1. INSTITUTO TECNOLÒGICO DE POCHUTLA
DEPARTAMENTO DE SERVICIOS ESCOLARES
DIRECCIÒN GENERAL DE EDUCACIÒN SUPERIOR TECNOLÓGICA
SUBSECRETARÌA DE EDUCACIÓN SUPERIOR
NOMBRE DEL ALUMNO:JAVIER AYUSO LOPEZ
NOMBRE DE LA SIGNATURA : QUIMICA
NOMBRE DE TRABAJO ENSAYO : TRABAJOS DE INVESTIGACION
CARRERA: INGENIGERIA EN SISTEMAS COMPUTACIONALES.
NOMBRE DEL INGENIERO(A): KARINA MARTINEZ AGUILAR
SEMESTRE Y GRUPO: CUARTO, "B".
LUGAR Y FECHA: SAN PEDRO POCHUTLA A 24 DE /05/ DEL 2012.

2. INDICE
LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA…………….1
LA ENTALPÍA…………………………………………………………………..3
CATALIZADOR…………………………………………………………………5
REACCIONES EXOTÉRMICAS ……………………………………………….7
REACCIONES ENDOTÉRMICAS……………………………………………..8
REACCIONES EXOTERMICAS……………………………………………….9

3. LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
Esta es la ley de la conservación de la masa, que podemos enunciarla, pues,
de la siguiente manera:
"En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de
los reactivos es igual a la masa total de los productos"
La Ley de Lavoisier o de conservación de la masa establece que en una
reacción química la masa inicial es igual a la masa final independientemente de
los cambios que se produzcan, es decir que la masa de los reactivos es igual a
la masa de los productos.
De esta ley se deriva que en una reacción química debe conservarse el número
y la clase de átomos, de modo que estos solo se reordenan para formar nuevas
sustancias.
Antoine Laurent de Lavoisier (1743–1794), químico francés, considerado el
fundador de la química moderna.
Lavoisier nació el 26 de agosto de 1743 en París y estudió en el Instituto
Mazarino. Fue elegido miembro de la Academia de Ciencias en 1768. Ocupó
diversos cargos públicos, incluidos los de director estatal de los trabajos para la
fabricación de la pólvora en 1776, miembro de una comisión para establecer un
sistema uniforme de pesas y medidas en 1790 y comisario del tesoro en 1791.
Trató de introducir reformas en el sistema monetario y tributario francés y en
los métodos de producción agrícola.
Los experimentos de Lavoisier fueron de los primeros experimentos químicos
realmente cuantitativos que se realizaron. Demostró que en una reacción
química, la cantidad de materia es la misma al final y al comienzo de la
reacción. Estos experimentos proporcionaron pruebas para la ley de la
conservación de la materia y la masa. Lavoisier también investigó la
composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.
Algunos de los experimentos más importantes de Lavoisier examinaron la
naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se
produce la combinación de una sustancia con el oxígeno. También reveló el
papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas. La
explicación de Lavoisier de la combustión reemplazó a la teoría del flogisto,
sustancia que desprendían los materiales al arder.
Con el químico francés Claude Louis Berthollet y otros, Lavoisier concibió una
nomenclatura química, o sistema de nombres, que sirve de base al sistema
moderno. La describió en Método de Nomenclatura Química (1787). En

4. Tratado elemental de química (1789), Lavoisier aclaró el concepto de elemento
como una sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún método de
análisis químico conocido, y elaboró una teoría de la formación de compuestos
a partir de los elementos. También escribió Sobre la Combustión (1777), y
Consideraciones sobre la Naturaleza de los Ácidos (1778).
La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la
masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo
se transforma y permanece invariable.
EJEMPLO:
Cogemos 1,5 gramos de Ag NO 3 y lo disolvemos el agua, lo ponemos en
contacto con cobre y se crea Ag, que pesa 0,88. Luego esta a esta plata se le
añade HNO3 y se vuelve a crear Ag NO 3 que ahora debería pesar 1,5 g, pero
al haber perdido un poco en los pasos anteriores, por ejemplo impregnada en
la varilla oxidación que se haya caído del vaso, pesa 1,46g. Ahora este Ag NO
3 se mezcla con 1g Na Cl y se forma un sólido, se filtra y la disolución se deja
evaporar, se pesan las dos sustancias y al sumarlas tiene que dar 2,5g, uno de
Na Cl y 1,5 de Ag NO 3 pero al haber perdido otra vez sólo pesa 2,44g. Si la
practica se hubiera realizado perfectamente pesaría mas, porque en los
primeros pasos se ha arrastrado un poco de cobre.
2 Ag NO 3 + Cu 2Ag + Cu NO 3
Ag + HNO3HNO2 + Ag NO 3
Ag NO 3 + Na Cl Ag Cl + Na NO 3
LA ENTALPÍA
La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste
puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a
presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o
desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a
gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de
vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por
cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a
presión constante. El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán
Rudolf J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H es igual a U +
pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide
en julios.
H = U + pV
Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales,
se mide el cambio de entalpía ( Δ H).

