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Química 3

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by

María José Alvarado

on 10 November 2016

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Transcript of Química 3

Química 3
Aplicas las leyes de los gases
Modelo cinético molecular
Conclusiones
Química
estudia
Ley las presiones parciales.
Enunciada por John Dalton en 1801, establece que la presión total ejercida por una mezcla de gases, es igual a la suma de las presiones parciales de los gases componentes de la mezcla.
Ecuación general del estado gaseoso
(o Ley del gas ideal)
Explicas el estado líquido y sólido de la materia.
Materia
Energía
se entiende con
su interrelación con
Cinética química
Termodinámica
utiliza
Modelo cinético molecular
Teoría de las colisiones
explica comportamiento de
para explicar
explica
Sólidos
Líquidos
Gases
Velocidad de reacción
Equilibrio químico
Principio de Le Chatelier
Comportamiento de la energía en las reacciones
por medio de
1a Ley
2a Ley
Bloque 1
explica
comportamiento
de los
Gases
presentan
Características
como
Compresibilidad
Difusión
Expansión
Densidad
enunciado en
Leyes
Gases ideales
General Estado Gaseoso
Ecuación general del estado gaseoso
De las presiones parciales
Contenido de química 1 y 2
Ahora estudiaremos la energía
como se interrelaciona con la materia
Bloques 1, 2 y 3
Bloque 4
Modelo cinético molecular.
Primer parcial.
(Bloques 1 y 2)
Teoría de las colisiones
Segundo parcial (Bloque 3)
Leyes de los gases ideales
Ley general del estado gaseoso.
(o Ley combinada de los gases ideales)
El volumen de una masa determinada de gas, depende de la temperatura y presión a la que esté sometida; por consiguiente, el comportamiento físico de una masa de gas se describe en función de 3 variables: presión (P), temperatura (T) y volumen (V).
Las leyes de los gases son expresiones matemáticas de las relaciones que existen entre estas tres variables.
Ley de Boyle- Mariotte
Establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente.
Ley de Charles
Establece que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta asumiendo que la presión se mantiene constante.
Ley de Gay-Lussac
Esta ley establece que a un volumen constante, la presión de una masa fija de un gas dado es directamente proporcional a la temperatura expresada en Kelvin.
Difusión
Es el proceso por el cual un gas se distribuye por todo el recipiente que lo contiene.
Cualquier persona que haya caminado en una cocina en donde se hornea un pan, ha experimentado el hecho de que el gas se difunde mientras que el aroma del pan llena la cocina
Compresibilidad
Los gases normalmente tienen sus moléculas muy alejadas unas de otras. Cuando se reduce este espacio es que un gas se comprime.
La combustión interna de un motor es un buen ejemplo de la facilidad con que los gases pueden ser comprimidos. En un motor de cuatro pistones, primero el pistón es jalado del cilindro para crear un vacío parcial; luego, es empujado dentro del cilindro, comprimiendo la mezcla de gasolina/aire a una fracción de su volumen original.
Expansión
Dado que las moléculas están más separadas en un gas que en un líquido o en un sólido, los gases ocupan mayor volumen; por lo tanto, mientras mayor sea el recipiente que contenga un gas, mayor será la expansión de éste, pues sus moléculas tenderán a distribuirse dentro de él y ocupar todo el volumen del recipiente.
Densidad
Es la característica que presentan los gases, la cual hace que el peso de sus moléculas se distribuya en un volumen determinado. Generalmente se presenta en g/L.
Para un mol de gas, el volumen en condiciones normales es de 22.4L
Cuando se hacen palomitas, al poner el maíz en contacto con el aceite caliente se eleva la temperatura del interior del grano, y pasa del estado sólido al gaseoso, por lo que se expande y "explota".
Ley
establece relación entre
relaciona...
Charles
Boyle
Gay-Lussac
Volumen y temperatura de la masa de un gas a presión constante
Volumen y presión de la masa de un gas a temperatura constante
Presión y temperatura de la masa de un gas a volumen constante
T y V a P cte
V y P a T cte
T y P a V cte
Ley de Boyle
Ley de Gay-Lussac
Ley de Charles
V
P
T
Es decir, si el volumen del contenedor aumenta, la presión en el interior disminuye; si el volumen disminuye, la presión aumenta
Expresión matemática:
PV=K
donde K es una constante producto de la P por V
Otra forma de expresarla:
P V = P V
1
1
2
2
Suponiendo que las condiciones 1 son antes del experimento y las 2 después de él.
