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1 Director de Curso Francisco J. Giraldo R.

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3 EL AIRE El aire seco es una mezcla de gases: El 78% es Nitrógeno. El 21% es Oxígeno. El 1% es Argón. El Dioxido de carbono (CO 2 ), Helio (He), Neón (Ne), Kripton (Kr) y Xenón (Xe) completan la composición del aire seco. Si el aire es húmedo se debe al Vapor de agua, que forman las nubes, en cuyo caso la proporción de elementos del aire varía. La molécula de los gases nobles es MONOATÓMICA ( un átomo). He, Ne, Xe, Ar, Rd, Kr La molécula de cualquier otro elemento gaseoso es DIATÓMICA ( dos átomos) O 2, H 2, N 2

4 LEYES DE LOS GASES PERFECTOS Ley de los gases ideales El estado de un gas queda determinado al relacionar cuatro magnitudes: volumen (V), temperatura (T), presión (P) y cantidad de gas expresada en moles (n). Volumen: Se suele expresar en litros (l) en lugar de metros cúbicos ( m 3 ) Presión: Es la fuerza que se ejerce sobre la unidad de superficie ( P = F / S ). Se suele expresar en atmósferas (atm) o en mm de mercurio (Hg). 1 atm de presión origina 760 mm en un barómetro de mercurio. Temperatura: Se suele expresar en grados Kelvin (K). X ºC = ( X ) K 0 ºC = 273 K

5 Ecuaciones de estado Presión, p, fuerza por unidad de área, N/m 2 = Pa (pascal) presión estándar = p ø = 10 5 Pa = 1bar Medida por manómetro (tubo abierto o cerrado), p = p externa + rgh g = 9.81 ms -2 Equilibrio mecánico las presiones deben ser las mismas a uno y otro lado de las paredes Volumen, V m 3, L Cantidad de sustancia (número de moles), n Temperatura, T, indica dirección del flujo de energía (calor)

6 TEMPERATURA 6

7 ESCALA CELCIUS (ºC) Punto inferior: 0 ºC (fusión del agua) Punto superior: 100 ºC (ebullición del agua) 100 ºC 0 ºC 7

8 ESCALA FARENHEIT (ºF) (ºC 0)= (ºF 32) ºC = 100 (ºF 32) 180 ºC = 5 (ºF 32) ºC 0 ºC X 212 ºF 32 ºF 0 ºF 8

9 ESCALA KELVIN O ABSOLUTA (ºK) 373 ºK 100 ºC ºK = ºC ºK 0 ºC 0 ºK -273 ºC 9

10 PRESIÓN 10

11 PRESIÓN P = F A Definición: es la fuerza perpendicular que se ejerce por unidad del área. Unidades: [P]=[F]/[L] 2 =[N]/[m 2 ]= Pa 1 Pa = N/m 2 Otras unidades: atm: 1 atm = Pa = 1013,2 HPa mm Hg: 760 mm Hg = 1 atm 11

12 Experiencia de Torricelli. Presión atmosférica estándar 1,00 atm 760 mm Hg, 760 torr 101,325 kpa 1,01325 bar 1013,25 mbar 12

13 GASES IDEALES 13

14 Estados de la materia 14

15 Ley de Avogadro A una temperatura y presión dadas: V n o V = k 1 n En condiciones normales (CNPT): 1 mol de gas = 22,4 L de gas El volumen de un gas ideal a P y T constantes es directamente proporcional al número de moles. 15

16 LAS LEYES DE LOS GASES IDEALES 16

17 LEY DE BOYLE Ley de Boyle (1662) V = k 2 P PV = constante (k 2 ) para n y T constantes Para 2 estados diferentes: P 1 V 1 = cte = P 2 V 2 La presión de una cierta cantidad de gas ideal a T cte. Es inversamente proporcional al volumen. 17

18 Ley de Charles Charles (1787) V T A presión constante, una cierta cantidad de gas ideal, aumenta el volúmen en forma directamente proporcional a la T. V = k 3 T para n y P constantes Para 2 estados: V 1 /T 1 = cte=v 2 /T 2 18

19 Ley de Gay-Lussac Gay-Lussac (1802) P a T A volumen constante, una cierta cantidad de gas ideal, aumenta la presión en forma directamente proporcional a la T. P = k 4 T para n y V constantes Para 2 estados: P 1 /T 1 = cte=p 2 /T 2 19

20 Combinación de las leyes de los gases: Ecuación de los gases ideales. Ley de Boyle V 1/P Ley de Charles V T Ley de Avogadro V n V nt P PV = nrt 20

21 Constante universal de los gases (R) PV = nrt R = PV nt = 0, atm L mol -1 K -1 = ,3145 m 3 Pa mol -1 K -1 = 8,3145 J mol -1 K -1 21

