Es un término que se aplica a una mezcla formada por dos o más sustancias y posee la menor temperatura de fusión que los componentes de la mezcla.
El diagrama corresponde a dos sólidos solubles en estado líquido e insolubles en estado sólido. En este diagrama, TA es la temperatura de fusión de la sustancia A (x=0), TB es la temperatura de fusión de la sustancia B (x=1). En el eje X, se representan las fracciones molares de diversas mezclas de A y B. En lugar de las fracciones molares, se pueden utilizar los porcentajes en masa o las fracciones masa de A y B.
Como podemos apreciar, el diagrama está formado por cuatro regiones. En la región superior, se encuentran los dos sólidos fundidos o fase líquida (L). A la derecha el sólido B(s) está en equilibrio con la mezcla líquida, es decir, B(s)+L. En la izquierda, se encuentra la región A(s)+L, el sólido A(s) está en equilibrio con la mezcla líquida. La región inferior la forman A(s)+B(s). En el punto eutéctico (E), la composición del líquido en equilibrio con las dos fases sólidas se denomina composición eutéctica. La solución con la composición eutéctica está en equilibrio con los sólidos A(s) y B(s). El punto eutéctico está representado en la figura con la letra roja (E). La temperatura eutéctica permanece constante hasta la transformación de la fase líquida en los sólidos A(s) y B(s), es decir, L-->A(s)+B(s). El eutéctico es un punto invariante en un diagrama a presión constante. Cualquier composición sobre la línea eutéctica tendrá la misma temperatura de solidificación. Mezclas de A y B a la temperatura eutéctica y con composición superior a la eutéctica tendrá al sólido B(s) en equilibrio con la solución eutéctica, pero a la temperatura eutéctica y a una composición inferior a la eutéctica tendrá al sólido A(s) en equilibrio con la solución eutéctica. Cualquier temperatura debajo de la temperatura eutéctica representa un estado formado solamente por A(s) y B(s).
Consideremos, por ejemplo, el enfriamiento de una mezcla fundida de A y B a lo largo de la línea a1-a5. En a1, existe una mezcla fundida de A y B. En a2, empieza a separarse B(s) de la mezcla líquida. a3 está en la región de dos fases, y coexisten en equilibrio B(s) y la mezcla líquida. La relación entre las cantidades de B(s) y la mezcla líquida está dada por el segmento que une b con a3 y conecta con C en el eje vertical de B puro (se aplica la regla de la palanca para calcular el porcentaje de cada fase). En a4 se alcanza la menor temperatura a la cual la mezcla es líquida. El sólido B(s) se encuentra en equilibrio con la solución residual, que posee la composición del eutéctico.En a5, la mezcla se enfría y se separan simultáneamente los dos sólidos A(s)+B(s), debido a que son insolubles.
Los diagramas de Sb-Pb, Si-Al, Be-Si, AgCl-KCl, Bi-Cd...son del tipo mostrado en la figura. La mayor aplicación de estos sistemas es para la separación y purificación de especies sólidas, estudio de formación de minerales, sistemas geológicos, en el estudios de aleaciones y compuestos intermetálicos.
La entropía (S) puede ser utilizada como un criterio para indicar la reversibilidad o irreversibilidad. Un proceso irreversible va acompañado con un aumento de la entropía, mientras uno reversible carece de aumento de entropía, es decir, cualquier proceso natural va acompañado con un aumento de entropía. La entropía también indica el desorden molecular. En los gases el desorden molecular es mayor que en los líquidos y los sólidos y, por tanto, los gases poseen mayor valor de entropía que los líquidos y los sólidos. Por ejemlo, metanol líquido posee un valor de entropía molar de 126,8 J/K mol a 298,15 K y 101325 Pa, mientras la entropía molar de matanol gas es 239,7 J/K mol a las mismas condiciones de temperatura y presión. En forma diferencial, la entropía se define mediante la siguiente expresión,
dS = dQreversible/T
Para calcular la variación de entropía en un proceso no adiabático, la transferncia de calor entre el sistema y el entorno o viceversa debe ser reversible. En un ciclo reversible la variación de entropía es cero y, por tanto, la entropia es una función de estado.
El cambio de entropía en un proceso adiabático reversible es cero, pero en uno adiabático irreversible es mayor de cero.
La segunda ley de la termodinámica nos indica que cualquier proceso real va acompañado con un aumento de la entropía del sistema y de su medio circundante, es decir, la entropía del universo aumenta en un proceso irreversible, mientras en uno reversible permanece constante.
(S2 - S1)universo > 0 para un proceso irreversible
La tercera ley de la termodinámica nos indica que la entropía molar de un elemento puro o una sustancia en su estado cristalino perfecto es cero en el cero absoluto y a 101325 Pa.
La entropía es una función de la presión, volumen y temperatura. Para gases ideales, las expresiones para calcular el cambio de entropía cuando son sometidos a variaciones de P, V y T son:
S2 - S1 = n CV,m Ln (T2/T1) + n R Ln (V2/V1)
S2 - S1 = n Cp,m Ln (T2/T1) - n R Ln (P2/P1)
Aplicación:
Un gas ideal es sometido al proceso cíclico, indicado en la figura de arriba. La flecha indica el sentido del proceso o las etapas a las que se sometió el gas ideal. Prediga el signo de las magnitudes termodinámicas de energía interna, entalpia y entropía en cada una de las etapas A, B, C y D.
Reflexión: ¿Está Ud. de acuerdo con el comentario que se realiza al final de la página que se localiza en el siguiente enlace? ¿Qué reflexiones puede realizar sobre otros contenidos de la página?
La entalpía (H) es una magnitud termodinámica que cambia cuando el sistema sufre una variación de presión, temperatura o ambas. Debido a que la entalpía no se conoce en valor absoluto, al hablar de entalpía nos referimos a un cambio o variación de entalpía. La entalpía de los gases ideales sólo depende de la temperatura, es decir, la presión no afecta los valores de entalpía de un gas ideal. La entalpía es una función de estado y, por tanto, en un proceso cíclico la suma de las variaciones de entalpía vale cero. Para un proceso a presión constante la variación de entalpía es igual al calor envuelto en el proceso (Qp), es decir,
H2 - H1 = Qp
La entalpía y la energía interna se relacionan mediante las siguientes expresiones:
H2 - H1 = U2 - U1 + P (V2 - V1) (presión constante)
H2 - H1 = U2 - U1 + (P2V2 - P1V1) (presión no constante)
Para un gas ideal
H2 - H1 = nCp,m (T2 - T1)
U2 - U1 = nCv,m(T2 - T1)
Cp,m es la capacidad calorífica molar a presión contate y Cv,m es la capacidad calorífica molar a volumen constante.
