jueves, 29 de noviembre de 2012
miércoles, 28 de noviembre de 2012
martes, 27 de noviembre de 2012
jueves, 22 de noviembre de 2012
RESUMEN
5.1.
Conceptos básicos: gas
como estado de agregación, gas
ideal, gas
real], [[propiedades críticas y factor de compresibilidad.
Como ya hemos visto, la materia según su estado físico puede
clasificarse en solido, liquido y gas.
Un sólido es una porción de materia que tiene forma y volumen
prácticamente constante.
Un líquido es una porción de materia cuyo volumen es
prácticamente constante, pero su forma es variable ya que se adapta a la del
recipiente que lo contiene.
Un gas es una porción de materia cuya forma y volumen son
variables ya que se adaptan a la del recipiente que lo contiene, el cual ocupan
totalmente.
Características de los gases.
Los gases están formados por moléculas que se encuentran
separadas unas de otras por distancias grandes comparadas con su tamaño debido
a que las fuerzas que las mantienen unidas son débiles. Por ello estas
moléculas pueden moverse fácil y continuamente y ello le confiere a los gases
unas propiedades especiales comparadas con las de los sólidos y líquidos y que son:
Se comprimen fácilmente ya que la compresión se produce al
acercarse entre si mas las moléculas.
No tienen forma ni volumen constante ya que al estar las
moléculas separadas y en continuo movimiento se desplazara por todo el interior
del recipiente que lo contiene ocupándole completamente.
Presión: debido al continuo movimiento las moléculas gaseosas chocaran contra las
paredes del recipiente ejerciendo sobre ellas una presión. Esta presión dependerá por tanto del número de
choques de las moléculas gaseosas contra
las paredes del recipiente, que serán tanto mayores cuanto mayor sea el numero
de moléculas de gas presentes y de la velocidad con que se muevan estas, la
cual depende de la temperatura.
Los gases se pueden clasificarse en dos tipos:
Gases ideales: son aquellos que cumplen exactamente las leyes
generales de los gases ideales. En la naturaleza no hay ningún gas ideal,
aunque el comportamiento de la mayor parte de los gases simples a
presiones bajas se asemeje mucho al de los gases ideales.
Gas Ideal
Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se
llaman gases ideales y aquellas que no se les llama gases reales, o sea,
hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.
Gas Real
Los gases reales son los
que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases
ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las
propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de los
gases ideales.
Estado
Gaseoso
Los gases, aunque no se puedan ver, constituyen una
gran parte de nuestro ambiente, y quehacer diario, ya que ellos son los
responsables de transmitir: sonidos, olores, etc. Los gases
Que representa el punto crítico.
Desde el punto de vista de la temperatura, el punto
crítico representa la temperatura máxima a la cual un elemento permanece en
estado líquido, y la presión crítica, es la presión medida a esta temperatura.
El factor de compresibilidad
El factor de compresibilidad Z es un factor que compensa la falta de
idealidad del gas, así que la ley de los gases ideales se convierte en una ecuación
de estado generalizada.
Una forma de pensar en z es como un factor que
convierte la ecuación en una igualdad. Si sé grafica el factor de
compresibilidad para una temperatura dada contra la presión para diferentes
gases, se obtienen curvas. En cambio, si la compresibilidad se grafica contra
la presión reducida en función de la temperatura reducida, entonces para la
mayor parte de los gases los valores de compresibilidad a las mismas
temperatura y presión reducidas quedan aproximadamente en el mismo punto.
5.2. Propiedades PVT: ley de Boyle, Ley de Charles, ley de Gay-Lussac. Ecuación General del Estado Gaseoso
Ley de
Boyle-Mariotte
También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y
cantidad de gas constante, el volumen de ungas es
inversamente proporcional a su presión:
Leyes de Charles y Gay-Lussac
En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus
experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787. Se considera
así al proceso isobárico para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico)
para la ley de Gay Lussac.
