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
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