Conceptos basicos y gases ideales primera clase

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Published on February 18, 2014

Author: huberney1850

Source: slideshare.net

Principios físicos fundamentales que gobiernan las propiedades y comportamiento de los sistemas químicos FISICOQUÍMICA TERMODINÁMICA MECÁNICA ESTADÍSTICA QUÍMICA CUÁNTICA CINÉTICA MACROSCÓPICA MICROSCÓPICA PROP. DE LA MATERIA PROP. MOLECULARES 1

CONCEPTOS BÁSICOS CONCEPTOS FUNDAMENTALES  Macroscópico: estudio de la materia a gran escala  Microscópico: estudio de la materia a escala molecular  Termodinámica: ciencia macroscópica que estudia las relaciones entre las diferentes propiedades de equilibrio de los sistemas y los cambios que éstas experimentan durante un proceso. En particular estudia el calor, la energía, el trabajo y los cambios que éstos producen en un sistema.  Sistema: porción del universo que va a ser estudiada  Alrededores: porción del universo restante y que puede interactuar con el sistema  Paredes: elemento que separa a un sistema de sus alrededores. 2

Sistema Abierto Intercambia energía y materia Cerrado Sólo intercambia energía Aislado No intercambia energía ni materia 3

CONCEPTOS FUNDAMENTALES Paredes Según: Energía Adiabática No adiabática Materia Permeable Impermeable Movimiento Rígidas Móviles Semipermeable 4

CONCEPTOS FUNDAMENTALES  Equilibrio: estado en el que un sistema cumple que: a. Sus propiedades permanecen constantes con el tiempo b. Cuando se suprime el contacto con sus alrededores no hay cambio en Equilibrio termodinámico sus propiedades Sistema que está en equilibrio térmico,  Estado estacionario: Sistema que cumple a pero no b mecánico y material Tipos de equilibrio Gradiente Mecánico Térmico Incremento delta en sentido literal. Desde el punto de vista físicoMaterial fuerza motriz que es una Todas las fuerzas hacia dónde ocurre un proceso  de indica No hay cambios están equilibradas. mayor reacciones en No hay a menor térmicos en el sistema. Cero aceleración. No hay gradientes de velocidad el sistema ni transferencia neta de materia. No hay gradientes de Potencial Qco No hay gradientes de temperatura 5

CONCEPTOS FUNDAMENTALES  Propiedades termodinámicas: características que definen un sistema:  Volumen  Presión  Temperatura, etc  Propiedades se dividen en:  Extensivas: dependen de la cantidad de materia  Intensivas: no dependen de la cantidad de materia  Sistema homogéneo: todas las propiedades intensivas son constantes  Sistema heterogéneo: conformado por dos o más fases  Fase: porción homogénea de un sistema 6

CONCEPTOS FUNDAMENTALES  Presión: Fuerza por unidad de área: P = F/A  la fuerza es normal a la superficie (F: fuerza, A: área)  Densidad: masa sobre volumen r = m/V  es una propiedad intensiva  Temperatura (T): Propiedad que define a sistemas en equilibrio térmico. Por definición, dos sistemas en equilibrio térmico tienen igual temperatura, dos sistemas que no lo están, tienen diferente temperatura.  Mol: cantidad que expresa la masa de sustancia sobre su peso molecular n = m/M  M es el peso molecular (peso total de 6,022e23 moléculas)  Ley cero de la termodinámica: dos sistemas en equilibrio térmico con un tercero, lo están entre sí. 7

GASES IDEALES Sistema particular con las siguientes características a. b. c. d. e. Partículas esféricas No hay fuerzas intermoleculares de atracción ni de repulsión Choques elásticos, si es que ocurren Partículas muy separadas unas de otras Cumple con la ecuación PV = nRT Donde: P: Presión V: Volumen n: moles R: Constante universal de los gases T: temperatura Veamos cómo se determinó la ecuación anterior Leyes de los gases ideales http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/LG/L0.html 8

