Clase 1 - Repaso de Conocimientos Previos
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Curso II 2011Clases teóricas
1 clases semanal de 3 h
Clases de consultaExámenes regulatorios, Talleres,
Exposiciones , Recuperativo y Sustitutivo
Material de Estudio1. Libros de TextoBarrow, G.M. (1988). Química Física. 4ª Ed. Ed. Reverté. Levine, I.N. (1996). Fisicoquímica. 4ª Ed. Ed. Mc Graw Hill. Castellan, G.W (1987). Fisicoquímica. 2ª Ed. Ed. Addison-Wesley. N. Levine, Fisicoquímica (Cuarta edición. Volumen 2) (McGraw-Hill, Madrid, 1997). Ira N. Levine, Problemas resueltos de Fisicoquímica (McGraw-Hill, Madrid, 1985). AudiP. W. Atkis, Fisicoquímica (Addison-Wesley Iberoamericana, Wilmington,
1991). Barrow, G.M. (1988). Química Física. 4ª Ed. Ed. Reverté. Levine, I.N. (1996). Fisicoquímica. 4ª Ed. Ed. Mc Graw Hill. Castellan, G.W (1987). Fisicoquímica. 2ª Ed. Ed. Addison-Wesley. N. Levine, Fisicoquímica (Cuarta edición. Volumen 2) (McGraw-Hill, Madrid, 1997). Ira N. Levine, Problemas resueltos de Fisicoquímica (McGraw-Hill, Madrid, 1985). AudiP. W. Atkis, Fisicoquímica (Addison-Wesley Iberoamericana, Wilmington,
1991). (Mexico), 2004.
Curso de Fisicoquímica Universidad Politécnica Territorial Andrés Eloy BlancoTemas principales:1.Introducción a la Físico Química
ambiental y las Leyes del equilibrio2.Transmisión del calor3. Fenómenos de fase relacionados con
hidrología4.Fenómenos de fase relacionados con
emisiones gaseosas
Comprender los procesos químicos y físicos con el fin
de poder predecirlos y controlarlos
Objetivo de la Fisicoquímica
¿Por qué un curso de fisicoquímica ?
Contribuye en forma importante al conocimiento químico experimental y al reconocimiento de la química como una ciencia exacta.
Los fenómenos son descriptos según la fisicoquímica: (a) termodinámica y (b) cinéticamente.
Las áreas de aplicación son: Aspectos medioambientales mezclas de contaminantes (coloides, micelas ), cinética de absorción de contaminantes Corrosión atmosférica
Materia
Estados físicos Clasificación Propiedades
Sustancias puras Mezclas
SólidoLíquidoGaseosoPlasma
FísicasQuímicas
Todo lo que tiene masa y por tanto, también ocupa espacio
Estado Forma Volumen
Sólido Definido Definido
Líquido Indefinido Definido
Gas Indefinido Indefinido
Propiedades de Sólidos,Líquidos y Gases
Estado Compresibilidad
Propiedades submicroscópicas
de las partículas
Sólido Insignificante En contacto y empaquetadas
Líquido Muy poco En contacto y en movimiento
Gas Alto Separadas
Propiedades de Sólidos,Líquidos y Gases
Estado de alta energía de la materia, similar al gaseoso pero compuesto de electrones y núcleos aislados en vez de átomos o moléculas enteros y discretos.
Plasma
Sólidofusión
Líquidoevaporación
Gas (vapor)
condensacióncongelamiento
Cambios de estado
sublimación
depositación
FISICOQUIMICA2011
Repaso- Introducción- Ley cero de la termodinámica- Propiedades de los gases
gases ideales
FisicoquímicaFisicoquímica
TermodinámicaTermodinámica
Calor Calor
TrabajoTrabajo
EnergíaEnergía
ESPONTANEIDADESPONTANEIDAD
Permeables
Impermeables
Intercambio de materia
No hay intercambio de materia
Diatérmicos
Adiabáticos
Intercambio de calor
No hay intercambio de calor
SA
El sistema y los alrededores pueden interaccionar el uno con el otro, a través de los LIMITES
Características del estado de un sistemaSe encuentra en equilibrio con los alrededores.Propiedades macroscópicas:
Presión: 1 atm= 1.01325 bar= 760 torr = 760 mmHg
= 1 Pa = 10-5 barTemperatura: ºC= K - 273.15Volumen: m3, l, ml, cm3
Cantidad de materia: moles
Procesos Un sistema evoluciona desde el estado A al estado B
Irreversible o espontáneoson los procesos que ocurren en la naturaleza
Reversibleno ocurre en la naturaleza el sistema alcanza el estado final mediante infinitos estados de equilibrio por la acción de una fuerza impulsora.
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Principio cero de la termodinámicaPuede producirse cambio de estado cuando
se ponen en contacto 2 objetos, que es el resultado del flujo de energía en forma de calor.
La Temperatura (T) es la propiedad que indica la dirección del flujo de energía.
La Temperatura es la propiedad que indica si dos objetos alcanzan el equilibrio térmico cuando se ponen en contacto a través de un límite diatérmico.
