se destina a aumentar el
desorden del universo, podemos establecer una versión relevante para la biología de
la segunda ley de la termodinámica: cada transferencia de energía que se produce aumentará
la entropía del universo y reducirá la cantidad de energía utilizable disponible para realizar
trabajo (o en el caso más extremo, la entropía total se mantendrá igual). En otras palabras,
cualquier proceso, como una reacción química o un conjunto de reacciones conectadas,
procederá en una dirección que aumente la entropía total del universo.
Proceso irreversible
32

En termodinámica, un proceso irreversible se define como un proceso que no se puede
revertir, proceso, que no puede devolver tanto el sistema como el entorno a sus condiciones
originales.
Durante el proceso irreversible aumenta la entropía del sistema. Hay muchos factores que
hacen que un proceso sea irreversible:
Presencia de fricción y pérdidas de calor. En sistemas termodinámicos reales o en
procesos de calor real, no podemos excluir la presencia de fricción mecánica o
pérdidas de calor.
Diferencia de temperatura finita. Los procesos no se realizan infinitamente lento. Por
ejemplo, podría haber turbulencia en el gas. Por lo tanto, los motores térmicos deben
tener eficiencias más bajas que los límites en su eficiencia debido a la irreversibilidad
inherente del ciclo del motor térmico que utilizan.
Mezcla de dos sustancias diferentes.
Estos factores están presentes en procesos reales e irreversibles y evitan que estos procesos
sean reversibles.
Según la segunda ley de la termodinámica :
La entropía de cualquier sistema aislado nunca disminuye. En un proceso termodinámico
natural, aumenta la suma de las entropías de los sistemas termodinámicos que interactúan.
Conceptualmente el cambio en la energía libre de Gibbs, es la energía que puede utilizarse
para hacer trabajo. Para calcular la energía libre de Gibbs se utiliza la siguiente ecuación: ΔG
= ΔH – TΔS ECUACIÓN DE GIBBS La espontaneidad de una reacción química se predice
al conocer y comprender cómo interactúan la entalpía ΔH, la entropía ΔS y la temperatura T.
Esta interacción fue ampliamente estudiada por el Físico Matemático J. Williard Gibbs
(artículos originales), quien estudió las variables involucradas en una reacción química
(temperatura, presión, energía, volumen y entropía), logrando unificarlas en una ecuación de
primer orden, que denominó “Regla de Fases” y más adelante se llamó ecuación de Gibbs.
Su principal contribución fue la introducción del concepto de energía libre, actualmente
denominado “energía libre de Gibbs” en su honor. La energía libre relaciona la tendencia de
un sistema físico o químico a reaccionar ante cambios de entropía, energía y temperatura.
Desde el punto de vista matemático, un resultado negativo será indicativo que la reacción
33

ocurrirá espontáneamente en la dirección que se encuentra escrita la reacción, un resultado
positivo lo contrario, y un resultado igual a cero, será indicativo de que la reacción no se está
desplazando a los productos ni a los reactantes. En todos los procesos conocidos donde existe
liberación o absorción de energía, la cantidad de energía disponible para hacer trabajo se
puede calcular restando a la energía total del sistema denominada ΔH, el calor que se disipa,
esto es el efecto de la temperatura y la entropía (TΔS) también conocido como “la energía no
aprovechable”. Los signos que adquiere la ecuación de energía libre se asocian
conceptualmente con la dirección en que naturalmente ocurrirá dicha reacción. Por ejemplo,
la producción de azúcar mediante el proceso de fotosíntesis posee un valor de energía libre
de Gibbs de 28000 KJ/mol, lo que significa que este proceso no ocurre espontáneamente en
esa dirección, sabemos que para que ocurra debe mediar el efecto energético de la luz solar,
además del trabajo de las plantas. Por su parte, la reacción contraria, esto es la quema de
azúcar, nos permite utilizar esta cantidad de energía libre disponible en diversas actividades.
Vale recalcar que cuando se invierte la dirección de una reacción química, el signo asociado
al ∆G también cambia. En resumen: ΔG > 0, positivo Reacción no espontánea en el sentido
que está escrita. ΔG = 0 No se observa la ocurrencia de la reacción. ΔG < 0, negativo La
Reacción será espontánea en el sentido que está escrita.
Tercera ley de la termodinámica
La tercera ley de la termodinámica afirma que no se puede alcanzar el cero
absoluto en un número finito de etapas.
La tercera ley de la termodinámica también se puede definir como que al llegar
al cero absoluto, 0 grados kelvin, cualquier proceso de un sistema físico se
detiene y que al llegar al cero absoluto la entropía alcanza un valor mínimo y
constante.
La tercera ley de la termodinámica, a veces llamada teorema de Nernst
o Postulado de Nernst, relaciona la entropía y la temperatura de un sistema
físico.
Este principio establece que la entropía de un sistema a la temperatura del cero
absoluto es una constante bien definida. Esto se debe a que, a la temperatura
del cero absoluto, un sistema se encuentra en un estado básico y los incrementos
de entropía se consiguen por degeneración desde este estado básico.
Termodinámica en los Seres vivos:
34