Proceso isobaro ( Charles)
Proceso isocoro ( Gay Lussac)
Artículo principal: Segunda
ley de Gay-Lussac
Ley general del estado gaseoso ( ley combinada)
Combinando las
leyes de charles y de boyle-mariotte tenemos:
El volumen de una
determinada muestra de gas es directamente proporcional a la temperatura
absoluta e inversamente proporcinal a la presión aplicada:
Cuando un gas pasa
de un estado inicial con sus valores establecidos de: presión , volumen y
temperatura a un estado final en el cual los valores de las tres variables
cambian, se establece el siguiente planteamiento:
ESTADO
INICIAL ESTADO FINAL
Proceso
De acuerdo con la relación establecida en (a)
P i V i = K … … … (b)
T i
P f V f = K … … … (c)
T f
Relacionando
(b) y (c) en una sola ecuación
P i V i = P
f V f
T
i T f … … (d)
Sustituyendo
las letras i y f por los números 1 y 2 respectivamente, se tiene:
P1 V1 = P 2 V 2
T
1 T 2
O bien, T 2 P1 V1= T1 P2 V2
La ecuación anterior se conoce como:
Ecuación
General del Estado Gaseoso
Esta
ecuación es de utilidad más amplia, debido a que en la practica las tres
variables: presión, volumen y temperatura no varían en forma independiente sino
relacionadas o combinadas.
Ejemplo:
En el suelo un globo aerostático tiene un volumen de 100 kilolitros a una
temperatura de 27º C y una presión de 585 mmHg. se eleva hasta una altura en
que su presión baja a 300mmHg y su volumen aumenta a 170.95m3. ¿Cuál
es su temperatura final en grados Celsius?
5.3. Termoquímica.
·
1. TERMODINÁMICA QUIMICA La termodinámica estudia
las relaciones del calor con otras formas de energía El estudio de la
termodinámica se centra sobre un sistema en estudio separado de su entorno o
medio ambiente por fronteras reales o imaginarias. sistema + medio
ambiente = universo
·
2. TERMODINÁMICA QUIMICA Para que la masa
experimente un cambio necesita energía. En la mayor parte de las reacciones
químicas, el cambio de energía se manifiesta en forma de calor. La
termoquímica es la rama de la química que trata de la energía calorífica que
interviene en una reacción y constituye una parte de la termodinámica.
·
3. TERMODINÁMICA QUIMICA DEFINICIONES: Calor: Se
define como energía transferida entre dos cuerpos o sistemas, se puede asociar
al movimiento de los átomos, moléculas y otras partículas que forman la
materia. El calor puede ser generado por reacciones químicas (como en la
combustión), reacciones nucleares (como en la fusión nuclear de los átomos de
hidrógeno que tienen lugar en el interior del Sol), disipación electromagnética
(como en los hornos de microondas) o por disipación mecánica (fricción). Su
concepto está ligado al Principio Cero de la Termodinámica, según el cual dos
cuerpos en contacto intercambian energía hasta que su temperatura se equilibre.
Temperatura: Es la medida de energía cinética media de las partículas
que constituyen un cuerpo. Energía interna ( U) : Intenta ser un reflejo de la
energía a escala microscópica. Más concretamente, es la suma de: la energía
cinética interna , es decir, de las sumas de las energías cinéticas de las
individualidades que lo forman respecto al centro de masas del sistema, y de la
energía potencial interna , que es la energía potencial asociada a las
interacciones entre estas individualidades.
·
4. TERMODINÁMICA QUIMICA DEFINICIONES: Energía
interna ( U) : La energía interna no incluye la energía cinética traslacional o
rotacional del sistema como un todo. Tampoco incluye la energía potencial que
el cuerpo pueda tener por su localización en un campo gravitacional o
electrostático externo. Sin que se modifique la composición química o cambio de
estado de la materia que compone el sistema, se habla de variación de la
energía interna sensible y se puede calcular de acuerdo a los siguientes
parámetros; Donde Q = Es la variación de energía o de calor del sistema en un
tiempo definido medida en [kcal], Ce = Calor específico de la materia [kcal /
kg * ºC]. m = Masa Δ T= Temperatura final del sistema - temperatura inicial (en
grados Celsius ºC ).