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Contenidos1.- Leyes de los gases:
1.1. Ley de Boyle-Mariotte.1.2. Ley de Charles Gay.Lussac.
2.- Gases ideales.3.- Teoría cinética de los gases.4.- Ecuación general de un gas ideal.5.- Volumen molar.6.- Mezcla de gases. Presión parcial.
LEYES DE LOS GASES Cualquier muestra dada de un gas puede
describirse en función de cuatro propiedades fundamentales:
Masa (aparece con el número de moles)VolumenPresión Temperatura
LEY DE BOYLE-MARIOTTEPara una determinada
masa de gas el volumen es inversamente proporcional a la presión ejercida, si la temperatura se mantiene constante:
P.V = constante. (T y m constantes)
Se puede enunciar también:"Para una misma masa de
un gas a temperatura constante el producto del volumen del gas por la presión que ejerce es constante“
P . V = cte P0.V0 = P1.V1
En la práctica, todos los gases se condensan para dar líquidos y sólidos a temperaturas superiores a los –273 ºC por lo que, de hecho, ningún gas puede ser enfriado hasta que se anule su volumen.
En lugar de escoger arbitrariamente el punto de fusión del hielo como el cero de la escala de temperaturas, como se hace en la escala Celsius, es posible escoger de forma lógica y conveniente el cero absoluto como cero de una escala de temperaturas.
LEY DE CHARLES y GAY-LUSSAC
Esta elección del cero constituye la base de la escala absoluta o kelvin de temperaturas que fue sugerida por primera vez por el científico británico Lord Kelvin (1824-1.907).
De acuerdo con medidas precisas, el cero absoluto de temperaturas es -273,15 ºC.
Así, 0 K = - 273,15 ºC , y la escala Kelvin (K) se relaciona con la Celsius mediante la expresión:
T (ºC) = T (K) – 273 T (K) = T (ºC) + 273Debe observarse que, por convenio,
el signo de grado (º) no se utiliza cuando se expresan las temperaturas en la escala Kelvin
LEY DE AVOGADROPara cualquier gas en el que se
mantiene constante la temperatura y la presión, el volumen es directamente proporcional al número de moles:
V/n = cte.
1
1
0
0
n
V
n
V
ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASESCombinando las tres leyes anteriores, junto con
la de Avogadro: P . V = cte Ley de Boyle V / T = cte Ley de Charles P / T = cte Ley de Gay-Lussac V / n = cte Ley de Avogadro Se deduce la ecuación general de los gases:
P . V = n . R . T
Un recipiente contiene inicialmente una determinada cantidad de gas, en las condiciones P0, V0 y T0.
Sobre él se ejerce una transformación , de manera que su masa no cambie, alcanzando las siguientes condiciones finales: P1, V1 y T1.
Al aplicar la ley general de los gases en a cada situación P0 V0 = n RT0 y P1 V1 = n RT1
despejar nR en las dos ecuaciones e igualarlas queda la expresión:P0 V0 P1 V1
=
T0 T1
Cuando n =1 mol, R=0,082 atm.l/K.mol
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Leyes de los gasesLey de Boyle-Mariotte (a “T” constante).
p · V = constante; p1 · V1 = p2 · V2
Ley de Charles Gay-Lussac (a “p” constante).
V V1 V2 — = constante ; —— = —— T T1 T2
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Ecuación general de los gases ideales.Igualmente puede demostrarse que a V
constante: P
— = constante ; T
Con lo que uniendo las tres fórmulas queda: P · V
——— = constante ; T
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Ecuación general de los gases ideales.La constante depende de la cantidad de gas.
Para 1 mol Para “n” moles P · V P · V
——— = R ; ——— = n · R T T
que suele escribirse de la siguiente forma:
p ·V = n ·R ·T
R = 0’082 atm·l/mol·K = 8’31 J/mol·K
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Condiciones normalesSe denominan condiciones normales (C.N.) a
las siguientes condiciones de presión y temperatura:
P = 1 atmósferaT = 0 ºC = 273 K
Ecuaciones de Estado Propiedades Extensivas e Intensivas
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EjemploEjemplo:: A la presión de 3 atm y 20 ºC, una cierta masa gaseosa ocupa un volumen de 30 litros. Calcula el volumen que ocuparía en condiciones normales.
p1·V1 p2· V2 p1·V1·T2 ——— = ———— V2 = ————— = T1 T2 p2·T1
3 atm · 30 l · 273 KV2 = —————————— = 83’86 litros83’86 litros 1 atm · 293 K
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Ejercicio:Ejercicio: Calcula la masa molecular de un gas, sabiendo que 32,7 g del mismo ocupan a 50ºC y 3040 mm de Hg de presión un volumen de 6765 ml
Como m m n =—— p · V = —— · R · T M M
Despejando M queda: m ·R ·T 32,7 g ·0’082 atm ·L ·323 K 760 mm Hg M= ———— =——————————————— ·—————— p · V mol ·K· 6,765 L ·3040 mm Hg 1 atm
M = 32,0 g/mol
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Despejando el volumen:
n · R · T 1 mol · 0’082 atm · L · 273 K V= ————— = ——————————————— = p mol · K 1 atm
= 22’4 litros
El volumen de un mol (V/n) se denominaVolumen molarVolumen molar que se expresa como22’4 L/mol y es idéntico para todos los gases tal y como indica la hipótesis de Avogadro.
