1 clase quim industrial

UNIVERSIDAD ANTONIO GUILLERMO URRELO
FACULTAD DE INGENIERIA
INGENIERIA INDUSTRIAL
 CURSO: QUIMICA INDUSTRIAL
 CLASE 01:
-ENLACE QUIMICO
-NOMENCLATURA
-GASES
-LABORATORIO
DOCENTE: MBA. Ing. Victor Luna Botello

EVALUACION DE ENTRADA
 A QUE SE LLAMA ENLACE QUIMICO
 QUE NOMENCLATURA TIENE LAS SUSTANCIAS
 QUE LEYES GOBIERNAN LOS GASES
 CONOCE EL LABORATORIO?

Enlaces y Moléculas
1
Cuando los átomos entran en
interacción mutua, de modo que se
completan sus niveles energéticos
exteriores, se forman partículas nuevas
más grandes.
2
Estas partículas constituidas por dos o
más átomos se conocen como
moléculas y las fuerzas que las
mantienen unidas se conocen como
enlaces.

Tipos de Enlace
 Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y
covalente.
 Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua
de partículas de carga eléctrica opuesta; esas
partículas, formadas cuando un electrón salta de un
átomo a otro, se conocen como iones
 Para muchos átomos, la manera más simple de
completar el nivel energético exterior consiste en ganar
o bien perder uno o dos electrones.

Covalente
comparte e-
Covalente polar
transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
Aumento en la diferencia de electronegatividad
0 ─── ≤ 0.5 ─── < 1.7 ── > Iónico
Cov. No-polar Cov. polar
Clasificación de enlaces
7

Enlace Iónico
Enlace
Iónico
Un enlace iónico es la fuerza de la
atracción electrostática entre iones de
carga opuesta.
Iones
libres
Estos enlaces pueden ser bastante
fuertes pero muchas sustancias iónicas
se separan fácilmente en agua,
produciendo iones libres.

Iones
 Los metales pierden sus electrones de valencia para
formar cationes:
 Esta perdida de electrones se llama oxidación.
 Na
. Na+ + e- sodio
 Mg: Mg2+ + 2 e- magnesio
 : Al
. Al 3+ + 3 e- aluminio

Formación de Aniones
 Los no metales ganan electrones y adquieren la
configuración de gas noble:
 Este proceso se llama reducción.
 : Cl
. + e- : Cl : -
: O : + 2e- : O : 2- oxido
 :N . + 3e- : N : 3- nitruro
....
:
:
::

Importancia de los iones
 Muchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero
desempeñan papeles centrales.
 El ion potasio (K+) es el principal ion con carga positiva en la mayoría
de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los
procesos biológicos esenciales.
Cl– (anión)
K+ (catión)

Enlace Covalente
 Los enlaces covalentes están formados
por pares de electrones compartidos.
 Un átomo puede completar su nivel de
energía exterior compartiendo electrones
con otro átomo.
 En los enlaces covalentes, el par de
electrones compartidos forma un orbital
nuevo (llamado orbital molecular) que
envuelve a los núcleos de ambos átomos.

Regla del octeto
Esta regla es muy útil en casos que
involucran átomos como C, N, O, y F.
F: F: :
..
..
..
..
Al formar compuestos, los átomos ganan,
pierden, o comparten electrones para producir
una configuración electrónica estable
caracterizada por 8 electrones de valencia.

ESCALA DE ELECTRONEGATIVIDAD
1.0
Na
0.9
Li Be B C N O F
1.5
Mg
1.2
2.0
Al
1.5
2.5
Si
1.8
3.0
P
2.1
3.5
S
2.5
4.0
Cl
3.0
La electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha en la tabla periódica.
La electronegatividad disminuye al
bajar en un grupo.

Entre más grande sea la diferencia de
Electronegatividad entre dos átomos enlazados;
más polar es el enlace.
Enlaces no-polares conectan dos
átomos de la misma electronegatividad
H—H :N N:F:
..
..F:
..
..