Para un gas ideal,
Cp,m - Cv,m = R
En un cambio de estado físico la variación de entalpía es constante
El enlace químico es la forma mediante la cual se unen los átomos para formar especies moleculares e iónicas y también la forma de unión entre moléculas. Esta unión se realiza mediante fuerzas electrostáticas o por compartimiento o donación de electrones. En el siguiente esquema se representan los diferentes tipos de enlaces:
1. Enlace interatómico
Iónico
Covalente ->Normal, múltiple y dativo o coordinado
Metálico
2. Enlace intermolecular
Fuerzas de Van der Waals -> Dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y dipolo inducido-dipolo inducido
La energía interna (U) es una magnitud termodinámica cuyo valor absoluto no es conocido, pero su variación es calculable cuando el sistema sufre una variación de volumen y temperatura o ambas. En termodinámica, al hablar de energía interna nos referimos a la variación de energía interna. La variación de la energía interna es la suma de las energías traslacional, vibracional y rotacional de las moléculas. Los gases monoatómicos ideales sólo poseen energía interna traslacional y electrónica. La energía interna de los gases ideales sólo depende de la temperatura. La energía interna es una función de estado y su suma en un trayecto cíclico vale cero. Para un proceso a volumen constante el cambio de energía interna es el calor envuelto en el proceso (QV), es decir,
QV = U2 - U1
Para gases ideales:
Monoatómico: U2- U1 = n (3/2) R (T2 - T1)
Diatómico y poliatómico lineal: U2 - U1 = n (3N - 2,5) R (T2 - T1)
Poliatómico no lineal: U2 - U1 = n (3N - 3) R (T2 - T1)
En las ecuaciones anteriores U2 es la energía interna en el estado 2, U1 es la energía interna en el estado 1 (para un gas ideal U1 vale cero en el cero absoluto), R es la constante molar de los gases (R = 8,31441 J/K mol), T2 es la temperatura en kelvin del estado 2, T1 es la temperatura en kelvin del estado 1, n es cantidad y N número de átomos que posee la molécula.
Un elemento es una sustancia simple que no se puede descomponer mediante procedimientos químicos ordinarios o formarse por unión de otros elementos.
Un elemento es una mezcla de isótopos. Es decir, una mezcla de átomos que poseen el mismo número atómico, pero difieren en su masa atómica. Los isotópos posen el mismo número de electrones y protones, pero difieren en el número de neutrones y, por tanto, en el número másico. Por ejemplo, 12C 13C y 14C son isotópos, debido a que poseen el mismo número atómico (Z=6), pero difieren en su número másico.
El número atómico indica la posición del elemento en la tabla periódica, el número de protones que tiene el núcleo y para un átomo neutro indica el número de electrones.
La masa atómica (ma) es la masa que posee un átomo. Está dada por la suma de las masas de todas las partículas que forman al átomo o a un isotópo en particular.
La unidad de masa atómica es la unidad de masa atómica unificada que posee el símbolo u. El dalton de símbolo Da también se utiliza. Para calcular la masa atómica de cualquier átomo en kg, multiplicamos la masa atómica relativa (Ar) del átomo por el valor de la constante de masa atómica (mu).
mu = 1,66053906660(50)x10-27kg
ma= (Ar)x1,66053906660(50)x10-27kg
La unidad de masa atómica unificada se define como la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo, neutro y no enlazado, de carbono-12, en su estado fundamental eléctrico y nuclear.
u=m(12C)/12
La masa atómica relativa (Ar) está determinada por el promedio de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrado en una muestra en particular y medida con respecto al 12C que se le asigna una masa atómica relativa de 12. Por tanto, la masa atómica relativa de un átomo o de un elemento no posee dimensiones.
El 12C es un átomo neutro en su estado fundamental eléctrico y nuclear.
La masa atómica relativa puede variar, debido a que depende de la muestra y del tratamiento dado a la misma. Por ejemplo, la masa atómica relativa del litio (Li) puede variar desde 6,939 a 6,996.
El instrumento utilizado para determinar masas atómicas y abundancias isotópicas es un espectrómetro de masas. Mediante este instrumento se determina la masa de un átomo con respecto a la masa de otro. Por ejemplo, asuma que la relación entre las masas atómicas de aluminio y 12C hasta cinco cifras significativas es 2,2485.
Para poder calcular la masa atómica relativa del Al debemos asignarle un valor a Ar12C. Por convención se seleccionó el valor exacto de Ar12C=12 que corresponde a 6 protones y 6 neutrones o a una ma12C de 19,9269x10-27kg
La masa atómica relativa de un elemento se puede determinar a partir de la abundancia isotópica y las masas atómicas relativas de los isotópos del elemento. Por ejemplo, el carbono posee el isótopo 12C de masa atómica relativa 12,0000 y de abundancia isotópica 98,89%, el isótopo 13C de masa atómica relativa 13,0034 y de abundancia isotópica 1,11% y 14C, que por ser radiactivo, posee una abundancia isotópica ~0. La masa atómica relativa del carbono la calculamos de la siguiente manera.
Masa atómica relativa (Ar) = (98,89/100)x12,0000 + (1,11/100)x13,0034 = 12,0111
La masa atómica relativa de un elemento expresada en g/mol o kg/mol se denomina masa atómica molar. Un g/mol es una unidad de masa atómica unificada (u=1g/mol o 10-3kg/mol). Por ejemplo, la masa atómica molar del elemento carbono es 12,0111g/mol o 12,0111u.
El número másico (A) es la suma de los protones (p) y neutrones (n) que posee el núcleo atómico.
A = p+n
Actividad
Calcular la masa atómica relativa del elemento neón. El neón posee tres isótopos de masas atómicas relativas de 19,99244, 20,99395 y 21,99138. Las abundancias isotópicas son 90,51%, 0,27% y 9,22%, respectivamente.
Un electrón es una partícula subatómica, descubierta por J.J. Thomson, con carga negativa de -1,60218921 x 10-19 C, con una masa de 9,109534 x 10-31 kg (1836,15 veces más liviano que un protón) y un diámetro de 0,01 pm
La electrólisis es la descomposición de una sustancia for efectos de la corriente eléctrica.
Las leyes de Faraday sobre la electólisis indican:
En un proceso electrolítico, la cantidad de descomposición química es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución
Las masas (m) de diferentes especies depositadas o disueltas en los electrodos por la misma cantidad de electricidad (q), son directamente proporcionales a sus coeficientes estequiométricos (v) multiplicados por sus masas molares (Mm) e inversamente proporcional al número de electrones (z) envueltos en las semirreacciones de reducción u oxidación que ocurren en los electrodos.
