Gases - Universidad de Murcia

T EMA : G ASES
Lección: Gases
I. El gas ideal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2
I.A. Ley de Boyle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2
I.B. Ley de Charles-Gay Lussac. . . . . . . . .3
I.C. Hipótesis de Avogadro . . . . . . . . . . . . . . 5
II. Fuerzas intermoleculares . . . . . . . . . . . . . 6
II.A. Evidencias experimentales . . . . . . . . . 6
II.B. Tipos de fuerzas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
© Adolfo Bastida Pascual
Universidad de Murcia.
España.
II.C. Gases de van der Waals . . . . . . . . . . . 9
1
Introducción
G ASES
I.A. Ley de Boyle
2
I. El gas ideal
• Robert Boyle 1662.
P ·V = k (m, T → ctes.)
P = Vk
P1 V1 = P2 V2
• Ley aproximada válida a ↓P y T moderadas.
• Modelo molecular: P debida a colisiones con las paredes, T proporcional a la velocidad media de las partículas del gas.
G ASES
I. El gas ideal
• Charles 1787 y Gay Lussac 1802.
V = k0 T (m, P → ctes.)
V1
V2
=
T1
T2
• Ley aproximada válida a ↓P y T moderadas.
• Modelo molecular.
3
I.B. Ley de Charles-Gay
Lussac
• Gas n constante
(a)
G ASES
4
I.B. Ley de Charles-Gay
Lussac
I. El gas ideal
(b)
PA,VA, TA −→
PB,VB, TB −→ PC ,VC , TC
(a) TA = TB ⇒ PA VA = PB VB
(a) PATVA = PBTVB
B
A
(b) PB = PC ⇒ VTB = VTC
B
C
(b) PBTVB = PCTVC
B
C
PA VA PC VC
=
TA
TC
PV
= k00, m → cte.
T
G ASES
I.C. Hipótesis de Avogadro
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I. El gas ideal
• P y T son magnitudes intensivas mientras V es extensiva.
PV
PV
000
=k m→
= Rn
T
T
¿Es R igual para gases distintos?
• Amedeo Avogadro 1811 ⇒ volúmenes iguales de gases diferentes
a la misma presión y temperatura contienen el mismo número de
moléculas y, por tanto, de moles.
PV = n R T → ecuación de estado del gas ideal
R=0.082 atm l K−1 mol−1 =1.987 cal K−1 mol−1 =8.314 J K−1 mol−1
G ASES
II. Fuerzas intermoleculares
Condensación.
Tensión superficial.
Balance entre fuerzas intermoleculares y energía cinética (T ).
⇒ Interacción electrostática.
6
II.A. Evidencias
experimentales
G ASES
II.B. Tipos de fuerzas
Dipolo eléctrico ⇒ µ = q · l
Interacción dipolo-dipolo
Vdd = − C6 → C ∝ µ1Tµ2
r
Interacción dipolo-dipolo inducido
⇒
7
II. Fuerzas intermoleculares
G ASES
II.B. Tipos de fuerzas
8
II. Fuerzas intermoleculares
Interacción dipolo instantáneo-dipolo inducido.
Ej. He(l), Ne(l), . . .
Vdd = − C6 → C ∝ α1Tα2 → α polarizabilidad
r
Intensidad dipolo-dipolo > dipolo-dipolo ind. > dipolo inst.dipolo ind.
Fuerzas repulsivas de corto alcance ⇒ Vrep ∝ 112
r
G ASES
II.C. Gases de van der Waals
• Z = 1 ⇒ gas ideal
• Z < 1 ⇒ fuerzas atractivas
• Z > 1 ⇒ fuerzas repulsivas
Gases reales
9
PV
Factor de compresibilidad ⇒ Z = nRT
II. Fuerzas intermoleculares
G ASES
II. Fuerzas intermoleculares
10
II.C. Gases de van der Waals
Ecuación de estado de van der Waals
• Gas ideal → P = nRT
V
• Volumen molecular (repulsiones) → P = VnRT
−n b
• Atracción intermolecular ⇒ Menor frecuencia y fuerza de los
2
n
nRT
choques ⇒ P = V −n b − a V
• Parámetros a y b dependientes de cada gas.
2
P + a n 2 (V − n b) = nRT ⇒ Ec. de estado de van der Waals
V