Entre más grande la diferencia en electronegatividad
entre dos átomos; más polar es el enlace.
Los enlaces polares conectan
átomos
de diferente electronegatividad
:O C
d+d-F:
..
..H
d+ d-
O
..
..H
d+
d-
H
d+ O:
.. ..
d-

 NaCl
Na Cl
 
 
 
 
  
-
+ : :
··
··
Determinación del % de Carácter iónico
Electronegatividad Cl 3.0
Electronegatividad Na 0.9
Diferencia 2.1
% de carácter iónico
Según la tabla periódica 67%
Porcentaje de carácter iónico

N H
H
HN H
H
H x x
x
Amoníaco

C OOC OO x
x
x
x
Enlace
covalente doble
Dióxido de Carbono

N NN Nx
x
x
x
x
Enlace
covalente triple
Nitrógeno

COH OH
O
COH OH
O
x x
x x
x
x
x
x
x x
x x
x x
x x
Ácido Carbónico

CO
-
O
-
O
COH O
-
O
COH O
-
O
Na
+x
CO
-
O
-
O
x
Na
+
Na
+x
Bicarbonato y Carbonato

S
O
-
O
-
OH OH
+2
S
O
-
O
-
OH OH
+2
x x
x x
x
x
x
x
x
x
x
x
x x
Ácido Sulfúrico

Excepciones a Regla del Octeto
Text
número
par de e-
Molécula con
menos de
8e-
molécula con
más de 8e-
Regla del
Octeto
Excepciones a la

Teoría de Lewis
Se basa en las siguientes hipótesis:
 Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa
comparten tantos electrones como le falten para
completar su capa (regla del octete).
 Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
 Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con
el mismo átomo.

Ejemplo:
Escribir las estructuras de Lewis completas para las
siguientes especies químicas: CH4, HCN, H2CO,
H2SO4, NH4
+.
 H H
· ·· |
CH4 · C · + 4 · H  H ··C ·· H ; H–C–H
· ·· |
H H
 HCN H–CN :
 H2CO H–C=O :
| ··
H
 ·· ··
: O : : O :
·· ·· ·· 
H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H
·· ·· ·· 
: O : : O :
H
|
NH4
+ H–N+H
|
H
: O :
||
H–O–S–O–H
||
: O :

Excepciones a la teoría de Lewis
 Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número
impar de electrones.
 Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter
covalente en las cuales el átomo de Be o de B no
llegan a tener 8 electrones.
 Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central
tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).
 Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo
periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y
puede haber más de cuatro enlaces.

Resonancia
 No siempre existe una única estructura de Lewis que
pueda explicarlas propiedades de una molécula o
ion.
 Por ejemplo, en el ion carbonato CO3
2–
el C debería formar un doble enlace con
uno de los O y sendos enlaces sencillos
con los dos O– .
 Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O
deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.
 Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias
como los ángulos O–C–O son iguales.

Resonancia
 Los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por
lo que la distancia es intermedia.
 Los tres átomos de oxígeno participan de 2/3 de carga
negativa.
 Se utiliza el símbolo  entre las distintas formas
resonantes.

Modelo de repulsión de pares
electrónicos y geometría molecular
 Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada
y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos
pueden medirse aplicando técnicas de difracción de
rayos X.
 La geometría viene dada por la repulsión de los pares de
e– del átomo central.
 Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.

© Grupo ANAYA S.A.
Química 2º Bachillerato
Enlace covalente simple.
 Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos.
Es frontal y se llama “” (sigma).
 Puede ser:
a) Entre dos orbitales “s”
b) Entre un orbital “s” y uno “p”
c) Entre dos orbitales “p”.

Enlace covalente múltiple.
 Se producen dos o tres solapamientos de orbitales
atómicos entre dos átomos.
 Siempre hay un enlace frontal “” (sólo 1).
 Si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral
“” (pi).
 Si el enlace es triple,
existe un solapa-
miento “” y
dos “”.
© Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

Hibridación de orbitales atómicos.
 Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos
y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se
formuló la “teoría de la hibridación”.
 Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces
en compuestos como el CH4 y en la mayoría de
compuestos que forma (para ello precisa promocionar
el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4
orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb.
2p).
 Los tipos de hibridación se utilizan
fundamentalmente en química orgánica, si bien no es
exclusiva de compuestos orgánicos.