Matemáticamente podemos expresar ambas leyes, mediante la siguiente expresión,
m = v Mm q /z96485
El valor de 96485 se obtiene al multiplicar el número de Avogadro NA por el valor de la carga fundamental e, es decir,
F = NA e = 6,0220456 x 1023mol-1 x 1,6021892 x 10 -19 C = 96484,559 C/mol
El valor experimental más reciente para un Faraday(F) es 96489 C/mol con una desviación estándar de (+ ó - ) 2 C/mol.
Por ejemplo, para determinar la masa de NO en la siguiente semirreacción, hacemo v = 2, z = 4 y Mm = 30,01 g/mol en la fórmula anterior.
A temperatura ordinaria, el producto entre la masa atómica de un elemto sólido expresada en g/mol y su calor específico expresado en J/K g, es aproximadamente 26,4 J/K mol. Algunos elementos de baja masa atómica y elevado punto de fusión, presentan desviación de este valor.
Es una variedad del cambio químico en el cual una sustancia simple sustituye a otra que forma parte de una sustancia compuesta. También se dice que es una variedad del cambio químico en la cual una sustancia simple libera a otra que forma parte de una sustancia compuesta.
Un ejemplo notorio de reacciones de desplazamiento lo constituye las reacciones de los metales alcalinos con el agua. Los metales alcalinos poseen potenciales estándares de reducción negativos y, por tanto, reaccionanm violentamente con el agua liberando hidrógeno. Algunos metales con potenciales estándares de reducción negativos reaccionan con algunos ácidos liberando hidrógeno.
La descomposición química es una de las variedades del cambio químico que se caracteriza por la descomposición de una sustancia en otras con propiedades diferentes a la de partida.
Ejemplos:
2KClO3(s) = 2KCl(s)+3O2(g) (la reacción es favorecida hacia la derecha con calor y catalizador de MnO2)
CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) (favorecida hacia la derecha por calor)
2Pb(NO3)2(s) = 2PbO(s) + 4NO2(g) + O2(g) (favorecida hacia la derecha por calor)
Se define la longitud de onda de de Broglie asociada a una partícula, mediante la siguiente ecuación.
Longitud de onda = h/mv = (h/mov)(1 - v2/c2)1/2
En la ecuación anterior m es la masa observada de la partícula, mo es la masa en reposo de la partícula, v es la velocidad, c es la velocidad de la luz, h es la constante de Planck y el producto mv es el momento.
Comentar la ecuación y la siguiente oración:
Si lanzamos una pelota de 0,14 kg a una velocidad de 40 m/s, debemos de esperar que la longitud de onda asociada a la pelota sea de 1,2 x 10-22 pm
La presión ejercida por una mezcla gaseosa es la suma de las presiones parciales de todos los componentes que forman la mezcla. La presión parcial de un componente de la mezcla es la presión ejercida por un componente de la mezcla como si estuviese solo a la misma temperatura y en el mismo recipiente de la mezcla.
P = P1 + P2 + P3+... (P1, P2 ... son presiones parciales)
Pi = P yi (donde Pi es la presión parcial del componente i y yi su fracción molar)
Ley de las proporciones múltiples de Dalton:
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos están en una relación de números enteros y sencillos.
Teoría atómica de Dalton:
Los elementos están formados por partículas indivisibles e indestructibles, denominas átomos.
Los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.
Los átomos de distintos elementos son diferentes en propiedades y masa
Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación constante y sencilla en número
Los átomos no cambian en el transcurso de una reacción química
Sobre la base de las definicioes reportadas arriba, comentar críticamente y reflexivamente sobe mezclas ideales y no ideales de gases, fallos de la teoría atómica y proporciones múltiples
El Curie es la unidad del Sistema Internacional para indicar el número de núcleos radioactivos que se desintegran por segundo. El símbolo para esta unidad es Ci y es equivalente a 3,7x1010 desintegraciones/segundo o Bq. Bq o becquerel es la unidad para expresar actividad radioactiva y es igual a una desintegración/segundo.
El efecto Compton se refiere a la dispersión elástica o scattering elástico de fotones por electrones resultanto en la disminución de la frecuencia y un aumento de la longitud de onda de rayos X y rayos gammma cuando son dispersos por electrones libres.
Electrón Compton es un electrón orbital de un átomo que ha sido expulsado de su orbital por el impacto de un quantum de radiación de alta energía como la proveniente de un rayo X o un rayo gamma.
La longitud de onda de Compton es la relación h/mc. donde h es la constante de Planck, m es la masa de la partícula y c la velocidad de la luz.
A presión constante y cantidad de gas constante, el volumen de la masa gaseosa cambia directamente proporcional con la temperatura aplicada al gas (V = kT). También se puede definir como la relación V/T = constante a presión y cantidad de gas constante.
Charles en 1787 realizó estudios no publicados sobre la dilatación de los gases H2, aire, CO2 y O2. Observó que masas fijas de estos gases se dilatan en cantidades iguales al ser calentados desde 0°C hasta 80°C a presión constante. Es decir, los coeficientes de dilatación cúbica de estos gases entre 0°C-80°C, a P y n constantes, son constantes.
Gay Lussac, durante el período de1802 a 1808, estudió experimentalmente, a presión constante, la variación del volumen de una cantidad fija de gas con la temperatura en grados Celsius. Observó que, a presión constante, los volúmenes de cantidades fijas de gases como, por ejemplo, H2, N2 y O2 dependían linealmente de la temperatura en en grados Celsius. Esta observación se puede expresar matemáticamente como V = Vo(1 + αVt) o αV = (V - Vo)/Vot Vo es el volumen a t = 0°C, t es la temperatura en °C, V es el volumen a t y αV es el coeficiente de expansión o dilación cúbica
αV = (1/Vo)(∂V/∂t)P,n
Esta ecuación indica que el volumen de una masa dada de gas aumenta en VoαV su volumen a 0°C por cada grado centígrado que aumente la temperatura, si la presión del gas se mantiene constante. Es decir, un gráfico del volumen de una masa fija de gas, a presión constante, como una función de la temperatura en grados Celsius es una línea recta con pendiente VoαV , intercepto con el eje de volumen en Vo e intercepto con el eje de temperatura en t = - 1/αV
En realidad, los datos experimentales muestran que el coeficiente de dilatación cúbica de los gases depende de la presión y la temperatura.
Isóbaras para el dinitrógeno
A bajas temperaturas y elevadas presiones, se observan desviaciones de la linealidad entre el volumen y la temperatura. Es decir, a presiones elevadas y temperaturas bajas, αV no es constante. Un gráfico del volumen como una función de la temperatura, a presión y cantidad constantes, se denomina isóbara, y el proceso realizado a presión constante isobárico.