22 Ley generalizada de los gases ideales Para 2 estados diferentes se cumple: Estado 1: P1 V1 = nrt1 P1 V1 = nr T1 Estado 2: P2 V2 = nrt2 P2 V2 = nr T2 P1 V1 = P2 V2 T1 T2 22

23 MEZCLA DE GASES 23

24 Ley de Dalton de las presiones parciales Las leyes de los gases se aplican a las mezclas de gases. Presión parcial: Cada componente de una mezcla de gases ejerce una presión igual a la que ejercería si estuviese él sólo en el recipiente. 24

25 Ley de Dalton (Ley de las Presiones parciales) P tot = P A + P B + P C + Pi = Xi P T Xi = n i = ni. n T n A + n B n C +... La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las Presiones parciales. 25

26 DIFUSIÓN Y EFUSIÓN 26

27 Difusión Efusión 27

28 LEY DE DIFUSIÓN DE GRAHAM LA VELOCIDAD DE DIFUSIÓN DE UN GAS ES INVERSAMENTE PROPORCIONAL A LA RAÍZ CUADRADA DE SU DENSIDAD V d a 1/ d ½ A mayor densidad, mas le cuesta difundir al gas ( difunde a menor velocidad) 28

29 LEY DE HENRY LA SOLUBILIDAD DE UN GAS EN CIERTO LÍQUIDO, DISMINUYE AL AUMENTAR LA TEMPERATURA A mayor T: menor solubilidad de gases en líquidos 29

30 Ejemplo: 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. p 1 V 1 p 2 V 2 p 1 V 1 T 2 = V 2 = = T 1 T 2 p 2 T 1 3 atm 30 l 273 K V 2 = = litros 1 atm 293 K 30

31 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 n = M m p V = R T M Despejando M queda: m R T 32,7 g 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 31

32 Ejercicio: Qué volumen ocupará un mol de cualquier gas en condiciones normales? Despejando el volumen: n R T 1 mol atm L 273 K V= = = p mol K 1 atm = 22 4 litros El volumen de un mol (V/n) se denomina Volumen molar que se expresa como 22 4 L/mol y es idéntico para todos los gases tal y como indica la hipótesis de Avogadro. 32

33 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. 33

34 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. 34

35 Presión parcial Cuando 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 separado Si, por ejemplo hay dos gases A y B p A V = n A R T ; p B V = n B R T 35

36 CALORIMETRIA 36

37 CALOR Cuando 2 objetos a diferentes T se ponen en contacto, llegan al equilibrio térmico porque se trasfiere CALOR desde el de mayor T al de menor T. Es la forma de energía que se pone en juego cuando hay diferencias de T. 37

38 Unidades de calor CALORÍA (cal): es la cantidad de calor que se entrega a 1 g de agua para elevar su Tº en 1 ºC (desde 14.5 ºC a 15.5 ºC) EJEMPLO: Cuántas calorías se necesitan para calentar 500 g de agua desde 20 ºC hasta 100 ºC? Q= 80 x 500 cal = cal 38

39 FASE: Estado de agregación físicamente homogéneo y con las mismas propiedades. CAMBIOS DE FASE: Calor latente de cambio de estado CAMBIOS A PRESIÓN CONSTANTE: Entalpía de cambio de estado Agua: S L 80 kcal/kg L V 540 kcal/kg 39

40 CAMBIOS DE ESTADO DEL AGUA Los cambios de estado llevan asociados intercambios de energía: calor latente de cambio de estado Cuando el cambio de estado es a presión entalpía de cambio de estado constante Ejemplo: agua a 1 atm sometida a un calentamiento continuo 100 T (ºC) hielo + agua 80 kcal/kg agua + vapor 540 kcal/kg 0 1 kcal/kg ºC 0.5 kcal/kg ºC hielo agua vapor q El cambio líquido vapor lleva asociado un gran intercambio de energía! 40

41 Capacidad calorífica y Calor específico La cantidad de calor que se necesita para elevar la Tº en 1 ºC a 1kg de sustancia es:» Agua: cal» Cobre: 387 cal CAPACIDAD CALORÍFICA (C) Es la cantidad de energia necesaria para elevar la temperatura de una sust. en 1 ºC C= Q [C]= Joule/ º DT CALOR ESPECÍFICO (Ce) Es la cantidad de energía necesaria para elevar la Tº de una sustancia en 1 ºC por cada g de ella. Ce= Q. [Ce]= Joule/ º.Kg m. DT 41

42 CANTIDAD DE CALOR Q = m Ce DT Q = cantidad de calor (cal) m = masa (g) DT = Tf Ti EJEMPLO Calcular la cantidad de calor necesaria para elevar la T de Kg de agua en 3.00ºC. Ce=4186 J/º.g Q = Kg.4186 J/º.g. 3.00ºC= 6.28x10 3 J 42