Tipos de orbitales híbridos.Ejemplos

Teoría de orbitales moleculares(O.M.)
 Permite explicar todas la moléculas existentes.
 Consiste en fijar unos niveles energéticos para los
orbitales moleculares y considerarlos “combinación
lineal de orbitales atómicos” (C.L.O.A.).
 Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y
ocuparían distintas zonas espaciales.
 La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los
orbitales atómicos de los que proceden y por tanto,
serían más estables (orbitales enlazantes).

Teoría de orbitales moleculares.
(T.O.M.)
 La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales
atómicos de los que proceden y serían más inestables
(orbitales antienlazantes).
 Se denomina “ orden de enlace” (O.E.) a:
 El O.E. puede ser fraccionario si combinan orbitales
apareados y desapareados.
nº e (OM enlazantes) nº e (OM antienlazantes)
O.E.=
2
- -
-

O.A. (N) O.A. (N)O.M. (N2)
Molécula de N2
O.A. (N)O.A. (O)O.M. (NO)
Molécula de NO

Enlace metálico
 Lo forman los metales.
 Es un enlace bastante fuerte.
 Los átomos de los metales con pocos e- en su última
capa no forman enlaces covalentes, ya que
compartiendo electrones no adquieren la estructura de
gas noble.
 Se comparten los e- de valencia colectivamente.
 Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones
positivos, empaquetados ordenadamente, formando
una estructura cristalina de alto índice de coordinación.
 Existen dos modelos que lo explican:
 Modelo del mar de electrones:
 Modelo de bandas:

SUSTANCIAS COMPLEJAS
 La tercera y más grande clase de excepciones consiste
en las moléculas en que hay más de ocho electrones en
la capa de valencia de un átomo. Como ejemplo,
consideremos el PCl5
PCl
Cl
Cl
Cl
Cl
41

Fuerzas intermolecularesFuerzas
intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares
son fuerzas electromagnéticas
las cuales actúan entre
moléculas o entre regiones
ampliamente distantes de una
macromolécula.

Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas electromagnéticas
Dipolo-
dipolo
Dispersión P.hidrógeno

Dipolo-Dipolo
 Son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con
dipolos permanentes.
 Estas funcionan de forma similar a las interacciones
iónicas, pero son más débiles debido a que poseen
solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser
visto en el ácido clorhídrico:
(+)(-) (+)(-) H-Cl--
--H-Cl (-)(+) (-)(+)
Cl-H----Cl-H

Fuerzas de Dispersión o London
 Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre
moléculas no polares.
 Son más intensas en las moléculas no polares más
grandes que en las pequeñas.
 Son de mayor magnitud en el Br2, que en el I2, que en
el F2.
Química 45

La fórmula química expresa la composición de moléculas y compuestos
mediante símbolos químicos
El Nº de compuestos químicos conocidos es superior a
13 millones!!!
Método sistemático de nombrar los compuestos: NOMENCLATURA
Formulación y Nomenclatura en Química Inorgánica

CLASIFICACIÓN
óxidos peróxidos hidruros sales neutras
óxidos básicos óxidos ácidos
hidruros
metálicos
hidruros
no metálicos
grupos 13, 14,15
hidruros volátiles
grupos 16, 17
haluros de
hidrógeno
sales neutras sales volátiles
COMPUESTOSBINARIOS

- Compuestos binarios formados por: Oxígeno(-2)+Metal.
- Fórmula: M val O Oval M (Siendo M: metal; O: oxígeno).
- Si se pueden simplificar los subíndices, se simplifican. Los subíndices siempre son números
naturales (jamás un número fraccionario o decimal como subíndice).
- Nomenclatura:
 Tradicional: Óxido + [metal]
 Stock: Óxido de [metal] (valencia en nº romanos).
 Sistemática: + óxido de + [metal]
* Para más facilidad leer la fórmula al revés.
-oso
-ico
Mono-
Di-
Tri-
Tetra-
Mono-
Di-
Ejemplos

