La espectrometría de masas es una técnica de análisis que identifica los isótopos que tiene un elemento, así como la abundancia de cada uno de ellos
Un haz de electrones de alta energía, acelerados mediante un campo eléctrico, produce al chocar contra las partículas que forman la muestra (M), una variedad de fragmentos ionizados, siendo el ion principal el monopositivo.
Al incidir un haz de luz blanca sobre un prisma transparente, se descompone en luces de distintos colores (Newton), que denominó espectro continuo de la luz.
Cada color del espectro corresponde a una radiación electromagnética que puede describirse en términos ondulatorios y, por tanto, caracterizado por una longitud de onda (λ) y una frecuencia determinadas (f). El producto de ambas coincide con la velocidad de la luz: c = 3*10^8
Cuando un átomo absorbe o emite energía en forma de radiación electromagnética, su energía aumenta o disminuye, respectivamente, en una cantidad h·ν, donde h es una constante universal, constante de Planck, que es igual a 6,63·10^-34 Js. La energía se emite o absorbe en forma de paquetes o “cuantos” de energía. La hipótesis de Planck establece que la luz está formada por corpúsculos de energía llamados fotones, cuya energía es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación, según una constante de proporcionalidad, h.
Un orbital atómico es la zona del espacio en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con determinada energía.
Principio de exclusión de Pauli: En un átomo cualquiera no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, es decir, cada orbital atómico solo puede alojar dos electrones.
Regla De Hund: Mientras sea posible, los electrones de un mismo subnivel se distribuyen de modo solitario, evitando formar parejas en un mismo orbital.
Energía: una propiedad de un sistema que expresa su capacidad de realizar un trabajo.
Se distinguen dos formas de intercambio de energía entre el sistema y su entorno:
Calor Q: es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores como resultado de una diferencia de temperaturas. El calor fluye desde el cuerpo más caliente hasta el cuerpo más frío.
Trabajo W: se realiza trabajo cuando se desplaza un cuerpo una distancia d realizando sobre él una fuerza F. Proceso termodinámico a la evolución seguida por un sistema cuando pasa de un estado inicial (po, To, Vo) a otro final (pf, Vf, Tf). Los procesos termodinámicos se clasifican en:
- Atendiendo al sentido de su evolución:
- Irreversibles: si lo hacen en un único sentido. La mayor parte de los procesos son de este tipo. Ejemplo: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
- Reversibles: si lo hacen a través de múltiples estados de equilibrio. Ejemplo: N2 + 3 H2 → NH3
- Atendiendo a si en la evolución hay alguna variable de estado que permanezca constante:
- Isobáricos: si la presión no varía (la mayoría de las reacciones químicas son de este tipo, pues ocurren en recipientes abiertos, es decir, a patm = cte)
- Isocóricos: si el volumen no varía. Suceden en recipientes cerrados.
- Isotérmicos: si la temperatura no varía.
Primer principio de la termodinámica (Clausius, 1850): cuando un sistema sufre una transformación termodinámica, la variación que experimenta su energía interna es igual a la suma del calor y el trabajo intercambiados con el entorno: ΔU = Q + W (en realidad este principio no es más que una manifestación del principio de conservación de la energía).
Se denomina entalpía de un sistema (H) a la magnitud suma de la energía interna y el producto de la presión por el volumen de dicho sistema. Los diagramas entálpicos son la representación gráfica del contenido energético de los reactivos, los productos y la variación de entalpía que ha sufrido el proceso. La entropía (S) es una magnitud que mide el grado de desorden molecular de un sistema. Todos los sistemas poseen entropía, cuanto más elevada sea, mayor será su grado de desorden.
Enunciado de Clausius: no es posible ningún proceso, absorbiendo una cantidad de calor, realice una cantidad igual de trabajo. Enunciado de Kelvin-Planck: no es posible proceso alguno cuyo único resultado sea transferir calor desde un cuerpo frío a otro más caliente. Enunciado de Boltzmann: los procesos naturales espontáneos evolucionan hacia un aumento de la entropía (ΔSuniverso > 0).
Cálculo de Q en procesos en los que hay cambios de temperatura:
Q = mce ΔT donde ce es el llamado calor específico (relación entre el calor agregado a la unidad de masa y la variación de temperatura que en ella se produce. Unidades: J/kg K o cal/g ◦C).
Cálculo de Q en procesos en los que hay cambios de estado (sin modificación de la temperatura): Q = mL donde L es el llamado calor latente del cambio de estado (de fusión, LF o de vaporización, LV).
Procesos con intercambios de trabajo relacionados con expansiones o compresiones de los gases: si el gas se expande p_gas > p_atm. 1atm L = 101,3 J
Isobáricos: W = -pΔV = -p(V2-V1) Isocóricos: W = 0 Isotérmicos: W = Área bajo la curva Cálculo del trabajo en diversos procesos El W tendrá un valor negativo si el volumen final es mayor que el inicial, que es lo que sucede en una expansión. Si el gas es ideal, se demuestra que el área bajo la curva es W = -nRT Ln V2/V1.
En. int: Proceso isotérmico (T = cte): ΔU = 0; pues, en definitiva, U solo depende de la temperatura, y si esta permanece constante, ΔU = 0. En un proceso isotérmico, la variación de energía interna es cero, es decir, todo el calor que se transfiere al sistema se emplea en trabajo de expansión. Proceso adiabático (aquel en el que no hay intercambio de calor con el entorno, Q = 0): ΔU = W. En los procesos adiabáticos, la variación de energía interna del sistema coincide con el trabajo transferido. Proceso isocórico (V = cte): W = 0 ΔU = Qv Si el sistema es sólido o líquido, prácticamente incompresibles, la única manera de aumentar o disminuir la temperatura es transfiriendo calor ΔU = Qv = mceΔT – Si el sistema es gaseoso: Qv = mcvΔT
Proceso isobárico (p = cte): ΔU = Q + W = Qp − pΔV
ent, form: ΔHº = Σn ΔHfºproductos − Σn´ Δhfºreactivos / ent.enlaces: ΔHº = ΣΔHenlaces rotos − ΣΔHenlaces nuevos
En el cero absoluto, la entropía de una sustancia cristalina pura, con ordenamiento perfecto, es cero (Tercer principio de la termodinámica). La energía libre de Gibbs de un sistema (G) se define como la diferencia entre la entalpía y el producto de la entropía por la temperatura del sistema: G = H − TS. En un proceso a presión constante: ΔGsistema = ΔHsistema − TΔSsistema Como G es una función de estado: ΔGºreacción = Σn ΔGfºproductos − Σn´ Δgfºreactivos.