43 CALORIMETRÍA Consiste en medir las energías puestas en juego por transferencia entre un cuerpo de Tº mayor y otro de Tº menor. Convención de signos: (+) energía absorvida (-) energía liberada M1 T1 M2 T2 Q cal = - Q frio m 1 Ce 1 DT = -m 2 Ce 2 DT m 1 Ce 1 (T-T 1 ) = -m 2 Ce 2 (T-T 2 ) M1 Tf M2 Tf 43

44 CALOR LATENTE 44

45 45

46 CALOR LATENTE Cuando ocurren cambios de fases, el calor administrado no aumenta la T de la sustancia, es usado para vencer las fuerzas de atracción entre moléculas. La transición de fase ocurre a Tº constante. La energía suministrada durante un cambio de fase se llama CALOR LATENTE. L = Q m L f = calor latente de fusión L v = calor latente de vaporización 46

47 TRANSICIONES DE FASE 47

48 MOL Definición de mol. El mol no es ninguna abreviatura. Mol es una unidad que está relacionada con la cantidad de sustancia que tenemos (átomos, moléculas, partículas en general). Cuando decimos que tenemos un mol nos referimos a que tenemos una cantidad determinada de partículas. La cantidad de partículas contenidas en un mol viene dada por el número de Avogadro (NA = 6, ). Por tanto, tener un mol de agua sería tener el número de Avogadro de moléculas de agua, es decir, tener moléculas de agua.

49 MOL Aunque el concepto de mol resulte extraño tiene una particularidad muy interesante: la masa de un mol de cualquier sustancia es numéricamente igual a su masa molecular (o atómica para los átomos) expresada en gramos, es la denominada masa molar. Así, continuando con el ejemplo del agua, la masa molecular del agua es 18 u, la masa de un mol (del número de moléculas indicado antes) es de 18 g. Veamos qué significa: En un vaso de agua tenemos alrededor de unos 200 ml de capacidad; es decir, caben unos 200 g de agua, alrededor de 11 moles (11 moles tienen una masa de = 198 g), hay 11 veces el número de Avogadro de moléculas de agua. Cuando tomas un vaso de agua te estás bebiendo moléculas de agua.

50 MOL Cálculos de moles. Ejemplo. Tengamos 225 g de agua, cuántos moles son? Necesitamos la masa molecular del agua (Magua= 18 u): Cuántos gramos son n moles de un compuesto? Aplicaremos el siguiente factor de conversión: como n es el número de moles, en el denominador del factor pondremos 1mol y en el numerador la masa de un mol en gramos (masa molecular en gramos).

51 MOL Cálculos de moles. Ejemplo. Tengamos 15 moles de agua, cuántos gramos son? Necesitamos la masa molecular del agua (Magua= 18 u):

52 Masa atómica La masa atómica de un elemento es la masa de un átomo del elemento comparada con la masa de un átomo de carbono tomado como 12 unidades de masa atómica (u). Masas atómicas de algunos elementos: Hidrógeno, H = 1.0 u Carbono, C = 12.0 u Helio, He = 4.0 u Nitrógeno, N = 14.0 u Litio, Li = 7.0 u Neón, Ne = 20.0 u Berilio, Be = 9.0 u Cobre, Cu = 64.0 u

53 Masa molecular La masa molecular M es la suma de las masas atómicas de todos los átomos que conforman la molécula. Considere dióxido de carbono (CO 2 ) La molécula tiene un átomo de carbono y dos átomos de oxígeno 1 C = 1 x 12 u = 12 u 2 O = 2 x 16 u = 32 u CO 2 = 44 u

54 Definición de mol Un mol es aquella cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de partículas que hay en 12 g de carbono 12. (6.023 x partículas) 1 mol de carbono tiene una masa de 12 g 1 mol de helio tiene una masa de 4 g 1 mol de neón tiene una masa de 20 g 1 mol de hidrógeno (H 2 ) = = 2 g 1 mol de oxígeno (O 2 ) es = 32 g

55 Masa molecular en gramos/mol La unidad de masa molecular M es gramos por mol. Hidrógeno, H = 1.0 g/mol H 2 = 2.0 g/mol Helio, He = 4.0 g/mol O 2 = 16.0 g/mol Carbono, C = 12.0 g/mol Oxígeno, O = 16.0 g/mol H 2 O = 18.0 g/mol CO 2 = 44.0 g/mol Cada mol tiene 6.23 x moléculas

56 Moles y número de moléculas Encontrar el número de moles n en un número dado N de moléculas: n N N A Número de Avogadro: N A = x partículas/mol Ejemplo 2: Cuántos moles de cualquier gas contendrán 20 x moléculas? n N N A moléculas moléculas mol n = 3.32 mol

57 Moles y masa molecular M Encontrar el número de moles n en una masa dada m de una sustancia: n m M La masa molecular M se expresa en gramos por mol. Ejemplo 3: Cuántas moles hay en 200 g de gas oxígeno O 2? (M = 32 g/mol) n m 200 g n = 6.25 mol M 32 g/mol

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