5. ΔH = Hf – Hi
La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso, así:
Entalpía de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía
de disolución, entalpía de enlace, etc; siendo las más importantes:
ENTALPIA DE REACCIÓN:
Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión
constante.
ENTALPÍA DE FORMACIÓN:
Es el calor necesario para formar una mol de una sustancia, a presión
constante y a partir de los elementos que la constituyen.
Ejemplo:
H2 (g) + ½ O2 (g) = > H2O + 68.3Kcal
Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno se
producen 68.3 Kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua.
ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN:
Es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema una mol de
sustancia.
Ejemplo:
CH4 (g) + 2O2 (g) => 2CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH = -212.8 Kcal
Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano se desprenden 212.8
Kcal.
Estas entalpías se determinan normalmente a 25°C y 1 atm. Para determinar la
entalpía estándar de formación de las sustancias, se deben tener en cuenta las
siguientes consideraciones:
1. La entalpía estándar de formación de los elementos puros, libres y tal como
se encuentran en su estado natural es cero.
Por ejemplo:
H2 (g), O2 (g), N2 (g), Cl2 (g), Na (s), etc, tienen
ΔHf25° = 0, donde Δ Hf25° es la entalpía estándar de formación.

6. 2. El carbono se presenta a 25°C 1 atm de presión y en el estado sólido, de
varias formas: diamante, grafito, antracita, hulla, coke, etc, pero su estado
estándar se define para el grafito, o sea ΔHf25° del grafito es igual a cero.
3. El azufre se presenta en dos estados alotrópicos, el rómbico y el mono
cíclico; su entalpía estándar se define para el rómbico o sea ΔHf25° del
rómbico es igual a cero.
ENTALPÍA ESTÁNDAR de una ecuación general:
Se calcula restando las entalpías estándares de formación de los reactivos de las
entalpías estándares de formación de los productos, como se ilustra en la siguiente
ecuación:
CATALIZADOR
Un catalizador es una sustancia química, simple o compuesta, que modifica la
velocidad de una reacción química, interviniendo en ella pero sin llegar a formar
parte de los productos resultantes de la misma. Los catalizadores se
caracterizan con arreglo a las dos variables principales que los definen: la fase
activa y la selectividad. La actividad y la selectividad, e incluso la vida misma
del catalizador, depende directamente de la fase activa utilizada, por lo que se
distinguen dos grandes subgrupos: los elementos y compuestos con
propiedades de conductores electrónicos y los compuestos que carecen de
electrones libres y son, por lo tanto, aislantes o dieléctricos. La mayoría de los
catalizadores sólidos son los metales o los óxidos, sulfuros y haloideos de
elementos metálicos y de semimetálicos como los elementos boro aluminio,
ysilicio. Los catalizadores gaseosos y líquidos se usan usualmente en su
formapura o en la combinación con solventes o transportadores apropiados;
loscatalizadores sólidos se dispersan usualmente en otras sustancias
conocidascomo apoyos de catalizador Un catalizador en disolución con los
reactivos, o en la misma fase que ellos, se llaman catalizador homogéneo.
El catalizador se combina con uno de los reactivos formando un compuesto
intermedio que reacciona con el otro más fácilmente. Sin embargo, el
catalizador no influye en el equilibrio de la reacción, porque la descomposición
de los productos en los reactivos es acelerada en un grado similar. Un ejemplo
de catálisis homogénea es la formación de trióxido de azufre haciendo
reaccionar dióxido de azufre con oxígeno, y utilizando óxido nítrico como
catalizador. La reacción forma momentáneamente el compuesto intermedio
dióxido de nitrógeno, que luego reacciona con el oxígeno formando óxido de
azufre. Tanto al principio como al final de la reacción existe la misma cantidad
de óxido nítrico.