La linealidad se cumple a presiones muy bajas y a elevadas temperaturas. Por tanto, αV es una cantidad no variable a muy bajas presiones y temperaturas altas.
Lim [(V - Vo)/Vot] = αV P→0
A P→0 todos los gases poseen el mismo valor del coeficiente de dilatación cúbica de 0,00366099/°C o 0,00366099/K. Este valor representa el valor de αV, obtenido por extrapolación en las siguientes gráficas.
Lím αV = 0,00366099/K = 1/273,15K P→0
Las gráficas fueron obtenidas utilizando un valor medio de αV en el rango de temperatura entre 0 y 100°C y presiones bajas.
Dependencia de αV de la presión
Originalmente Gay Lussac encontró el valor aproximado de 1/267°C para αV. En 1847, Regnault obtuvo el valor de 1/273°C. En la actualidad, se acepta el valor de 1/273,15K, que corresponde al valor extrapolado a P→0
Consideremos un gas ideal que cambia las condiciones desde V1, t1 a V2, t2 a P y n constante. Aplicando la expresión anterior a cada condición.
V1 = Vo + VoαV t1 y Vo = V1/(1 + αV t1)
V2 = Vo + VoαV t2 y Vo = V2/(1 + αV t2)
Igualando ambas expresiones y haciendo αV = 1/273.15°C se obtiene
V1(273,15 + t2) = V2(273,15 + t1)
La escala Kelvin de temperatura es T = 273,15 + t, por tanto, V1T2 = V2T1. En forma general,
V/T = k(P, n) o V = k(P, n)T.
k es una constante que depende de la presión y de la cantidad de gas que fueron utilizadas en la medición del volumen y la temperatura.
Podemos definir la ley de Charles y Gay Lussac de la siguiente manera.
El volumen ocupado por una masa fija de un gas ideal, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
La ley de Charles y Gay Lussac predice que un gráfico de V como una función de T es una línea recta, y si hacemos T = 0 el V = 0. Es decir, si un gas se enfríara hasta - 273,15°C o 0K (cero absoluto) su volumen sería cero. En la realidad, este fenómeno no ocurriría, debido a que antes de alcazar el cero absoluto el gas se vuelve líquido o se solidifica. Además, en condiciones experimentales tan severas no se puede asegurar el cumplimiento de la ley de Charles y Gay Lussac.
En la siguiente figura, se comparan algunas isóbaras a presiones bajas.
Isóbaras de Charles-Gay Lussac
También podemos definir esta ley diciendo que la relación V/T para una masa fija de gas ideal, a presión constante, es una constante.
La ley de Charles y Gay Lussac es una ley límite, debido a que se cumple cuando P tiende a cero y a temperatura elevada.
Lim (V/T) = k(P, n) P→0
k depende de la presión y la cantidad.
Podemos llegar al mismo resultado haciendo αV = 1/273,15°C y T = 273,15 + t en la siguiente ecuación.
En la situación anterior, se calienta una cantidad fija de gas, a presión constante, y se mide el aumento de volumen producido al elevarse la temperatura, pero también se puede operar calentando una masa fija de gas, a volumen constante, y se mide el aumento de presión producido al elevarse la temperatura. Ambos procedimientos conducen a los mismos resultados. La ecuación que describe la segunda forma de operar es
P = Po+ PoαPt o (P - Po)/Pot = αP
αP es el coeficiente de presión relativa
αP = (1/Po)(∂P/∂t)V,n
Po es la presión a t = 0 y t es la temperatura en grados Celsius.
Esta ecuación indica que la presión de una masa dada de gas aumenta en PoαP su presión a 0°C por cada grado centígrado que aumente la temperatura, si el volumen del gas se mantiene constante. Es decir, la presión de una masa fija de gas, a volumen constante, aumenta linealmente con la temperatura en grados Celsius. La ecuación predice que en el cero absoluto (0K) la presión es cero.
Un proceso a volumen constante se denomina isométrico o isocórico.
En el límite de P→0, el coeficiente de dilatación cúbica y el coeficiente de presión relativa son iguales.
Lím[(P - Po)/Pot] = αP = αV
P→0
Este resultado es esperado, debido a que, a bajas presiones, las condiciones finales del gas después de realizar cambios isobárico e isométrico hasta la misma temperatura final (t) se encuentran sobre la misma isoterma de Boyle.
Cambio isobárico. to, Po,Vo→t, Po, V
Cambio isométrico. to, Po,Vo→t, P,Vo
VPo = VoP y P = VPo/Vo
Sustituyendo P en la ecuación de αP se obtiene la siguiente igualdad.
Lím [(P - Po)/Pot] = Lím [(V - Vo)/Vot]
P→0 P→0
αP = αV
Operado de manera similar a la realizada para obtener la ley de Charles y Gay Lussac se encuentra que
P = k(V, n)T
La presión ejercida por una misma cantidad de gas, a V constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
La relación entre P/T, a V y n constantes, es una constante.
P/T = k(V, n)
k depende del volumen y de la cantidad de gas.
Esta ley, que algunos autores denominan segunda ley de Gay Lussac, es una ley límite que se cumple cuando P→0.
Lím P/T = k(V, n) P→0
Un gráfico de P Vs T es una línea recta a V y n constantes y a bajas presiones.
Una de las aplicaciones de esta ley es el termómetro de gases a volumen constante.
T = TreferenciaLim (P/Preferencia) P→0
La referencia es el punto triple del agua.
En los siguientes gráficos, se comparan isométricas de Gay Lussac a presiones bajas.
Es una escala de temperatura que toma el punto de congelación normal del agua como 0º y como su temperatura normal de ebullición 100º. En tiempos modernos se denomina Celsius escala de temperatura. En el sistema internacional de unidades Si se dice 25 C en lugar de 25 ºC. De igual manera se indica Kelvin o Fahrenheit.
El cátado es el electrodo donde se realiza la reducción. El cátodo tiene polaridad negativa en una celda electrolítica y polaridad positiva en una celda galvánica.
El término catión se utiliza para designar a una especie cargada positivamente. Na+, Ca2+, etc. son ejemplos de cationes.
Ciclo de Carnot:
El ciclo de Carnot está formado por cuatro etapas.
Expansión isotérmica del gas a la temperatura(T1)
Expansión adiabática del gas hasta la temperatura (T2)
Compresión isotérmica del gas a la temperatura (T2)
Compresión adiabática del gas hasta el estado inicial
En el ciclo de Carnot, el trabajo realizado por el ciclo es W = Q1- Q2. Q1 es el calor absorbido en la primera etapa y Q2 es el calor desprendido en la tercera etapa.
