MAPA 1 U3 TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR AFIRMACIONES 1.Grandes cantidades de moléculas que se encuentran en continuo movimiento aleatorio. 2. El volumen combinado de todas las moléculas del gas es insignificante comparado con el volumen total en el que se está contenido el gas. 3.Fuerzas de atracción y repulsión (fuerzas intermoleculares) entre las moléculas del gas son insignificantes. 4. Colisiones elásticas entre las moléculas. La energía cinética media de las moléculas del gas no cambia mientras no cambie la temperatura. 5.La energía cinética media es directamente proporcional a la temperatura absoluta. TEORÍA La presión de un gas es ocasionada por las colisiones de las moléculas con las paredes del recipiente. La temperatura absoluta de un gas es una medida de la energía cinética promedio de sus moléculas. Si dos gases distintos se encuentran a la misma temperatura, sus moléculas tienen la misma energía cinética promedio. Todo gas con una energía cinética media, tiene una velocidad promedio, aunque, las moléculas individuales se mueven a velocidades muy diversas. Esto quiere decir, que, al momento de colisionar las moléculas, las de mayor masa tendrán menor velocidad y las de menor masa, mayor velocidad, con tal de mantener la energía cinética media. La velocidad rms es importante debido a que la energía cinética promedio de las moléculas de gas en una muestra, E, está relacionada directamente con u2: donde m es la masa de una molécula individual. La masa no cambia con la temperatura. Entonces, el incremento de la energía cinética promedio conforme aumenta la temperatura implica que la velocidad rms (y también la velocidad promedio) de las moléculas aumenta cuando la temperatura aumenta. Toda molécula con menos masa se mueve más rápido. Zanabria 20200334 EXPLICACIONES DEL EFECTO DE LEYES DE LOS GASES Efecto de un aumento de volumen a temperatura constante (Boyle): indica que la energía cinética media es constante (la velocidad promedio también). Las moléculas deben moverse a mayor distancia entre colisiones. Como consecuencia, hay menos colisiones con las paredes del recipiente, así la presión disminuye. Efecto de un aumento de temperatura a volumen constante (Gay-Lussac): indica un aumento en la energía cinética media y, por lo tanto, de la velocidad promedio de las moléculas. Al incrementarse, se producen mayor número de colisiones, por unidad de tiempo, en las paredes del contenedor. Así se explica el aumento de la presión. Efecto de un aumento de temperatura a presión constante (Charles): indica un aumento en la energía cinética media y, por lo tanto, de la velocidad promedio de las moléculas. Sin embargo, como el volumen es variable, para mantener la presión constante, teniendo en cuenta el aumento de la energía cinética media de las moléculas, es necesario que el gas se expanda para contrarrestar el aumento de temperatura. EFUSIÓN Escape de moléculas de un gas a través de un agujero diminuto hacia un espacio evacuado (vacío). La única forma que tiene una molécula para escapar de su recipiente es que le "acierte" al agujero en la pared divisoria. Entre más rápido se muevan las moléculas, mayor será la probabilidad de que una molécula acierte en el agujero y escape por efusión. Esto implica que la velocidad de efusión es directamente proporcional a la velocidad rms de las moléculas. Para comparar dos gases, siempre y cuando se dé: misma temperatura y presión en recipientes con agujeros diminutos idénticos. DIFUSIÓN Dispersión de una sustancia dentro de un espacio o dentro de una segunda sustancia. La difusión de los gases es mucho más lenta que las velocidades moleculares, debido a las colisiones moleculares. Como consecuencia de las colisiones moleculares, la dirección del movimiento de una molécula de gas cambia constantemente. Por lo tanto, la difusión de una molécula de un punto a otro consiste en muchos segmentos cortos en línea recta, debido a que las colisiones la avientan en direcciones aleatorias MAPA 2 U3 LEYES DE LOS GASES LEY DE BOYLE LEY DE GAY-LUSSAC Establece que el volumen (en litros) de una determinada cantidad de gas, que se mantiene a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión (en atm) que ejerce, lo que se resume en la siguiente expresión: La presión (en atm) de una determinada cantidad de gas que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta (Kelvin), que se expresa como: P1 P2 = T1 T2 P1 V1 = P2 V2 El gráfico es idéntico (lineal) al de la Ley de Charles, solo que la variable Volumen cambia por la Presión. Se le conoce también como un proceso isocórico (volumen constante). CAMBIOS TRIPLES PV = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 T P1 V1 P2 V2 = T1 T2 LEY DE AVOGADRO Se le conoce también como un proceso isotérmico (temperatura constante). La gráfica es una hipérbola equilátera. Establece que el volumen de un gas, mantenido a temperatura y presión constantes, es directamente proporcional al número de moles del gas presentes: LEY DE CHARLES La ley de Charles se resume en: el volumen (L) de una determinada cantidad de gas que se mantiene a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta (Kelvin), que se expresa como: V1 V2 = T1 T2 V1 n1 = n2 V P1 n1 = n2 2 P 2 (1) (2) (1) Volumen directamente proporcional al número de moles de un gas (temperatura y presión cte) (2) Presión directamente proporcional al número de moles de un gas (temperatura y