Ejercicio:Ejercicio: ¿Qué volumen ocupará un mol de cualquier gas en condiciones normales?
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Ejercicio:Ejercicio: La densidad del gas butano (C4H10) es 1,71 g · l-1 cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra 640 mm Hg. Calcula su masa molar.
Como: n = m / M(C4H10) y densidad: d = m / VP · V = n · R · T = (m/M) · R · T de donde: m · R · T d · R · T
M = —————— = ———— P · V p
1,71 g · 0,082 atm · L · 348,15 K 760 mm HgM = ———————————————— · —————— =
L · mol · K · 640 mm Hg 1 atm
M= 58 g/mol58 g/mol que coincide con el valor numérico calculado a partir de Mat:
M (C4H10) = 4 Mat(C) +10 Mat(H)= 4 ·12 u + 10 ·1 u = 58 u
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Teoría cinética de los gases (postulados).Los gases están formados por partículas
separadas enormemente en comparación a su tamaño. El volumen de las partículas del gas es despreciable frente al volumen del recipiente.
Las partículas están en movimiento continuo y desordenado chocando entre sí y con las paredes del recipiente, lo cual produce la presión.
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Teoría cinética de los gases (postulados).Los choques son perfectamente elásticos, es
decir, en ellos no se pierde energía (cinética).La energía cinética media es directamente
proporcional a la temperatura.
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Presión parcialCuando existe una mezcla de gases se denomina
“presión parcial” de un gas a la presión ejercida por las moléculas de ese gas como si él solo ocupara todo el volumen.
Se cumple, por tanto la ley de los gases para cada gas por separadoSi, por ejemplo hay dos gases A y B pA·V = nA·R · T ; pB·V = nB·R·T
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Presión parcial (continuación).
pA·V = nA·R · T ; pB·V = nB·R·T Sumando miembro a miembro ambas
ecuaciones: (pA + pB) ·V = (nA+ nB) · R · TComo la suma de la presiones parciales es la
presión total: ptotal = pA+ pB
se obtiene que p ·V = n ·R ·T (ecuación general)
LEY DE CHARLES y GAY-LUSSAC "Para una determinada cantidad
(masa) de un gas que se mantiene a presión constante, el volumen es proporcional a su temperatura en la escala Kelvin".
V / T = cte
1
1
0
0
T
V
T
V
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Presión parcial (continuación).
La presión parcial es directamente proporcional al nº de moles:
nA pA nA—— = —— pA = —— · p = A · p n p ndonde A se llama fracción molar. Igualmente: nB
pB = —— · p = B · p n nA nB nA+ nB
pA + pB = — · p + — · p = ——— · p n n n
p = pA + pB
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Ejemplo:Ejemplo: Una mezcla de 4 g de CH4 y 6 g de C2H6 ocupa un volumen de 21,75 litros. Calcula: a) la temperatura de la mezcla si la presión total es de 0’5 atm; b) la presión parcial de cada gas.
a) 4 gn (CH4) =————— = 0,25 mol
16 g/mol 6 gn (C2H6) =————— = 0,20 mol 30 g/mol
n (total) = n (CH4) + n (C2H6) = 0,25 mol +0,20 mol = 0,45 mol
p ·V 0’5 atm · 21,75 L · mol · KT = ——— = —————————————— = 295 K
n ·R 0,45 mol · 0,082 atm · L
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Ejemplo:Ejemplo: Una mezcla de de 4 g de CH4 y 6 g de C2H6 ocupa un volumen de 21,75 litros. Calcula: a) la temperatura de la mezcla si la presión total es de 0’5 atm; b) la presión parcial de cada gas.
b) n (CH4) 0,25 mol
p (CH4) = ———— · p = ————— ·0,5 atm = n (total) 0,45 mol
p (CH4) = 0,278 atm
n (C2H6) 0,20 mol p (C2H6) = ———— · p = ————— ·0,5 atm =
n (total) 0,45 mol
p (C2H6) = 0,222 atm
Se comprueba que 0,278 atm + 0,222 atm = 0,5 atm
Gases IdealesConstituído por partículas de volumen nulo en el espacio.
No existen interacciones entre las partículas individuales del gas.
Ecuación de estadoPV = n RT
Gases RealesEcuaciones de estado más complejas que
los gases ideales. _
Gas ideal PV= 1n=1 RT
_Gas real PV= Z Factor den=1 RT
compresibilidad
Z depende de la presión, el volumen y la temperatura del gas real.
Cuanto más el eje Z se aleje de 1, más se aleja el gas del comportamiento ideal.
Ecuaciones de estado de los gases reales son expresiones matemáticas que proveen las compresibilidades (alejamiento de idealidad por fuerzas entre moléculas ): Ecuación virial.
_ Z = PV= 1 + B + C + D + ......
RT V V2 V3