La máquina de Carnot es una máquina reversible y, por tanto, ideal que trabaja de acuerdo con el ciclo de Carnot.
Es la cantidad de calor necesaria para elevar un gramo de agua a 15 C en 1 C, es decir , desde 15 C a 16 C. La caloría también puede ser definida en términos del equivalente mecánico del calor. El National Bureau of Standards (NBS) define a la caloría como 4,18400 J. La caloría internacional es definida como 4,1860 J. Con la adopción del sistema absoluto para unidades eléctricas, la caloría adquiere el valor de 4,18674 J.
La ley de Boyle dice que a temperatura constante el volumen ocupado por una misma masa gaseosa cambia inversamente proporcional con la presión a la que se somete el gas (P = k/V). También se puede definir como el producto PV = constante cuando la temperatura y la cantidad de gas se mantienen constantes.
La ley de Boyle también se conoce como ley de Boyle - Mariotte. Boyle experimentó sobre el peso, elasticidad y comprensibilidad del aire, así como el papel que el aire desempeña en la combustión, en la oxidación y en la transmisión del sonido. En 1662, formuló y demostró superficialmente, varios años antes que Mariotte, la denominada ley de Boyle y Mariotte. Mariotte (1676) realizó la formulación precisa de la ley como resultado de sus experimentos sobre la comprensibilidad de los gases.
Para un gas ideal que cambia las condiciones desde V1,P1 a V2,P2, a temperatura y cantidad constante, la ley de Boyle y Mariotte se escribe como,
V1P1 = k(T, n) o V1 = k(T, n)/P1
V2P2 = k(T, n) o V2 = k(T, n)/P2
k(T, n) es una constante que depende de la temperatura y la cantidad a la que se midió la presión y el volumen.
De las expresiones anteriores se obtienen las siguientes expresiones,
V1P1 = V2P2 o V1/V2 = P2/P1
Los siguientes gráficos muestran diferentes formas de representar la ley de Boyle y Mariotte.
Formas de representar la ley de Boyle
Un gas ideal es un gas que posee un factor de comprensibilidad (Z) de 1, es decir, PVm/RT = 1 o PVm = RT. Para un gas no ideal, el valor de Z es diferente de uno o PVm no es constante.
PVm = RT(1 + BP + CP2+DP3 +...)
En un gas ideal, no se considera el covolumen de las moléculas ni el efecto de la interacción intermolecular en la presión del gas.
De acuerdo con la ley de Boyle y Mariott, un gas ideal a T y n constante, V ---> 0 cuando P ---> infinito o V ---> infinito cuando P ---> 0.
En realidad, el volumen no puede ser cero, debido al covolumen de las moléculas. A elevadas presiones, a las mismas condiciones de temperatura y cantidad, el volumen de un gas real es mayor que el volumen de un gas ideal. A volúmenes bajos, a las mismas condiciones de temperatura y cantidad, la presión de un gas real es mayor que la de un gas ideal, pero a volúmenes grandes, a las mismas condiciones de temperatura y cantidad, ambas presiones tienden a ser similares. A volúmenes intermedios, a las mismas condiciones de temperatura y cantidad, la presión del gas ideal tiende a ser superior a la del gas real.
Dependencia de PVm deP
Note en la figura anterior que el producto (PVm) para un gas ideal es constante, a una temperatura y cantidad dada. Por tanto, (PVm) es independiente de P o de V, pero para un gas real es dependiente de P o V. La desviación de la idealidad se vuelve más pronunciada a medida que aumenta la presión. A presiones bajas, el He es el que mejor obedece la idealidad. Otros gases como, por ejemplo, CO, N2, H2, O2...tienden a comportarse idealmente. A muy bajas presiones, la mayoría de los gases tienden a comportarse idealmente, es decir, obedecen la ley de Boyle y Mariotte, debido a que la distancia intermolecular aumenta y la interacción entre las moléculas del gas se hace despreciable.
La ley de Boyle y Mariotte es una ley límite, debido a que se cumple cuando la presión se aproxima a cero. Es más correcto escribir la ley de Boyle como
lim(PV) = k(T, n) P ---> 0
Para un gas a T = 273,15 K o 0°C
lim(PVm) = 22,4129 Latm/mol P ---> 0
Como se puede apreciar en la figura anterior, este valor de (PVm) extrapolado en el límite P --> 0 es igual para todos los gases. Esta observación es consistente con el principio de Avogadro que indica que todos los gases en condiciones normales(P = 1atm, T = 273,15 K) poseen, aproximadamente, el mismo volumen molar de Vm = 22,4136 L/mol.
La constante de Boltzmann posee el símbolo de k y se define como el radio entre la constante universal de los gases/el número de Avogadro. k = 1,38054 x 10-23 J/K
Bohr indicó en su teoría sobre el átomo que el electrón puede girar alrededor del núcleo en órbitas circulares de energía constante y que en un estado estacionario los electrones no emiten radiación. El salto de un electrón de una órbita a otra órbita de menor radio va acompañado con la emisión de radiación monocromática.
Según el modelo atómico de Bohr, el radio de un átomo de hidrógeno es 5,29167 x 10-9 cm.
Es una de las partículas emitidas por un núcleo atómico radioactivo. Tiene una masa aproximada de 1/1837 la masa de un protón. La partícula beta cargada negativamente es idéntica a un electrón ordinario, pero si está carga positivamente se denomina positrón y posee la misma masa de un electrón, pero de cargas opuestas
La menor partícula de un elemento que puede entrar en una combinación química. Todos los compuestos químicos están formados por átomos, la diferencia entre compuestos se atribuye a la naturaleza, número y arreglo de los átomos constituyentes.
El átomo es la unidad más pequeña de un elemento químico que conserva las propiedades de ese elemento químico e interviene en las reacciones químicas. Las reacciones químicas son la combinación de átomos.
La palabra átomo proviene del griego que significa indivisible, debido a que se pensaba. que el átomo era la partícula más pequeña del universo que no se podía dividir.
Los experimentos realizados permiten indicar que un átomo posee un núcleo, cargado positivamente, formado por protones (cargas pisitivas) y neutrones (no poseen carga), y una corteza (corona atómica, nube de electrones, nube atómica o reempe) cargada negativamente, debido a los electrones.