Esta ley permite explicar la ventilación pulmonar
Ventilación pulmonar
Proceso por el cual se intercambian gases entre la atmósfera y los alveolos pulmonares.

Cuando tomamos aire (inspiramos el diafragma baja y la caja torácica se ensancha; esto aumenta el volumen de la pared torácica y, según la Ley de Boyle, la presión dentro de la cavidad debe disminuir.
Así, el aire entra a los pulmones desde afuera porque se encuentra a una presión mayor que en la cavidad torácica.
Cuando exhalamos aire (espiramos), el diafragma sube y la pared torácica se contrae; por consiguiente, el volumen disminuye, por lo que la presión aumenta y el aire se expulsa.
Sin embargo, los pulmones nunca llegan a vaciarse por completo, espacio que los rodea se mantiene a una presión ligeramente más baja que la de los mismos pulmones, haciendo que éstos queden un poco hinchados debido a que la presión es superior en su interior. Si se perfora un pulmón, el diafragma o la pared torácica, se igualan las dos presiones y el pulmón se colapsa.
¿por qué ocurre este fenómeno?
Las moléculas de los gases están muy separadas unas de otras, en la medida en que el recipiente que los contenga lo permita. Cuando se aumenta la presión por la disminución en el tamaño del recipiente, el volumen que ocupa el gas se disminuye debido a que las moléculas están más cercanas unas de otras, siempre y cuando la temperatura no varíe.
El aumento de temperatura conlleva un aumento de volumen
Matemáticamente se expresa:
V
T
=K
Otra forma de expresarla:
Suponiendo que las condiciones 1 son antes del experimento y las 2 después de él.
donde K es el cociente del V con la T
¿por qué ocurre este fenómeno?
Si se eleva la temperatura de un gas, sus moléculas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques contra las paredes del recipiente que lo contiene. Si las paredes son flexibles, la presión se mantiene constante, y las moléculas ocuparán mayor volumen por aumento de la distancia intermolecular.
Matemáticamente se expresa:
P
T
=K
Otra forma de expresarla:
Suponiendo que las condiciones 1 son antes del experimento y las 2 después de él.
donde K es el cociente de P con la T
¿por qué ocurre este fenómeno?
Porque al aumentar la temperatura, las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto, aumenta el número de choques contra las paredes; es decir, aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes rígidas y su volumen no puede cambiar.
Es un resumen de las tres anteriores. Resume la relación que existe entre P, V y T.
Hay que recordar que la temperatura va expresada en escala absoluta (Kelvin) y aplica para los gases ideales (los que obedecen estas leyes). Cuando se tienen presiones bajas o moderadas y temperaturas no muy bajas, aire, oxígeno, helio, hidrógeno y neón se pueden considerar como ideales siempre y cuando se alejen de la solidificación y licuación.
Cuando se combinan adecuadamente la Ley General de los Gases Ideales con el principio de Avogadro, se logra la siguiente expresión:
Gases Ideales
PV = nRT
Presión
Volumen
número de moles
Temperatura
Constante de los gases ideales: 8312 J/molK, 0.0821 atmL/molK
Se deben cumplir las condiciones estándares de P (1 atm), T (0º C o 273 K), V (22.4 L) para un mol de cualquier gas.
Características de un gas ideal.
1. Está formado por partículas llamadas moléculas.
2. Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton de movimiento.
3. El número total de moléculas es grande.
4. El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas.
5. No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques.
6. Los choques son elásticos y de duración despreciable.
En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable, comparado con el tiempo que transcurre entre un choque de moléculas y otro, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el mismo, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que se puede ignorar este cambio por completo.
En la medida en que esta aseveración sea cierta, una molécula se moverá con velocidad uniforme si no choca. Como hemos supesto que las moléculas son muy pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que se considera que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.
Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por un gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el líquido puede ser miles de veces menor. De aquí esta suposición es posible.
La dirección y rapidez l movimiento de cualquiera de las moléculas pueden cambiar bruscamente en los choques con las peredes o con otras moléculas. Cualquier molécula en particular seguirá una trayectoria de zigzag, debido a tales choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultantes mantien una distribución tal de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.
Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento, se supone que la mecánica Newtoniana se puede aplicar en el nivel microscòpico. Como todas nuestras suposiciones, ésta se afirmará o desechará, dependiendo si los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.
