Fisicoquímica

Descripción

Libro digital para leer en línea o en app móvil

Descripción:
Este libro está dedicado a todos aquellos alumnos que cursan
la asignatura de Fisicoquímica y materias afines durante el último año de bachillerato;
alumnos que han elegido cursar la especialización en las áreas de físicoquímica
e ingenierías y la de ciencias biológicas y de la salud, de acuerdo con los
actuales programas de estudio de la Escuela Nacional Preparatoria/unam.
La idea de este libro se originó debido a la necesidad de contar con un texto
de fisicoquímica adecuado para los estudiantes de bachillerato, ya que hasta el
momento no existen textos apropiados a este nivel y los que habitualmente consultan
profesores y alumnos son libros de licenciatura, los cuales dificultan en
cierta medida el proceso de enseñanza-aprendizaje de esta materia.
Por otro lado, era necesario crear un material que tomara como base los
conocimientos de los estudiantes de bachillerato de las materias de Física y Química,
conjuntarlos, y luego proyectarlos hacia el tronco común de las licenciaturas
e ingenierías a los cuales se orientan las áreas de especialización. De esta
manera, la obra tiene dos propósitos: convertirse en una introducción de los
estudiantes de bachillerato a la fisicoquímica y ser una base y libro de consulta
para los estudiantes de licenciatura, ya que introduce a los temas fundamentales
de esta disciplina.

Tabla de contenidos:

Front Matter
   Presentación
   Presentación
U 1: Estructura atómica y periodicidad
   Contenido
   Objetivos
   1.1: Teoría cuántica del átomo
   Teoría cuántica
   Figura 1.1
   El modelo atómico: de los griegos a Rutherford
   El periodo de los cuatro elementos
   Figura 1.2
   El atomismo en la Era Cristiana
   Figura 1.3
   El atomismo en la Edad Media
   El atomismo en el Renacimiento
   El atomismo moderno
   Figura 1.4
   Figura 1.5
   Max Planck y los cuantos de energía: fotones y efecto fotoeléctrico
   Figura 1.6
   Radiación del cuerpo negro
   Figura 1.7
   EJEMPLOS
   El efecto fotoeléctrico
   Figura 1.8
   Tabla 1.1: Función trabajo para el efecto fotoeléctrico.
   Figura 1.9
   EJEMPLOS
   Efecto Compton
   EJEMPLOS
   Espectro electromagnético y la teoría cuántica: Bohr, Sommerfeld, de Broglie (números cuánticos n, l, m)
   Espectro electromagnético y la teoría cuántica
   Figura 1.10
   EJEMPLO
   El átomo de Bohr
   Figura 1.11
   El átomo de Sommerfeld
   Figura 1.12
   Ondas de materia
   Figura 1.13
   Figura 1.14
   EJEMPLOS
   Heisenberg, Schrödinger, Pauli y los conceptos de orbital y espín del electrón. Modelo de nube de carga negativa
   Werner Heisenberg
   Figura 1.15
   EJEMPLO
   Erwin Schrödinger
   Figura 1.16
   Figura 1.17
   Modelo estándar
   Modelo estándar de física de partículas
   Tabla 1.2: Partículas fundamentales del modelo estándar.
   Figura 1.18
   Tabla 1.3: Interacciones descritas por el modelo estándar junto con los grupos gauge y los bosones asociados a cada una de ellas. En la columna de la izquierda se representan las constantes fundamentales que indican la fuerza relativa de cada interacción.
   Insuficiencias del modelo estándar
   Configuración electrónica y periodicidad química
   Figura 1.19
   Figura 1.20
   Figura 1.21
   La forma que tienen los subniveles de energía
   Figura 1.22
   Figura 1.23
   Figura 1.24
   Figura 1.25
   Tabla 1.4: Relación de los siete niveles de energía con los subniveles.
   Figura 1.26
   EJEMPLO
   Tabla 1.5: Configuraciones electrónicas de varios elementos ligeros.