REEMPE 1s para H
REEMPE 3s para H
Basados sobre los aportes de Werner Heisenberg (1901-1976), Louis de Broglie (1892-1987) y Erwin Schrödinger (1887-1961) se crea el modelo actual del átomo denominado modelo mecánico cuántico del átomo. En este modelo, el electrón se comporta como una onda estacionaria, y ya no se habla de órbita sino de nube electrónica o REEMPE. La nube electrónica o REEMPE significa región espacio energético de manifestación probabilística electrónica. Es una región donde hay altísima probabilidad de encontrar un electrón, también se le llama incorrectamente orbital atómico.
Las figuras ilustran las densidades de probabilidad para un electrón del átomo de hidrógeno en los reempes 1s y 3s. La probabilidad de encontrar un electrón en cierta región es proporcional a la brillantes de la nube en esa región.
Los experimentos de Rutherford demostraron que la masa principal del átomo está concentrada en el núcleo, alrededor del cual giran los electrones en órbitas circulares y elípticas.
Los protones y los neutrones son llamados nucleones. El número másico (A) determina el número de nucleones. A = n + p
La masa del núcleo constituyen más del 99,94 % de la masa del átomo.
La distribución electrónica, las propiedades periódicas (radio atómico, volumen atómico, electronegatividad, energía de ionización...), el enlace químico, el estado de oxidación y las reacciones químicas dependen de la corteza atómica.
El número másico, isotópos, isóbaros, radioactividad natural y transmutación artificial dependen del núcleo atómico.
Un átomo es eléctricamente neutro cuando posee el mismo número de electrones y protones. Si el número de protones y electrones es diferente, el átomo tendrá un exceso o deficiencia de electrones. En el primer caso, es un ion negativo o anión, y en el segundo caso un ion positivo o catión.
El electrón es una partícula subatómica de carga relativa - 1 y masa despreciable. El símbolo del electrón es e, y fue descubierto por Joseph John (J.J.) Thomson en 1897. La carga de un electrón es -1,602 176 634 x 10-19C y la masa es 9,109 383 7015(28)x10-31kg.
El protón es una partícula subatómica de carga relativa +1 y masa relativa de aproximadamente 1 u [1,007 276 467 621(53) u]. El simbolo de un protón es p o p+. El descubrimiento del protón se suele acreditar a Ernest Rutherford en el año 1918, pero Eugene Goldstein había propuesto, varios años antes que Rutherford, la idea de la existencia de los protones. Sin embargo, sus ideas no fueron tomadas en cuenta.
Rutherford encontró que cuando se disparan partículas alfa contra el nitrógeno se produce la siguiente reacción.
La masa de un protón es 1,672 621923 69(51)x10-27kg y la carga es 1,602 176634 x 10-19C. Por tanto, la relación mp/me =1836,15267343(11). James Chadwick en 1932 descubrió al neutrón.
94Be + α →126C + n
El neutrón es una partícula subatómica de carga cero y masa relativa de aproximadamente 1 u [1, 008 644915 95(49) u]. La masa del neutrón es 1,674 927 29(28)×10−27 kg. Por tanto, la relación mn/mp= 1,001 378419 31(49). El símbolo de un neutrón es n.
Los protones y los neutrones están compuestos de un par de partículas llamadas quarks y gluones.
Los protones contienen dos quarks ascendentes cada uno de carga positiva (+2/3) y un quark descendente con carga negativa (-1/3) siendo la carga neta +1(2x2/3 - 1/3 = +1).
Los neutrones poseen un quark ascendente con carga (+2/3) y dos descendentes con carga (-1/3) cada uno siendo la carga neta cero (2/3 - 2x1/3 = 0). Los gluones son responsables de unir a los quarks entre sí.
Los protones y los neutrones se mantienen unidos mediante interacción nuclear fuerte, la cual le otorga estabilidad al núcleo, a pesar de las fuerzas repulsivas de los protones.
Los electrones están unidos al núcleo mediante interacción electromagnética. La cantidad de protones en el núcleo está determinada por el número atómico (Z). El número atómico determina la posición del elemento químico en la tabla periódica, el número de electrones que posee un átomo neutro y el número de protones que posee el núcleo del átomo de un elemento en particular. Los núcleos atómicos no necesariamente tienen el mismo número de neutrones, ya que átomos de un mismo elemento pueden tener masas diferentes, es decir son isótopos del elemento. La antimateria esta compuesta de lo que se denomina antipartículas. Las antipartículas son iguales a las partículas, pero con carga eléctrica opuesta. Por ejemplo, la antipartícula del electrón es el positrón que es igual al electrón, pero con carga eléctrica positiva. La mayoría de las partículas poseen una antipartícula. La antipartícula posee la misma masa y el mismo espín que la partícula, pero carga eléctrica contraria. Algunas partículas son idénticas a su antipartícula como, por ejemplo, el fotón que no tiene carga.
Se piensa que los átomos fueron creados después del Big Bang. A medida que el universo se fue enfriando se crearon las condiciones para la formación de los quarks y los electrones. Los quarks formaron los protones y neutrones que se agruparon y dieron origen a los nucleidos. Cuando el universo estuvo suficientemente frío los electrones perdieron velocidad y los nucleidos pudieron capturarlos dando origen a los átomos.
Los primeros átomos fueron de hidrógeno y helio que siguen siendo los elementos más abundantes del universo. El radio del átomo de hidrógeno calculado con el modelo de Bohr es 5,291 772109 03(80) x 10-11m.
Un proceso se dice adiabático cuando ocurre sin absorción y transferencia de calor a través de las fronteras del sistema, es decir, Q = 0. En un proceso adiabático, la comprensión siempre resulta en calentamiento y la expansión en enfriamiento.
Existen diversas definiciones de ácido. Algunas de ellas son debidas a Arrhenius, Lowry y Brönsted, Lewis, Lux-Flood, Usanovich... Todos estos conceptos son compatibles entre ellos. En esta entrada, utilizamos las definiciones de Arrhenius, Lowry y Brönsted y Lewis
Para Svante Arrhenius un ácido es una sustancia molecular que contiene hidrógenos y se disocia en el agua para producir uno o más iones hidrógeno (H+) (en realidad son iones oxonio o hidronio H3O+).
Unabaseesuna una sustancia molecular que posee (OH) y se disocia en el agua para producir uno o más iones hidróxido (OH-).