Dependiendo del gas, cada molécula está constituida por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.
Presión parcial de un gas
Presión que ejercería este gas si ocupara él solo el volumen de la mezcla de gases.
Donde P es la suma de las presiones parciales.
T
Y P ...son las presiones de los gases que constituyen la mezcla
1
Solubilidad de los gases
En 1801 William Henry descubrió que la solubilidad de un gas en un liquido a una temperatura dada es directamente proporcional a la presión del gas en la superficie del liquido.
Los buzos en alta mar sufren calambres por el nitrógeno disuelto en la sangre, ya que a presiones normales, éste se disuelve muy poco, pero a medida que el buzo se sumerge la presión disminuye y el nitrógeno disuelto se libera en grandes cantidades formando burbujas muy pequeñas que producen fuertes dolores en brazos y piernas
Para prevenir este inconveniente, los buzos usan una mezcla de helio y oxígeno en vez de aire, ya que el helio se disuelve en muy pequeñas cantidades, aun a presiones elevadas; así, cuando el buzo sube a la superficie, la formación de burbujas es mínima.
Modelo cinético molecular
explica
Propiedades
de
Líquidos
Sólidos
Calor y temperatura
Presión de vapor
Puntos de
Ebullición
Fusión
Tensión superficial
Triple
Densidad
Viscosidad
Compresión y expansión
Forma y volumen
Estructura Cristalina
presentan
Monocristal
Policristal
Amorfos
Líquidos
Fluido con volumen constante, pero no su forma, sin la gravedad, ésta sería esférica; sin embargo, por la gravedad, es definida por la forma del recipiente que la contiene.
La forma queda definida por el contenedor, pues la gravedad ejerce igual presión en todas direcciones. En el espacio flotan como esferas porque no hay gravedad.
Sus moléculas ocupan posiciones al azar que varían con el tiempo.
Las distancias intermoleculares son intermedias entre sólidos y gases. En condiciones apropiadas, la mayoría de las sustancias pueden existir en este estado.
Sus moléculas están en movimiento y chocan, pero las intensas fuerzas de atracción entre moléculas impiden el movimiento libre y provocan cercanía mayor que en gases.
Cuando un líquido sobre pasa su punto de ebullición, cambia a gaseoso, y cuando alcanza el punto de fusión a sólido. Generalmente se expanden cuando aumenta temperatura y comprimen cuando disminuye.
La densidad de los líquidos suele ser menos que la misma sustancia en estado sólido (líquido flota, sólido se hunde). Algunas sustancias, como el agua, son más densas en estado líquido (hielo flota en agua). Esto permite al vida bajo mares o lagos congelados.
Densidad del agua.
Temperatura
Presión de vapor
Punto de ebullición
Punto triple.
Tensión superficial.
Densidad
Viscosidad
Compresión y expansión
Forma y volumen
Magnitud física que permite definir el estado de una sustancia.
Cuando entran en contacto dos sustancias con distinta temperatura, el cuerpo con mayor temperatura la disminuye y el de menor la aumenta, hasta que los dos tienen la misma temperatura.
Cuando la energía interna asa de una sustancia a otra a causa de la diferencia de temperatura entre ellas, se llama calor.
Calor
Presión de la fase gaseosa sobre la fase líquida a una temperatura dada.
Equilibrio dinámico
Cuando dos procesos reversibles ocurren al mismo tiempo.
Líquidos
Supercalentados:
Superenfriados:
Cuando se calienta un líquido por encima de su punto de ebullición
Cuando se enfría un líquido por abajo de su punto de congelación
Un claro ejemplo de presión de vapor es cuando te bañas y tienes cerrada las ventanas: el agua, al estar muy caliente, pasa a la fase de vapor, éste al tocar paredes y techo se condensa empañando espejos y ventanas.
Temperatura a la que una sustancia cambia de líquido a gas. Es una propiedad característica de cada sustancia.
El punto de ebullición del agua es de 100 ºC, el del alcohol 78 ºC y el hierro 2 750 ºC.
Punto de fusión.
Temperatura a la cual las fases sólida y líquida están en equilibrio.
El agua tiene su punto de fusión a los 0 ºC
El alcohol tiene su punto de fusión a -117 ºC.