·
5. TERMODINÁMICA QUIMICA DEFINICIONES: Energía
interna ( U) : La cantidad de energía térmica intercambiada se mide en
calorías, que es la cantidad de energía que hay que suministrar a un gramo de
agua para elevar su temperatura de 14,5 a 15,5 grados celsius. El múltiplo más
utilizado es la kilocaloría (kcal): kcal = 1000 cal 1 cal = 4.184 J
Calor específico: Se define como la cantidad de calor que se le debe entregar a
1 gramo de sustancia para aumentar su temperatura en 1 grado Celsius.
Matemáticamente, la definición de calor específico se expresa como:
·
6. TERMODINÁMICA QUIMICA DEFINICIONES: Calor
específico: Las unidades de calor específico son: [c] = [c] = De esta
forma, y recordando la definición de caloría, se tiene que el calor específico
del agua es aproximadamente: C H2O = 1,000 Calor Específico Molar ( c m ): Se
define como la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de un
mol de una sustancia en 1 grado es decir, está definida por:
·
7. TERMODINÁMICA QUIMICA DEFINICIONES: Cambios de
Fase En la naturaleza existen tres estados usuales de la materia : sólido,
líquido y gaseoso. Al aplicarle calor a una sustancia, ésta puede cambiar de un
estado a otro. A estos procesos se les conoce como Cambios de Fase. Los
posibles cambios de fase son: De estado sólido a líquido, llamado fusión, De
estado líquido a sólido, llamado solidificación, De estado líquido a gaseoso,
llamado evaporación o vaporización, De estado gaseoso a líquido, llamado
condensación, De estado sólido a gaseoso, llamado sublimación progresiva, De
estado gaseoso a sólido, llamado sublimación regresiva o deposición, De estado
gaseoso a plasma, llamado ionización.
5.4. Calor
de reacción.
CALOR DE REACCIÓN
El calor de reacción, Qr se define como la energía
absorbida por un sistema cuando los productos de una reacción se
llevan a la misma temperatura de los reactantes. Para una definición completa
de los estados termodinámicos de los productos y de los reactantes, también es
necesario especificar la presión. Si se toma la misma presión para ambos, el
calor de reacción es igual al cambio de entalpía del sistema, DH r.
En este caso podemos escribir:
|
|
Los calores de reacción se
calculan a partir de los calores de formación. Ejemplo:
|
|
El calor de reacción en este
caso es igual a los calores de formación de los productos menos los calores de
formación de los reactivos:
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aj>0para
productos
aj<0
para reactivos
DHTref <0 reacción
exotérmica (se desprende calor)
DHTref >0 reacción
endotérmica (se absorbe calor)
El calor de formación es el
calor necesario para formar un producto a partir de sus componentes. Ejemplo:
|
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|
5.5. Calor
de formación.
CALOR DE FORMACION La entalpía de formación (ΔfH0) de un compuesto químico es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante. Por ejemplo, la entalpía de formación del agua, formada por hidrógeno y oxígeno, sería equivalente a la entalpía de reacción de hidrógeno diatómico y oxígeno diatómico.
Así, la entalpía de formación de un compuesto es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a partir sus elementos, medida, normalmente, en unas condiciones de referencia estándar, 1 atm de presión y una temperatura de 298 K (25 °C).
Esta entalpía es negativa cuando se trata de una reacción exotérmica, que desprende calor, mientras que es positiva cuando es endotérmica, y resulta nula para los compuestos que se pueden encontrar en la naturaleza.
Calor absorbido o
desprendido en la formación de un mol del compuesto a partir de sus elementos
constituyentes, a presión constante y con todos los productos en sus estados
físicos normales.
Así, la entalpía de formación de un compuesto
es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a partir sus
elementos, medida, normalmente, en unas condiciones de referencia estándar, 1
atm de presión y una temperatura de 298 K (25 °C).
Esta entalpía es negativa cuando se trata de
una reacción exotérmica, que desprende calor, mientras que es positiva cuando
es endotérmica, y resulta nula para los compuestos diatómicos.
EQUIPO 3
ANABEL SUAZO MUÑOZ
JOSE FERNANDO
MISAEL
EDUARDO MARTAGON
JUAN IPARREA
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