- Compuestos binarios formados por: Oxígeno(-2)+ No Metal.
- Fórmula: X val O Oval X (Siendo X: no metal; O: oxígeno).
-Si se pueden simplificar los subíndices, se simplifican. Los subíndices siempre son números
- Nomenclatura:
 Tradicional: Anhídrido+ + [no metal] +
 Stock: Óxido de [ no metal] (valencia en nº romanos).
 Sistemática: + óxido de + [no metal]
Hipo-
Per-
-oso
-oso
-ico
-ico
Mono-
Di-
Tri-
Tetra-
Mono-
Di-
Ejemplos

- Compuestos binarios formados por: Hidrógeno(-1)+ Metal.
- Fórmula: M val H Hval M (Siendo M: metal; H: hidrógeno).
- Nomenclatura:
 Tradicional: Hidruro + [metal] + (si tiene dos valencias)
Hidruro de [metal] (si tiene una valencia)
 Stock: Hidruro de [metal] (valencia en nº romanos).
 Sistemática: + hidruro de [metal]
Mono-
Di-
Tri-
Tetra-
-oso
-ico
Ejemplos

- Compuestos binarios formados por: Hidrógeno(-1)+ No Metal.
- Fórmula: X val H Hval X (Siendo X: no metal; H: hidrógeno).
- Nomenclatura:
 Tradicional: Nombres especiales
 Stock: Hidruro de [no metal] (valencia en nº romanos).
 Sistemática: + hidruro de [no metal]
-Grupos 13 y 15, valencia 3
-Grupo 14, valencia 4
-Tri
-Tetra
Nombres
especiales

- Compuestos binarios formados por: Hidrógeno(-1)+ No Metal
- Fórmula: H val X Xval H (Siendo X: no metal; H: hidrógeno).
- Nomenclatura:
 Tradicional: Ácido + [no metal] - hídrico
 Stock: [no metal] – uro de hidrógeno.
 Sistemática: (mono) + [no metal] – uro de hidrógeno
Grupo 16 valencia 2
Grupo 17 valencia 1
Ejemplos

- Compuestos binarios formados por: Metal+ No Metal
- Fórmula: M val X Xval M (Siendo X: no metal; M: metal).
- Nomenclatura:
 Tradicional: [no metal] – uro de [metal]
 Stock: [no metal] – uro de[metal] (valencia del metal)
 Sistemática: + [no metal] – uro de + [metal]
Grupo 17 (F, Cl, Br, I), valencia 1
Grupo 16 (S, Se, Te), valencia 2
Mono-
Di-
Tri-
Tetra-
Mono-
Di-
-oso
-ico
Ejemplos

- Compuestos binarios formados por: Oxígeno (-1)+ Metal
- Fórmula: M val O Oval M (Siendo O: oxígeno; M: metal).
- En el caso de que la valencia del metal sea igual a 1, se pone subíndice 2 tanto al metal como al
oxígeno y no se simplifica.
- Nomenclatura:
 Tradicional: Peróxido + [metal]
 Stock: Peróxido de [metal] (valencia del metal)
 Sistemática: + [no metal] – peróxido de + [metal]
Mono-
Di-
Tri-
Tetra-
Mono-
Di-
-oso
-ico
Ejemplos

- Compuestos ternarios formados por: Metal+ grupo OH (-1)
- Fórmula: M val OH OHval M (Siendo OH: grupo hidróxido; M: metal).
- Nomenclatura:
 Tradicional: HIdróxido + [metal]
 Stock: Hidróxido de [metal] (valencia del metal)
 Sistemática: + hidróxido de [metal]
Mono-
Di-
Tri-
Tetra-
-oso
-ico
Ejemplos