El hierro tiene su punto de fusión a 1 539 ºC
Está definido con una presión y una temperatura en la que existen en equilibrio los tres estados: sólido, líquido y gaseoso de una sustancia.
El punto triple del agua es 0.01 ºC y 611.73 Pa
Un ejemplo es cuando un refresco se congela al destaparse al estar lo suficientemente frío. Esto sucede porque cuando se embotella un refresco, la presión interna es mayor que la atmosférica y entonces cuando se destapa, la presión disminuye por debajo de la atmosférica y en consecuencia se pasa de una fase líquida a sólida sin variar temperatura.
Actúa sobre un líquido perpendicular a cualquier línea de 1cm de longitud en la superficie del mismo.
Hace que las gotas de agua formen esferas en un bloque de cera, que los insectos caminen sobre el agua y que se forme un menisco semiesférico en un tubo de vidrio.
Magnitud utilizada para referirse a la cantidad de masa contenida en un determinado volumen de sustancia. Relaciona la masa de un cuerpo con su volumen. Generalmente varía cuando cambia la presión o temperatura.
Cuando aumenta la P, la densidad tiende a aumenta; cuando aumenta T, si P es constante, la densidad disminuye.
El agua es una excepción, ya que su densidad aumenta de 0-4 ºC
Resistencia al flujo. Crece al aumentar el número de moles y disminuye al aumentar temperatura.
Es una medida de la resistencia al desplazamiento de un fluido cuando existe una diferencia de presión.
A los líquidos se les considera incompresibles debido a que tienen fuerzas extremas internas entre sus moléculas las cuales se atraen.
Cuando a un líquido se le aplica presión, el volumen no se ata en gran cantidad. Tampoco sufre cambios el volumen al variar temperatura.
Las fuerzas de atracción son suficientemente agudas para limitar a su movimiento dentro de un volumen definido, sin embargo no pueden guardar un estado fijo, por lo que no tienen una sola posición.
Aún cuando los líquidos poseen un volumen definido, la capacidad para fluir los hace tomar la forma del recipiente que los contiene.
Sólidos
Están formados por átomos densamente empaquetados con intensas fuerzas de atracción.
En el cloruro de sodio (sal común) la estructura cristalina se mantiene por fuerzas electrostáticas entre los iones.
El carbón 60 es una forma alotrópica del carbón que se usa en nanotecnología, que forma esferas acomodando los átomos en pentágonos y hexágonos como balón de fútbol.
Los metales se mantienen unidos por lo que se conoce como gas electrónico: electrones libres de la capa atómica externa compartidos por todos los átomos del metal y que definen la mayoría de sus propiedades.
estructuras cristalinas:
átomos distribuidos en posiciones regulares que se repiten de manera geométrica y que se debe a diferentes fuerzas.
Física del estado sólido.
Parte de la física cuántica que ayuda a comprender las propiedades mecánicas, térmicas, electromagnéticas y ópticas de los sólidos.
Según el alcance de orden espacial de la estructura interna de la materia y su distribución, pueden haber:
Anisotropía
Propiedad de la materia que reúne la elasticidad, temperatura, conductividad y propagación de la luz, las cuales cambian según el ángulo que se estén examinando.
Monocristales
Policristales
Amorfos
Policristal
Amorfos
Cristales
Monocristal
Presenta una fuerte interacción entre sus componentes, los cuales describen una mínima oscilación con poca energía potencial.
Tienen Anisotropía
Está compuesto por diversas regiones en las que individualmente se recrea un monocristal. Sus distribuciones no son simétricas entre sí.
Presentan Isotropía estadística.
No presentan una estructura o distribución en el espacio, lo cual los determina como una estructura espacial tridimensional no definida.
vidrio no es lo mismo que un cristal, puesto que un cristal es una red cristalina homogénea y ordenada de partículas, mientras que el cristal es un sólido amorfo.
Las redes de Bravais son redes cristalinas formadas por monocristales.
En conclusión un cristal es un sólido homogéneo con estructura interna de átomos, iones o moléculas ordenada.
Un cristal natural se forma por la cristalización de un gas a presión determinada, ésta le confiere (además del tipo de gas) sus características de color, forma, tamaño y calidad.
Alotropía
Propiedad de las sustancias de presentar diferentes estructuras químicas siendo el mismo compuesto o elemento, en un mismo estado de agregación.
(fibra de carbono)
(fibra de carbono)
Nanotubos de carbono (electrónicos)
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