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, Q_r 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:

        a_j>0para productos

        a_j<0  para reactivos

        DH_Tref <0 reacción exotérmica (se desprende calor)

        DH_Tref >0 reacción endotérmica (se absorbe calor)

        El calor de formación es el calor necesario para formar un producto a partir de sus componentes. Ejemplo:

5.5. Calor de formación.

CALOR DE FORMACION
La entalpía de formación (Δ_fH⁰) 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