   EJEMPLO
   Elementos del bloque s
   Elementos del bloque p
   Figura 1.27
   Elementos del bloque d
   Elementos del bloque f
   Cuatro tipos de configuración electrónica
   1. Configuración electrónica estándar
   2. Configuración condensada
   3. Configuración desarrollada
   4. Configuración semidesarrollada
   Figura 1.28
   Relación de la ubicación de los elementos en la tabla periódica con su electronegatividad, electroafinidad, energía de ionización, volumen y radio iónico y atómico
   Figura 1.29
   John Dalton
   Figura 1.30
   John Alexander Reina Newlands
   Julius Lothar Meyer
   Dimitri Ivánovich Mendeleiev
   Henry Moseley
   Periodos
   Figura 1.31
   Grupos o familias
   Figura 1.32
   Clasificación de los elementos químicos
   Figura 1.33
   Figura 1.34
   Grupo 18: los gases nobles
   Figura 1.35
   Elementos de transición
   Figura 1.36
   Electronegatividad
   Figura 1.37
   Electroafinidad
   Figura 1.38
   Energía de ionización
   Figura 1.39
   Figura 1.40
   Volumen atómico
   Figura 1.41
   Radio iónico y atómico
   Figura 1.42
   Figura 1.43
   EJEMPLOS
   Palabras clave
   Problemas
U 2: Enlaces y estados físicos
   Contenido
   Objetivos
   Introducción
   2.1: Enlaces y nomenclatura
   Regla del octeto
   Figura 2.1
   Figura 2.2
   EJEMPLOS
   Enlace iónico
   Figura 2.3
   Figura 2.4
   Propiedades de las sustancias iónicas
   Figura 2.5
   Enlace covalente5
   Figura 2.6
   Propiedades de las sustancias covalentes
   Figura 2.7
   Electronegatividad
   NoTA
   Escala de electronegatividades de los elementos
   Figura 2.8
   Carácter iónico parcial de un enlace covalente (expresado en porcentajes)
   Tabla 2.1: Relación aproximada entre el carácter iónico parcial de los enlaces y la diferencia de electronegatividad de los átomos.
   Enlace covalente no polar
   Figura 2.9
   Enlace covalente polar
   Figura 2.10
   Figura 2.11
   Figura 2.12
   Figura 2.13
   Figura 2.14
   Fuerzas intermoleculares. Enlace puente de hidrógeno
   Figura 2.15
   Enlace metálico
   Figura 2.16
   Propiedades de los metales
   Figura 2.17
   EJEMPLO
   2.2: Estados de agregación de la materia
   Figura 2.18
   Figura 2.19
   Características generales de los sólidos, líquidos y gases
   Figura 2.20
   NoTA
   Características de los sólidos
   Características de los líquidos
   Figura 2.21
   Características de los gases
   Modelo cinético-molecular elemental de los estados físicos
   Figura 2.22
   Transiciones de fase
   Figura 2.23
   Figura 2.24
   Figura 2.25
   EJEMPLO
   Condiciones críticas
   Tabla 2.2: Condiciones críticas de diferentes sustancias.
   Figura 2.26
   Calor latente o entalpía de transición de fase
   Tabla 2.3: Calores latentes específicos.
   Figura 2.27
   EJEMPLOS
   Figura 2.28
   Figura 2.29
   2.3: Modelo del estado gaseoso
   Ecuaciones de estado para gases ideales
   Leyes de los gases
   Ley de Boyle-Mariotte
   Figura 2.30
   Ley de Charles
   Figura 2.31
   Ley de Gay-Lussac
   Ley general del estado gaseoso
   Figura 2.32
   EJEMPLO
   Hipótesis de Avogadro
   Ecuación del gas ideal
   EJEMPLO
   Tabla 2.4: Valores de R en diferentes unidades.
   Ecuaciones de estado para gases reales
   Figura 2.33
   Factor de compresibilidad
   Figura 2.34
   EJEMPLOS
   Figura 2.35
   Ecuación de Van der Waals
   Tabla 2.5: Constantes de la ecuación de Van der Waals.
   EJEMPLO
   Ecuación virial de Kamerlingh Onnes
   Ley de presiones parciales de Dalton
   EJEMPLO
   Ley de difusión de Graham
   EJEMPLO
   2.4: Líquidos
   Propiedades de los líquidos
   Figura 2.36
   Presión de vapor (Pv )
   Figura 2.37
   EJEMPLO
   Tabla 2.6: Presión de vapor de agua.
   Punto de ebullición (p.e.)
   Figura 2.38
   Temperatura crítica (Tc)
   Diferencia entre punto triple y punto crítico
   Figura 2.39
   Viscosidad (η)
   EJEMPLO
   Cohesión
   Adhesión o adherencia
   Figura 2.40
   Tensión superficial (γ)
   Figura 2.41
   Figura 2.42
   Figura 2.43
   Figura 2.44
   EJEMPLO
   Figura 2.45
   Capilaridad
   Figura 2.46
   EJEMPLO
   2.5: Sólidos
   Figura 2.47
   Tabla 2.7: Temperatura de transición vítrea y de fusión para diferentes polímeros.