- Compuestos ternarios formados por: Oxígeno, Hidrógeno + No Metal (excepto Mn, Cr)
- Fórmula: H a XbOc
Añadimos a la molécula de anhídrido correspondiente una molécula de agua.
Anhídrido hipocloroso: Cl2O + H2O = HClO
- Nomenclatura:
 Tradicional: Ácido + [no metal]
 Stock: No existe.
 Sistemática: oxo [no metal] - ato (val X) de Hidrógeno
 Funcional: Ácido oxo [no metal] – ico (valencia no metal)
Hipo-
Per-
-oso
-oso
-ico
-ico
Mono-
Di-
Tri-
Tetra-
Mono-
Di-
Tri-
Tetra- Ejemplos

Ácidos oxoácidos
Fórmula Tradicional Stock Funcional
HClO4 Ácido perclórico Tetraoxoclorato (VII) de
hidrógeno
Ácido tetraoxoclórico (VII)
H2SO4 Ácido sulfúrico Tetraoxosulfato (VI) de
hidrógeno
Ácido tetraoxosulfúrico (VI)
H2CO2 Ácido carbonoso Dioxocarbonato (II) de
hidrógeno
Ácido dioxocarbónico (II)

Manganeso
Cromo
*** H2CrO4 – H2O = H2Cr2O7 Ácido dicrómico
Fórmula Tradicional Sistemática Funcional
IV H2MnO3 Ácido Manganoso Trioxomanganato (IV) de
hidrógeno
Ácido trioxomangánico
(IV)
VI H2MnO4 Ácido Mangánico Tetraoxomanganato (VI)
de hidrógeno
Ácido
tetraoxomangánico (VI)
VII HMnO4 Ácido Permangánico Tetraoxomanganato (VII)
de hidrógeno
Ácido
tetraoxomangánico (VII)
Valencia Fórmula Tradicional Sistemática Funcional
VI H2CrO4 Ácido crómico Tetraoxocromato (VI) de
hidrógeno
Ácido tetraxocrómico
(VI)

Fósforo
P2O + 3H2O = H6P2O4 = H3PO2
P2O3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3
P2O5 + 3H2O = H6P2O8 = H3PO4
Arsénico
As2O + 3H2O =H6As2O4 = H3AsO2
As2O3 + 3H2O = H6As2O6 = H3AsO3
As2O5 + 3H2O = H6As2O8 = H3AsO5
Antimonio
Sb2O + 3H2O = H6Sb2O4 = H3SbO2
Sb2O3 + 3H2O = H6Sb2O6 = H3SbO3
Sb2O5 + 3H2O = H6Sb2O8 = H3SbO4

- Compuestos ternarios formados por: Metal + No Metal + Oxígeno
- Fórmula: M a ( XbOc ) val M
Cambiamos el oxígeno por un metal y ponemos su valencia fuera del paréntesis. El subíndice
que tiene el hidrógeno se deja.
Nomenclatura:
 Tradicional: [no metal] [ metal]
 Stock: [no metal] de [ metal]
 Sistemática: + oxo [no metal] - ato (val X) de [metal] (val M)
Hipo-
Per-
-ito
-ito
-ato
-ato
-oso
-ico
Hipo-
Per-
-ito
-ito
-ato
-ato
Bis-
Tris-
Tetrakis-
Mono-
Di-
Tri-
Tetra-
Ejemplos

Nomenclaturas
Fórmula Tradicional Sistemática
H2O Agua ------
NH3 Amoníaco Trihidruro de Nitrógeno
PH3 Fosfina Trihidruro de Fósforo
AsH3 Arsina Trihidruro de Arsénico
SbH3 Estibina Trihidruro de Antimonio
CH4 Metano Tetrahidruro de Carbono
SiH4 Silano Tetrahidruro de Silicio
BH3 Borano Trihidruro de Boro