Ejemplos de ácidos y bases son:
HCl(aq) + H2O(l)⇌Cl-(aq) + H3O+(aq)
HNO3(aq) + H2O(l)⇌NO3-(aq) + H3O+(aq)
H2SO4(aq) + H2O(l) ⇌HSO4-(aq) + H3O+(aq)
NaOH(aq) ⇌Na+(aq) + OH-(aq)
Ba(OH)2(aq)⇌Ba+2(aq) +2 OH-(aq)
Al(OH)3(aq)⇌Al+3(aq) +3 OH-(aq)
Arrhenius demostró sobre la base de medidas de la conductividad electrolítica de ácidos, bases y sales que la disociación de estas sustancias aumenta a medida que se diluye la solución. La disociación de un electrolito es un proceso reversible, debido a que los iones originarios se vuelven a unir para formar de nuevo la molécula de partida. El equilibrio entre la molécula no disociada y los iones se desplaza a la derecha a medida que se diluye la solución.
Sustancias que, en solución acuosa, se disocian completamente en sus iones constituyentes, es decir, la forma molecular se transforma completamente en sus iones constituyentes se denominan electrolitos fuertes. Como estas sustancias están previamente ionizadas se dice que se disocian. Sin embargo, si la sustancia no está completamente disociada en sus iones constituyentes es un electrolito débil, es decir, parte de la forma molecular no se ioniza. Debido a que los electrolitos débiles no están previamente ionizados se dice que se ionizan.
Ejemplos.
Electrolito fuerte. Reacción de disociación, debido a que hidróxido de potasio está previamente ionizado.
KOH(aq) → K+(aq) + OH-(aq)
Electrolito débil. Reacciones de ionización, debido a que el ácido sulfuroso es débil y no está previamente ionizado.
H2SO3(aq) + H2O(l) ⇌ HSO3-(aq) + H3O+(aq)
HSO3-(aq) + H2O(l) ⇌ SO32-(aq) + H3O+(aq)
La definición de Arrhenius requiere de un medio acuoso, las moléculas de ácido deben poseer H, las moléculas de base OH y no se aplica a iones.
Lowry y Brönsted definieron a un ácido como cualquier compuesto que cede protones a otro compuesto. Amonio es un ácido, debido a que cede un protón al agua, y amoniaco es una base debido a que acepta un protón del agua. En general, si una sustancia se comporta como ácido, hay otra que se comporta como base para formar una reacción ácido-base. La reacción de una base con un ácido para formar una sal y agua se denomina neutralización.
Ejemplo.
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
El agua se forma mediante la reacción del ion hidrógeno con el ion hidróxido.
OH-(aq)+ H+(aq) →H2O(l)
Cuando el ácido pierde el protón se convierte en su base conjugada. Cuando la base gana un protón se convierte en su ácido conjugado.
Ejemplos:
NH4+(aq)+ H2O(l)⇌NH3(aq)+ H3O+(aq)
Acido 1 + Base 1 ⇌ Base 2 + Ácido 2
NH3(l) + H2O(l)⇌NH4+(aq) + OH-(aq)
Base 1 + Ácido 1 ⇌ Ácido 2 + Base 2
Amonio es el ácido conjugado de la base amoniaco. En la reacción de la disociación con del amonio, el agua se comporta como base, pero en la ionización del amoniaco se comporta como ácido.
El agua es un anfótero, debido a que se puede comportar como ácido y base a un mismo tiempo. Sustancias moleculares o iónicas que se comportan como ácido y base simultáneamente se denominan anfóteros.
El agua se autoioniza mediante la siguiente reacción, y produce iones hidróxido y oxonio
H2O(l) + H2O(l)⇌OH-(aq)+ H3O+(aq)
Acido 1 + Base 1⇌Base 2 + Ácido 2
En las siguientes reacciones, el hidrógenocarbonato(1-) es un anfótero. En la primera reacción es una base y en la segunda un ácido.
Ácidos que se ionizan en varias etapas se denominan poliprótidos.
H2CO3(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3-(aq) + H3O+(aq)
HCO3-(aq) + H2O(l)⇌CO32-(aq) + H3O+(aq)
El agua destilada es neutra, debido a que posee la misma concentración de iones oxonio e iones hidróxidos. El agua no destilada es ligeramente ácida, debido al dióxido de carbono del aire que reacciona con el agua formando ácido carbónico.
Al añadir un ácido al agua destilada se aumenta la concentración de iones oxonio provocando un medio ácido, y la solución posee un pH < 7.
Al añadir una base al agua destilada se aumenta la concentración de iones hidróxidos provocando un medio alcalino, y la solución posee pH > 7
El concepto de Lowry y Brönsted se puede aplicar a soluciones no acuosas. Por ejemplo,
NH4++ S2-→NH3+ HS-
NH4+ +NH2-→2NH3
H3SO4+ +HSO4- →2H2SO4
G. N. Lewis definió a un ácido como cualquier sustancia que acepta un par de electrones para compartir o formar enlace.
El tricloruro de boro es un ácido, debido a que el boro puede aceptar un par de electrones de otro átomo para adquirir la configuración de un gas noble, es decir, cumplir con la regla del octeto. Por tanto, un ácido es una sustancia acceptora de pares de electrones.
El amoniaco es una base porque el nitrógeno posee un par de electrones sin compartir con otro átomo. Una base es una sustancia donadora de pares de electrones.
Este concepto nos permite explicar un gran número de reacciones orgánicas y propiedades ácido-base de sustancias en medio no acuoso.
Presentamos una definición básica y sobre esta definición, mediante sus comentarios críticos y reflexivos, iremos mejorando la definición de partida hasta obtener la mejor definición posible.
Con esta estrategia pretendemos que el weblog contribuya a que los usuarios desarrollen las siguientes capacidades.
Aprender y clarificar los principales conceptos de la química y su articulación en leyes, teorías y modelos.
Familiarización con la obra y vida de científicos de relevancia.
Valorar la información proveniente de diversas fuentes para formarse una opinión propia que le permita expresarse críticamente sobre los conceptos químicos planteados.
Comprender actitudes enfrentadas para valorar el carácter abierto y flexible de la química.
Valorar el trabajo cooperativo como método moderno de enseñanza.
Artículos de Segura J. M publicados en revistas y en Congresos Nacionales e Internacionales
Determinación de fósforo en muestras ambientales mediante AFC. Química e Industria. 2000.
Métodos Fisicoquímicos para antioxidantes. Química e Industria. 2002.
Procesos Fisicoquímicos en fases estacionarias enlazadas. Química e Industria. 2002.
Polarografía Moderna. Química e Industria. 2003.
Avances en el lenguaje químico según la IUPAC. Química e Industria. 2003.
Convenciones Kappa, Lambda y Delta. Química e Industria. 2004.
Tratamiento riguroso del equilibrio de hidrólisis a infinita... Química e Industria. 2004.
Simulación de propcesos de interés analítico mediante las herramientas informáticas de Microsoft Excel y Matlab. XI Congreso Internacional de Informática Educativa. 2006.