   El estado sólido
   Sólidos amorfos
   Figura 2.48
   Temperatura o punto de fusión (p.f.) de un sólido amorfo y uno cristalino
   Aplicaciones de los sólidos amorfos
   Figura 2.49
   Tabla 2.8: Tipos de enlaces.
   Estado cristalino
   Figura 2.50
   Cristales iónicos
   Figura 2.51
   Cristales covalentes
   Figura 2.52
   Figura 2.53
   Cristales moleculares
   Cristales metálicos
   Estructura cristalina y redes de Bravais
   Tabla 2.9: Estructuras cristalinas.
   Defectos cristalinos
   Figura 2.54
   Metales
   Teoría de bandas
   Figura 2.55
   Semiconductores y aislantes
   Semiconductores
   Tabla 2.10: Electrones de la última capa de los grupos 12 a 16.
   Difracción de rayos X
   Figura 2.56
   Palabras clave
   Problemas
   Figura 2.57
U 3: Termodinámica
   Contenido
   Objetivos
   Introducción
   Figura 3.1
   3.1: Ley cero de la termodinámica
   Generalidades
   Procesos reversibles e irreversibles
   Figura 3.2: Proceso reversible de un sistema.
   Conceptos de temperatura, equilibrio térmico y calor
   Temperatura y equilibrio térmico
   Figura 3.3
   Figura 3.4
   EJEMPLO
   Calor
   Formas de transmisión de la energía térmica
   Calorimetría
   Capacidad térmica y calor específico
   Tabla 3.1: Capacidad térmica específica de algunos materiales.
   EJEMPLO
   Figura 3.5
   3.2: Primera ley de la termodinámica
   Trabajo y calor
   Trabajo de expansión o de compresión y energía interna
   Figura 3.6
   Convención de signos para el trabajo
   Figura 3.7
   EJEMPLO
   Diagrama P–V y trabajo
   Figura 3.8
   Figura 3.9
   El trabajo depende de la trayectoria
   Figura 3.10
   Energía interna y primera ley de la termodinámica
   EJEMPLO
   Experimento de Joule
   Figura 3.11
   EJEMPLO
   Figura 3.12
   Tabla 3.2: Equivalencia entre las unidades de las magnitudes mencionadas en el texto.
   EJEMPLO
   Termoquímica
   Entalpía
   Calor de reacción y entalpía de reacción estándar
   EJEMPLO
   Entalpía de reacción estándar y entalpía de formación estándar
   Tabla 3.3: Entalpias de formación a 25 °C.
   EJEMPLO
   Ley de Hess
   Aplicaciones de la ley de Hess
   EJEMPLO
   NoTA
   3.3: Segunda ley de la termodinámica
   Eficiencia de las máquinas térmicas
   Máquinas térmicas
   Figura 3.13
   Figura 3.14
   Trabajo realizado durante un ciclo
   Figura 3.15
   Ciclo de Otto y ciclo Diesel
   Figura 3.16
   Figura 3.17
   Figura 3.18
   Eficiencia de las máquinas térmicas
   EJEMPLO
   Ciclo de Carnot
   Figura 3.19
   Figura 3.20
   Figura 3.21
   EJEMPLO
   Ciclo de refrigeración
   Figura 3.22
   Figura 3.23
   NoTA
   Figura 3.24
   Definición de la segunda ley de la termodinámica
   NoTA
   EJEMPLO
   Entropía
   EJEMPLOS
   Relación entre la entropía y la entalpía
   Un proceso irreversible visto como uno reversible
   Uso de una ecuación de un proceso reversible para un cálculo de un proceso irreversible
   La entropía en un proceso reversible se conserva
   EJEMPLO
   La entropía aumenta en todos los procesos irreversibles. Desigualdad de Clausius
   EJEMPLO
   Energía libre de Gibbs. Espontaneidad
   Espontaneidad
   Energía libre de Gibbs
   EJEMPLO
   3.4: Equilibrio químico
   La solución de una aparente contradicción
   EJEMPLO
   Tabla 3.4: Entalpías, entropías y la energía libre de Gibbs.