7. Un catalizador que está en una fase distinta de los reactivos se denomina
catalizador heterogéneo o de contacto. Los catalizadores de contacto son
materiales capaces de adsorber moléculas de gases o líquidos en sus
superficies Un ejemplo de catalizador heterogéneo es el platino finamente
dividido que cataliza la reacción de monóxido de carbono con oxígeno para
formar dióxido de carbono. Esta reacción se utiliza en catalizadores acoplados
a los automóviles para eliminar el monóxido de carbono de los gases de
escape.
Existen ciertas sustancias llamadas promotoras, que no tienen capacidad
catalítica en sí, pero aumentan la eficacia de los catalizadores. Por ejemplo, al
añadir alúmina a hierro finamente dividido, ésta aumenta la capacidad del
hierro para catalizar la obtención de amoníaco a partir de una mezcla de
nitrógeno e hidrógeno. Por otra parte, los materiales que reducen la eficacia de
un catalizador se denominan venenos. Los compuestos de plomo reducen la
capacidad del platino para actuar como catalizador; por tanto, un automóvil
equipado con un catalizador para controlar la emisión de gases necesita
gasolina sin plomo.
Los catalizadores metálicos más usuales son capaces de producir reacciones
reversibles de quimiadsorción, como en el caso del níquel, paladio, platino y
plata. Entre los catalizadores a base de óxidos metálicos se distingue entre los
óxidos estequiométricos y los óxidos que ganan o pierden oxígeno de su
superficie. Las sales metálicas más destacadas por su carácter catalizador son
los sulfuros, que se emplean en procesos de eliminación de azufre, y los
cloruros, que son catalizadores de los procesos de oxicloración. Los
catalizadores llamados «bifuncionales» son los que tanto en el soporte como
en la fase soportada actúan de catalizadores en diferentes pasos elementales
de la reacción química, siguiendo esquemas catalíticos diferentes. Se emplean
fundamentalmente en la reformación de la gasolina.
REACCIONES EXOTÉRMICAS
El prefijo exo significa ―hacia fuera‖. Por lo tanto entendemos que las
reaccionesexotérmicas son aquellas que liberan energía en forma de calor.
El esquema general de una reacción exotérmica puede ser escrito de la
manera siguiente, donde A, B, C y D representan sustancias genéricas.
A partir de la Ley de la Conservación de Energía, podemos afirmar que ―La
energía total de los reactivos es igual a la energía total de los productos‖.

8. En otras palabras, toda la energía que entró en el primer miembro de la
ecuación química, debe salir íntegramente en el segundo miembro de la
ecuación. De donde obtenemos la siguiente conclusión: si una reacción es
exotérmica, entonces la entalpía de los reactivos (Hr)es mayor que la entalpía
de los productos(Hp ), pues una parte de la energía que estaba contenida en
los reactivos fue liberada para el medio ambiente en forma de calor y apenas
otra parte de esa energía quedó contenida en los productos. Entonces en una
reacción exotérmica: Hr> Hp
No es posible determinar directamente la entalpía de cada sustancia
participante de una reacción, pero podemos determinar experimentalmente la
variación de entalpía ΔH, que ocurre cuando una reacción química es
realizada.
Como en la reacción exotérmica Hr>Hp , entonces en este tipo de reacción el
valor de ΔH será siempre negativo. Siendo que la reacción exotérmica: ΔH> 0.
Observa que no existe energía negativa; un sistema contiene energía. El signo
negativo de DH quiere decir apenas que la energía fue liberada.
REACCIONES ENDOTÉRMICAS
El prefijo endo significa ―hacia adentro‖. Por lo tanto se entiende que las
reacciones endotérmicas son aquellas que absorben energía en forma de calor.
El esquema general de una reacción endotérmica puede ser escrito de la
siguiente manera, donde A, B, C y D representan sustancias genéricas.
Una vez que la energía total se conserva del primer para el segundo miembro
de cualquier reacción química, podemos afirmar que: si una reacción es
endotérmica, la entalpía de los productos Hp es mayor que la entalpía de
los reactivos Hr ,pues una determinada cantidad de energía fue absorbida
por los reactivos en forma de calor, durante la reacción, quedando
contenida en los productos. Siendo que en la reacción endotérmica: Hp
>Hr.
Y siendo DH = Hp — Hr , entonces en la reacción endotérmica el valor de ΔH
será siempre positivo. Siendo que en la reacción endotérmica: ΔH> 0.

9. Ley de Proust o Ley de las Proporciones Definidas
De los experimentos de electrolisis, se obtuvieron reacciones volumétricas y de
masa en el agua formada por H2O.
En 1799 Louis Proust estableció que ‖ cuando dos o más elementos se
combinan para formar un compuesto, lo hacen en una relación de masa
definida y constante.
H2O MH / MO= K = 1 / 8 Esto indica indica que un gramo de hidrogeno
necesita 8 gr de oxígeno para formar agua.
(Cuando hacemos un ejercicio si nos da como cociente 1/8 es que esta en
la proporción indicada, de lo contrario no cumple la ley de Proust).
Proust, la ley de las proporciones constantes, dice: "Cuando se combinan dos o
más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una
relación de masas constantes‖. Eso significa que siempre va a ser igual el
porcentaje de cada uno de los elementos no importando si solo se combinan 10
g o 1000 g; esta ley se utiliza cuando hay un reactivo ilimitado en la naturaleza.
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por
John Dalton.
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar
diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes
cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como
producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Es
decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las
cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija
de B, están en relación de números enteros sencillos.
Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792)
"Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en
cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se
combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo
de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo
hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."
Ley de la conservación de la masa de Lavoisier
En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los
reactivos es igual a la masa total de los productos. Es una de las leyes
fundamentales en todas las ciencias naturales, La podemos enunciar de la
siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier
reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y materia no se crea,
ni se destruye, solo se transforma y permanece invariable.