Nomenclatura
Fórmula Tradicional Stock Estequiométrica
LiF Fluoruro Lítico Fluoruro de Litio Fluoruro de Litio
CaF2 Fluoruro Cálcico Fluoruro de Calcio Difluoruro de Calcio
AlCl3 Cloruro Alumínico Cloruro de Aluminio Tricloruro de Aluminio
CuBr2 Bromuro Cúprico Bromuro de Cobre(II) Dibromuro de Cobre
MnS Sulfuro Manganoso Sulfuro de Manganeso(II) Sulfuro de Manganeso
CaTe Telururo Cálcico Telururo de Calcio Telururo de Calcio
KI Yoduro Potásico Yoduro de Potasio Yoduro de Potasio
FeCl2 Cloruro Ferroso Cloruro de Hierro(II) Dicloruro de Hierro
NiS Sulfuro Niqueloso Sulfuro de Níquel(II) Sulfuro de Níquel
K2Se Seleniuro Potásico Seleniuro de Potasio Seleniuro de Dipotasio
PtF2 Fluoruro Platinoso Fluoruro de Platino(II) Difluoruro de Platino

LEYES
DE LOS GASES
P.V = n. R. T

Leyes de los gases
 Modelo molecular para la ley de Avogadro
Estado gaseoso
Leyes de los gases
 Ley de Boyle y Mariotte
 Ley de Charles y Gay-Lussac (1ª)
 Ley de Charles y Gay-Lussac (2ª)
Teoría cinética de los gases
 Modelo molecular para la ley de Boyle y Mariotte
 Modelo molecular para la ley de Charles y Gay-Lussac
 Ecuación general de los gases ideales

Estados de la materia
GAS LÍQUIDO SÓLIDO

Cl2 gaseoso
HCl y NH3 gaseosos
Estado gaseoso

Leyes de los gases
Ley de Boyle y Mariotte
El volumen de un gas es inversamente
proporcional a la presión que soporta (a
temperatura y cantidad de materia constantes).
V α 1/P (a n y T ctes)
V = k/P
Transformación isotérmica

Leyes de los gases
Ley de Charles y Gay-Lussac (1ª)
El volumen de un gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta (a presión
y cantidad de materia constantes).
V α T (a n y P ctes)
V = k.T
A P = 1 atm y T = 273 K, V = 22.4 l para cualquier gas.
El volumen se hace cero a 0 K
Transformación isobárica

Leyes de los gases
Ley de Charles y Gay-Lussac (2ª)
La presión de un gas es directamente
proporcional a la temperatura absoluta (a
volumen y cantidad de materia constantes).
P a T (a n y V ctes)
P = k.T
Transformación isócora
P(atm)
T (K)

Combinación de las tres leyes:
=
P
k’k’’k’’’ n T
V =
P
R n T Ley de los gases ideales:
PV = nRT
R se calcula para:
n = 1 mol
P = 1 atm
V = 22,4 l
T = 273 K
R = 0.082 atm L/ mol K
R = 8.31 J/ mol K = 1.987 cal /mol K
Leyes de los gases
Ecuación general de los gases ideales
T
P.V
=
T´
P´. V´

Teoría cinética de los gases. Modelo molecular:
 Los gases están constituidos por partículas (átomos o moléculas) separadas por
espacios vacíos. Las partículas de un gas están en constante movimiento en línea
recta, al azar en todas la direcciones.
 El volumen total de las partículas de un gas es muy pequeño (y puede despreciarse)
en relación con el volumen del recipiente que contiene el gas.
 Las partículas de un gas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo
contiene. Es tos choque se suponen elásticos, es decir, las partículas no ganan ni
pierden energía cinética en ellos. La presión del gas se produce por las colisiones de
las partículas con las paredes del recipiente.
 La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura del gas.
 Las fuerzas atractivas y repulsivas entre las partículas se pueden considerar
despreciables.
Teoría cinética de los gases
Entre 1850 y 1880 Maxwell, Clausius y Boltzmann
desarrollaron esta teoría, basada en la idea de que todos
los gases se comportan de forma similar en cuanto al
movimiento de partículas se refiere.
Boltzmann Clausius

1 clase quim industrial

Recommandé

Recommandé

Contenu connexe

Tendances

Tendances (20)

En vedette

En vedette (11)

Similaire à 1 clase quim industrial

Similaire à 1 clase quim industrial (20)

Plus de Victor Botello

Plus de Victor Botello (7)

Dernier

Dernier (20)

1 clase quim industrial