   Figura 3.25
   Constante de equilibrio
   EJEMPLO
   Principio de Le Chatelier
   Figura 3.26
   EJEMPLO
   Palabras clave
   Problemas
U 4: Electroquímica
   Contenido
   Objetivos
   Introducción
   Figura 4.1
   4.1: Electroquímica
   Números de oxidación
   EJEMPLOS
   Reacciones de óxido-reducción
   Figura 4.2: Recta óxido-reducción
   Figura 4.3: Reacción Zn-HCl
   Balanceo de ecuaciones de óxido-reducción
   Balanceo de ecuaciones por el método del ion-electrón
   Balanceo de ecuaciones en medio ácido
   Balanceo de ecuaciones en medio básico
   Cálculos estequiométricos
   Figura 4.4: Reacción Fe-O
   EJEMPLO
   Figura 4.5
   Figura 4.6
   4.2: Celdas electroquímicas
   Celda galvánica
   Figura 4.7: Reacción Zn-CuSO4
   Elementos de una celda galvánica
   Figura 4.8
   Representación esquemática de una celda galvánica
   Fuerza electromotriz (fem) de una celda galvánica
   Unidades eléctricas
   Tabla 4.1: Unidades eléctricas.
   Potenciales estándar de reducción
   Figura 4.9
   Tabla 4.2: Potenciales estándar de reducción.
   Figura 4.10
   EJEMPLOS
   Celdas de concentración
   Figura 4.11: Celda de concentración Ni2+-Ni
   Ecuación de Nernst
   Pilas y baterías
   Pilas o celdas primarias
   Batería de celda seca
   Figura 4.12: Batería de celda seca
   Batería o pila alcalina
   Figura 4.13: Pila alcalina
   Batería de litio
   Figura 4.14: Batería de litio
   Celdas secundarias
   Batería de plomo
   Figura 4.15: Batería de plomo
   Batería de mercurio
   Figura 4.16: Batería de mercurio
   Batería secundaria de Li-ion
   Figura 4.17: Batería secundaria de Li-ion
   Celdas de combustible
   Celdas de combustible de electrólito polimérico (pemfc)
   Figura 4.18: Celda de combustible pemfc.
   Contaminación por pilas o baterías
   Celdas electrolíticas: electrólisis
   Celdas de hidrógeno
   Leyes de Faraday
   Figura 4.20: Aplicaciones de la electrólisis
   Figura 4.19: Electrólisis del agua
   EJEMPLOS
   Galvanoplastia
   Figura 4.21: Deposición de Ag
   4.3: Corrosión
   Figura 4.22: Corrosión del zinc
   Tipos de corrosión
   Corrosión galvánica
   Figura 4.23: Corrosión galvánica
   Corrosión por altas temperaturas
   Corrosión localizada
   Figura 4.24: Corrosión por fisuras
   Corrosión microbiológica (míc)
   Figura 4.25: Corrosión microbiológica
   La corrosión y sus efectos en la economía
   Figura 4.26: Corrosión
   Prevención de la corrosión
   Recubrimientos metálicos
   Recubrimientos inorgánicos
   Recubrimientos orgánicos
   Diseño para el control de la corrosión
   Alteración por el entorno
   Palabras clave
   Problemas
Back Matter
   APÉNDICES: Tabla de contenido
   Unidad 1
   Unidad 2
   Unidad 3
   Unidad 4
   Tabla 1.A: Ecuaciones clave
   Tabla 1.B iupac: Factores de conversión de unidades de presión
   Tabla 1.C iupac: Factores de conversión de constantes de energía
   Tabla 1.D iupac: Tabla Periódica de los Elementos
   Tabla 2.A: Constantes de Van der Waals y puntos de ebullición de algunas sustancias
   Tabla 2.B: Tensión superficial (γ) de algunos líquidos comunes a 293 K
   Tabla 2.C: Viscosidad de algunos líquidos comunes a 293 K
   Tabla 2.D: Estructuras cristalinas de algunos metales
   Tabla 2.E: Radios de algunos iones (Å)
   Tabla 2.F: Polarizabilidades de algunos átomos y moléculas
   Tabla 2.G: Interacciones entre moléculas
   Tabla 2.H: Algunas propiedades fisicoquímicas del agua
   Tabla 2.I: Momentos de enlace de algunos enlaces químicos comunes
   Tabla 3.A: Magnitudes termodinámicas para sustancias seleccionadas a 298.15 K (25 °C)
   Tabla 3.B: Constantes de equilibrio en soluciones acuosas
   Tabla 4.A: Potenciales estándar a 298 K. En orden electroquímico
   Tabla 4.B: Potenciales estándar de reducción a 25 °C
   Bibliografía
   Bibliografía Adicional
   Históricos-filosóficos
   Introductorios
   Aplicados
   Índice analítico