Gases Reales Fuerzas Intermoleculares

Gases Reales
Fuerzas Intermoleculares
1
Leyes de los Gases: Ley de Boyle-Mariotte.
Para una T y m
dada,
P α 1/V
P x V = cte
2
Leyes de los Gases: Ley de Boyle-Mariotte.
Para una T y m
dada,
P α 1/V
P x V = cte
3
Leyes de los Gases: Ley de Charles y GayLussac.
Para una P y m dada:
V aumenta linealmente
con t (°C)
V = Vo + Vo α t
α = 1 / 273 ºC-1
V = cte. T (ºK)
4
Leyes de los Gases: Ley de Charles y GayLussac.
V = Vo + Vo α t
α = 1 / 273 ºC-1
V = cte. T (ºK)
5
Leyes de los Gases: Ley de Avogadro
¾Hipótesis de Avogadro: volúmenes iguales
de gases a la misma temperatura y presión
contienen el mismo número de moléculas.
¾Ley de Avogadro: el volumen de gas a una
cierta
temperatura
y
presión
es
directamente proporcional al número de
moles de gas.
V = constante × n
6
Ecuación general de estado de los gases
ideales
Resumen de Leyes de los Gases:
Boyle:
V ∝ 1 / P (constante n, T)
Charles: V ∝ T
(constante n, P)
(constante P, T)
Avogadro: V ∝ n
 nT 
V = R

 P 
PV= nRT
7
Teoría cinética de los gases ideales
• Los gases están formados por un gran número de moléculas
que se mueven de modo continuo y aleatorio.
• El volumen de estas partículas es despreciable frente al
volumen del recipiente.
• Las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas del
gas son insignificantes.
• Las moléculas chocan entre sí y con la paredes del recipiente
en forma elástica.
• La energía cinética media de las moléculas no cambia en el
tiempo, en tanto la temperatura del gas permanezca constante.
• La energía cinética media de las moléculas es proporcional a la
temperatura absoluta. A cualquier temperatura dada, las
moléculas de todos los gases tienen igual energía cinética.
8
Teoría cinética de los gases: origen de la
presión
9
Cambios de Estado
Gas
Líquido
Sólido
>T
>P
10
Gases Reales: Desviaciones del
comportamiento ideal
11
Gases Reales: Desviaciones del
comportamiento ideal
12
A P altas:
• V gas no es despreciable frente al del recipiente
• Fuerzas de atracción apreciables
13
Gases Reales: Ecuación de van der Waals.
[P + n2a/V2] (V - nb) = nRT
a – relacionado a las fuerzas de interacción
molecular.
b – relacionado con el volumen propio
(o excluído) por las moléculas de gas
(l / mol).
a y b son constantes determinadas
experimentalmente para cada gas.
14
Constantes de van der Waals
a ( L2atm/mol2) b (L/mol)
Sustancia
PM
He
4
0.0341
0.02370
Ne
20
0.211
0.0171
Ar
40
1.34
0.0322
Kr
84
2.32
0.0398
Xe
131
4.19
0.0510
H2
2
0.244
0.0266
N2
28
1.39
0.0391
O2
32
1.36
0.0318
Cl2
71
6.49
0.0562
H 2O
18
5.46
0.0305
CH4
16
2.25
0.0428
CO2
44
3.59
0.0427
CCl4
154
20.4
0.1383
15
a 

 P + 2  × (V − b ) = RT
V 

a ab
PV − Pb + − 2 = RT
V V
a ab
PV =RT + Pb − + 2
V V
PV
Pb
a
ab
= 1+
−
+
2
RT
RT RTV RTV
16
A bajas presiones….
PV
Pb
a
ab
= 1+
−
+
2
RT
RT RTV RTV
PV
a
= 1−
RT
RTV
17
A altas presiones….
PV
Pb
a
ab
= 1+
−
+
2
RT
RT RTV RTV
PV
Pb
= 1+
RT
RT
18
A altas temperaturas….
PV
Pb
a
ab
= 1+
−
+
2
RT
RT RTV RTV
PV
=1
RT
19
Fuerzas Intermoleculares: cambios de estado
Gas
↓T
↓T
↑P
↑P
↑T
↑T
↓P
↓P
Líquido
Sólido
20
Fuerzas Intermoleculares
• Fuerzas de atracción entre moléculas.
• En general son más débiles que las
fuerzas intramoleculares (covalentes). Por
ejemplo: 16 kJ/mol vs. 431 kJ/mol para
HCl.
• En los cambios de estados, se rompen o
se forman fuerzas intermoleculares (no
las covalentes).
21
Fuerzas
Intermoleculares
• Dipolo- dipolo
• Fuerzas de dispersión de London
• Puente de Hidrógeno
• Ión-dipolo
22
Interacción Dipolo-Dipolo:
• Existe entre moléculas polares.
F =k
Q1Q2
2
d
23
Fuerzas de Dispersion de London
•Fuerzas débiles originadas por la interacción
entre dipolos instantáneos.
• Están presentes en todas las moléculas.
• A mayor superficie de interacción, mayor
intensidad de las fuerzas de dispersión.
24
Fuerzas de Dispersion de London
25
Fuerzas de Dispersión de London
• Se incrementan a medida que aumenta el peso
molecular: a > tamaño, > polarizabilidad.
• Existen en todas las moléculas.
• Su intensidad depende de la forma de la
molécula: a > área de contacto, > fuerzas de
dispersión.
26
Fuerzas de Dispersión de London
27
Puente de Hidrógeno
• La formación de puente de H requiere un H
unido a un elemento muy electronegativo
(F,O,N).
28
Puente de Hidrógeno
29
Puente de Hidrógeno: Influencia sobre
el punto de ebullición de los haluros.
30
Puente de Hidrógeno: influencia
• Estructura de proteínas
• Estructura de ácidos nucleicos
• Propiedades anómalas del H2O (Peb, Pf,
δ hielo, propiedades disolventes, etc.)
31
Interacción Ión-Dipolo.
• Interacción entre un ión y
un dipolo (ej. Na+ y agua).
• Es la fuerza intermolecular
más fuerte.
• F aumenta a >Q y menor d.
F =k
Q1Q2
2
d
32
Interacción Ión-ión.
• Interacción entre dos iones de cargas
opuestas (ej. Na+ y Cl-).
• Es la interacción más fuerte.
• Se encuentra en fases condensadas
(líquidos y sólidos)
• F aumenta a > Q y menor d.
F =k
Q1Q2
2
d
33
Resumen
34
MATERIAL ADICIONAL
35
Constantes de van der Waals
Sustancia
a (L2 atm mol-2)
b (L mol-1)
36