P 1/a V (T, m cttes) LEY DE BOYLE En el s. XVII Boyle descubre que para una cantidad fija de un gas a Temperatura constante, la presión y el volumen son inversamente proporcionales PV = K1 P = K1/V P1V1 = P2V2 K1: es una constante p Esta ecuación se cumple para bajas presiones  bajas interacciones moleculares p Si disminuye el volumen aumentan los choques moleculares contra las paredes y con ellos la presión V 1/V 9

LEY DE CHARLES - GAY LUSSAC T a V (P, m cttes) En el s. XIX Charles y Lussac midieron la expansión térmica de los gases y encontraron que para una m y P constantes , el volumen aumenta al incrementar la temperatura  directamente proporcionales V/T = K2 V = TK2 V1/T1 = V2/T2 K2: es una constante Si incrementa la temperatura, incrementa la velocidad cinética de los gases y con ella, las colisiones contra las paredes 10

n (V, T, P cttes) PRINCIPIO DE AVOGADRO Este principio establece que si dos gases se encuentran a las mismas condiciones de P, T y V es porque tienen igual número de moles. En otras palabras, dos volúmenes de gases a las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moléculas: 6.0221376*1023 moléculas. ECUACIÓN DEL GAS IDEAL Para la determinación de la ecuación del gas ideal, se emplean los tres principios previamente vistos, al aplicarlos al siguiente proceso. P1, V1, T1 a T, m constantes Ley de Boyle P1V1 = K1 = P2Va P2, Va, T1 b P2, V2, T2 P, m constantes Ley de Charles Va/T1 = K2 = V2/T2 11

ECUACIÓN DEL GAS IDEAL 12

13

ECUACIÓN DEL GAS IDEAL Si combinamos las dos expresiones anteriores, encontramos que: P1V1 / T1 = P2V2 / T2 Al aplicar el famoso principio de Avogadro, vemos que, si ambos gases están a las mismas condiciones de PTV, entonces, se encuentra una relación directa con las moles. Esta relación es la constante de proporcionalidad R PV = nRT OTRAS FORMAS DE LA ECUACIÓN DEL GAS IDEAL PV = (m/M)RT PV = nRT P = (m/V)*(RT/M) P(V/n) = RT r  densidad Vm  volumen molar P = rRT/M PVm = RT 14

ECUACIÓN DEL GAS IDEAL Valores de la constante universal de los gases R       R 8,314 J/molK 8,314 m3Pa/molK 83,14 cm3bar/molK 82,06 cm3atm/molK 1,987 cal/molK 0,082 atmL/molK LEY DE DALTON: LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES 1803 La presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura. 15

ECUACIÓN DEL GAS IDEAL  FÓRMULAS DE T (9/5)K=R 16

Problema Se hace reaccionar una tira de magnesio de 0.0282g con ácido clorhídrico diluido al 10%, contenido en una probeta invertida en el seno del agua de un cristalizador. Al terminar la reacción Mg (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2(g) Se lee en la escala de la probeta que el hidrógeno desplazó 35mL. Calcular la masa de H2 en gramos correspondiente al volumen obtenido, si la temperatura es de 26 °C y la presión atmosférica es de 601 mmHg. (Presión del agua a 26°C 25,02 mmHg). Determinar el % en peso que reaccionó del Mg y la masa de HCl que reaccionó. Determinar las moles y la masa del agua que hay contenida en la fase vapor H2 HCl 10% H2O de la llave Tira de magnesio 17

PROBLEMAS Presión manométrica = Presión absoluta - Presión Atmosférica 18 http://www7.uc.cl/sw_educ/educacion/grecia/plano/html/pdfs/cra/fisica/NM4/RFE4T_001.pdf, consultado 20/04/2013

PROBLEMAS Presión manométrica = Presión absoluta - Presión Atmosférica 19 http://www7.uc.cl/sw_educ/educacion/grecia/plano/html/pdfs/cra/fisica/NM4/RFE4T_001.pdf, consultado 20/04/2013

PROBLEMA 20

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