Los sistemas vivos necesitan energía para funcionar, es decir, son entidades termodinámicas
en las que el proceso térmico se caracteriza por el flujo de energía en el interior del cuerpo,
y entre el cuerpo y el ambiente que lo rodea. La temperatura el calor y la autorregulación en
los seres vivos es uno de los “sistemas” más importantes ya que le da la posibilidad de
adaptarse a diferentes situaciones que puede presentar, obvia mente cada ser vivo posee una
manera diferente de llevarlo a cabo, ya puede ser por su especie, hábitat, tamaño, etc.
El cuerpo humano y la temperatura:
Todos los seres humanos mantenemos constante la temperatura dentro de unos límites
estrechos. Estos límites están protegidos de forma que no existan variaciones importantes.
Aguantamos temperaturas corporales inferiores a 35° y superiores a 41° pero en periodos
cortos de tiempo ya que desviaciones prolongadas fuera de estos niveles pueden provocar
alteraciones fisiológicas importantes e incluso la muerte.
Para mantener constante la temperatura el cuerpo humano ha desarrollado una serie de
mecanismos fisiológicos con los que conservar, producir o eliminar el calor corporal.
La fuente principal de calor del ser humano es la producida por el metabolismo del propio
cuerpo (calor metabólico). Cuando se acelera el metabolismo, bien como consecuencia del
trabajo o como consecuencia de procesos internos (por ejemplo la digestión), el calor
metabólico aumentará. Otras fuentes de calor provienen del medio ambiente.
Toda la materia y la energía del universo están sujetas a las leyes de la termodinámica. En la
disciplina de la Economía Ecológica, los sistemas están delimitados, de forma que le dan
sentido. ¿Qué tiene que ver la termodinámica con la sostenibilidad de la producción
alimentaria?
El potencial termodinámico es una medida de la capacidad del sistema para realizar un
trabajo. Las dos principales formas de almacenamiento del potencial termodinámico son la
“energía” (p.e. un barril de petróleo) y el “orden” (p.e. agua potable limpia y una gruesa capa
vegetal en la tierra)
La agricultura moderna aumenta la entropía de todas sus fuentes; esto es, de la energía, del
suelo y del agua terrestre) y sus sumideros (el agua, el suelo y la atmósfera). Por lo tanto, la
moderna agricultura no es circular y no se puede sostener.
35

ACTIVIDAD
1. Explica la relación entre:
a. La primera Ley de la termodinámica y la entalpía.
b. La segunda ley de la termodinámica y la entropía.
c. La ley cero y la temperatura absoluta.
2. Clasifica las siguientes transformaciones como endotérmicas o
exotérmicas:
C(grafito) + O2(g) CO2 ΔH=-94.1kcal/mol_______________
CH4 + 2O2(g) CO2 +H2O ΔH=+79Kcal/mol_______________
2H2 + O2(g) H2O ΔH=-133kcal/mol_______________
3. Calcula la entalpía de reacción cuando se disocia el PCl5 gaseoso para
producir PCl3 y Cl2 gaseoso. Los valores de ΔH para los componentes
aparecen en la tabla.
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2
4. Explica como aplicas el conocimiento de la termodinámica en
agronomía.
36