Experimental Evaluation of the variables that affect the formation of the blue complex of Phosphomolibdate. 6º Anque International Congress of Chemistry. 2006.
Aceites lubricantes para automóvil. Ingeniería Química. 2006.
Estrategias para comparar fases enlazadas estacionarias de HPLC para la separación preparativa o semi-preparativa de hidrocarburos policíclicos insaturados en productos derivados del petróleo. 6º European Congress of Chemical Engineering. 2007.
Comparación entre técnicas de flujo. Ingeniería Química. 2007
Estudio teórico del equilibrio iónico en ingeniería química: evaluación del software. Ingeniería Química. 2010.
Tendencias en los Estilos de Aprendizaje de estudiantes y profesores en instituciones educativas venezolanas de bachillerato y formación técnica superior. Estilos de Aprendizaje. 2011.
Un estudio comparativo sobre las habilidades emocionales de estudiantes venezolanos de bachillerato y formación técnica superior. Estilos de Aprendizaje. 2011.
Un estudio sobre las habilidades emocionales de estudiantes venezolanos de bachillerato y formación técnica superior. Educación y Educadores. 2015.
Inteligencia emocional en estudiantes venezolanos de educación media y universitaria. Educare. 2016
Estilos de Aprendizaje e Inteligencia emocional de estudiantes venezolanos de educación media general y tecnológica. Arete. 2018.
Habilidades emocionales en profesores y estudiantes de educación media y universitaria de Venezuela. Educare. 2020
PONENCIAS EN EVENTOS NACIONALES E INTERNACIONALES.
XIV Jornadas de Investigación Educativa y V Congreso Internacional de Educación. UCV. 2016. Caracas-Venezuela.
IV Congreso Internacional de la RIEAC. La educación en América Latina. UPEL-IPMJMSM. 2013. Caracas-Venezuela.
II Congreso de Investigación de la Universidad de Carabobo. 2013. Valencia-Venezuela.
II Congreso Internacional de Tecnología Educativa. 2011. UPEL. Maracay-Venezuela.
IV Congreso Mundial de Estilos de Aprendizaje. 2010. Colegio de Postgraduados de México. Montecillo-México.
II Jornadas de Educación y Tecnología. 2009. UPEL-IPRGR. Rubio. Venezuela.
V Congreso Internacional de Tecnología y Educación. V Jornadas de Informática Educativa. 2009. UNIMET. Caracas-Venezuela.
I Congreso Nacional de Tecnología Educativa. 2008. UPEL. Maracay-Venezuela.
XIII Congreso Internacional de Tecnologías para la Educación y el Conocimiento. 2008. UNED. Madrid-España.
XII Congreso Internacional de Informática Educativa. 2007. UNED. Madrid-España.
XI Congreso Internacional de Informática Educativa. 2006. UNED. Madrid-España.
6°Congreso Europeo de Ingeniería Química. 2007. Technical University. Copenhagen. Dinamarca.
6° ANQUE International Congress of Chemistry. 2006. Tenerife-España.
Libros de Segura, J. M. publicados o en vías de publicación de J. M. Segura
Capítulo de libros: contaminación ambiental, estrategias para comparar fases estacionarias en HPLC, determinación de fósforo en muestras ambientales e inteligencia emocional.
Cinética y Equilibrio Químico
Iniciación a la Química Superior. Electroquímica
Iniciación a la Química Superior. Termodinámica
Matemáticas del Equilibrio Iónico
Nomenclatura Química Inorgánica Programada
Nomenclatura Química Orgánica Programada
Currículum de J. M. Segura
Jesús Marcos Segura Martin. Doctor Summa Cum Laude en Educación (UNED). Máster en Informática Educativa (UNED). Experto Universitario en Informática Educativa (UNED). Diplomado en Componente Docente (LUZ). Estudios de Ph. D. en Química (MTU). MSc. Queen's University. Suficiencia Investigadora (ULPGC). Ingeniero Químico (IUTIRLA-MEC). Estudios de Inglés como segunda lengua (St. Lawrence College of Applied Arts and Technology y Queen's University). Estudios de Informática en la Universidad Alfonso X El Sabio-Centros ICSE.
Mención honorífica de Summa Cum Laude y premio al mejor estudiante de Química Industrial. Premio extraordinario de doctorado. Revisor de artículos científicos para las revistas Formación Universitaria, Journal of Education, Society and Behavioural Science, Asian Journal of Advances in Agricultural Research, Advances in Research,Journal of Pharmaceutical Research International, Journal of Global Research in Education and Social Science y Journal of Economics, Management and Trade.lAmplia experiencia docente. Profesor de Química, Física, Matemáticas y otras en diferentes modalidades del sistema educativo. Beca, Crédito Educativo y Ayuda para realizar estudios de Inglés, Postgrados en Canadá y USA e Informática Educativa, respectivamente.
Cursos de postgrado en la mayoría de los métodos Fisicoquímicos de Análisis y otros. Experiencia Industrial como Asistente a la Investigación y Director de Personal y Mercadeo. Autor-Editor de textos de Química-Ingeniería Química. Libros publicados o en vías de publicación: Termodinámica, Electroquímica, Nomenclatura Química Inorgánica, Nomenclatura Química Orgánica, Cinética, Equilibrio Químico y otros. Diversas publicaciones y comunicaciones en revistas científicas-técnicas, en la www y en congresos nacionales e internacionales
relacionadas a la Química Analítica, Ingeniería Química, Didáctica de la Química, Educación y otras. Ha recibido diversos reconocimientos Académicos y Pedagógicos. Ha sido o es un miembro de la Asociación Nacional de Químicos de España (ANQUE), Colegio Oficial de Químicos y Anque de Canarias, IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) y ACS (Sociedad Americana de Química).
Últimas cuatro publicaciones.
Segura, J. Cacheiro, M. L. y Concepción, M. (2015). Estudio sobre las habilidades emocionales de estudiantes venezolanos. Educación y Educadores, 18(1), 9-26.
Segura, J. Cacheiro, M. L. y Concepción, M. , J.(2018). Estilos de Aprendizaje e inteligencia emocional de estudiantes venezolanos de educación media general y tecnológica. Revista Arete. 4(8).
Segura, J. y Cacheiro, M. (2019). Habilidades emocionales de estudiantes venezolanos de educación media y universitaria. En libro electrónico "Problemas sociales desde una perspectiva pedagógica". Centro de Investigaciones Educativas de la UCV.
Segura, J. Cacheiro, M. L. y Concepción, M. (2020). Habilidades emocionales en profesores y estudiantes venezolanos de educación media y universitaria. Revista EDUCARE de la Upel. Vol. 24 Número 1
Entradas