volumen cte) • Se le conoce también como un proceso isobárico (presión constante) Para todos los cálculos de las leyes de los gases, la temperatura debe ser absoluta, es decir, utilizar la escala kelvin (K) siempre (también en los gráficos). En las leyes estudiadas se debe mantener constante el número de moles del gas en estudio. MAPA 3 U3 GAS IDEAL GAS REAL LEY GENERAL DE LOS GASES IDEALES GASES IDEALES Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se describe por completo mediante la ecuación del gas ideal. Gas con comportamiento ideal cuando se dan las siguientes condiciones: - Cuando las leyes de los gases se combinan, forman la ecuación de estado de los gases ideales: 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 Donde P es la presión (atm), V es el volumen (L), n el número de moles del gas (mol), y T la temperatura absoluta (Kelvin). También, se observa a R, que es la constante universal de los gases ideales, teniendo el mismo valor para todas las sustancias gaseosas. El valor numérico de R dependerá de las otras unidades de las variables. Así, - Presión baja Temperatura moderada (un poco alta) Se puede considerar que sus moléculas se mueven alejadas unas de otras y no existan fuerzas intermoleculares. Solo debe existir la energía cinética de las moléculas. GASES REALES Gas con comportamiento real cuando se dan las siguientes condiciones: - - Presión alta Temperatura baja. Reduce el movimiento de moléculas y están más cerca una de otras, produciendo que existan fuerzas intermoleculares entre ellas Las moléculas reales tienen volúmenes finitos y se atraen entre sí (existen fuerzas intermoleculares) *Cuando aumenta la presión o la temperatura disminuye, el gas se aleja/desvía del comportamiento ideal. DENSIDAD y MASA MOLAR La ecuación del gas ideal nos permite calcular la densidad de un gas a partir de su masa molar, presión y temperatura. Siendo 𝑚 n el número de moles, V el volumen, y M la masa molar del gas, tenemos: Recordemos 𝑛 = , donde m es la masa en gramos. Recordemos 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 . 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑀 R constante de los gases. La densidad del gas en gramos/litro es. Observemos que la presión y masa molar son directamente proporcionales a la densidad, y la temperatura es inversamente proporcional a la densidad. Aunque los gases forman mezclas homogéneas, independientemente de sus identidades, un gas menos denso estará arriba de uno más denso si no se mezclan. Además, para obtener la masa molar dada la densidad, presión y temperatura. MAPA 4 U3 MEZCLA DE GASES LEY DE DALTON La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera presente solo (suma de todas las presiones parciales). La presión ejercida por un componente en particular (si estuviera solo) de una mezcla de gases se conoce como la presión parcial de ese gas. Ley de Dalton de las presiones parciales. Entonces para una mezcla de gases (T): Siendo n (a, b, c) el número de moles de cada componente y P (a, b, c) la presión de dicho componente (presión parcial). De esto se ve que, la suma del número de moles de cada componente resulta en el número de moles total de la mezcla de gas. FRACCIÓN MOLAR La fracción molar, X, es un número adimensional que expresa la relación del número de moles de un componente con respecto al número total de moles en la mezcla. Entonces, dado el número de moles un gas componente (nA) y el número de moles totales (nT) de la mezcla tenemos: Donde XA es la fracción molar de dicho gas componente. Además, para calcular la presión de un gas (presión parcial de ese gas) componente de la mezcla gaseosa podemos utilizar la fracción molar de dicho gas componente y la presión total de la mezcla. Se debe tener en cuenta que, la suma de fracciones molares de cada gas componente debe ser igual a 1: MAPA 5 FUERZAS INTERMOLECULARES FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON ENLACE DE HIDRÓGENO Se generan dipolos instantáneos que atraen a las moléculas. Son un dipolo-dipolo especial, por ello, están presentes solo en moléculas polares. Más fuerte que London y Dipolodipolo normal. Están presentes tanto en moléculas polares como apolares. Son la única fuerza existente en moléculas apolares La atracción se hace más fuerte a medida que la masa molar de la molécula es mayor. Así también, el punto de ebullición también aumenta su valor. Puede identificarse que molécula apolar tendrá mayor fuerza intermolecular si se comparan masas molares. Para que pueda existir enlace de hidrógeno, la molécula debe cumplir la condición de tener al menos un hidrógeno enlazado a un nitrógeno, flúor u oxígeno. Además, los pares libres del N, F y O atraen al hidrógeno de otra molécula. Mientras más enlaces de hidrógeno posibles, más fuerte será la fuerza intermolecular. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO IÓN DIPOLO Presentes solo en moléculas polares. Existen dipolos permanentes que generan la atracción entre las moléculas. Son fuerzas más fuertes que London. Se da cuando se disuelve una sustancia iónica en un disolvente polar. Normalmente ocurre entre una sal y moléculas polares. Para que exista esta fuerza, debe haber como mínimo dos sustancias distintas. La molécula con mayor polaridad tendrá fuerzas dipolodipolo más fuertes. Si se trata de moléculas semejantes, quién tenga mayor masa molar será aquella con una fuerza dipolo-dipolo mayor. Al ocurrir la mezcla, esta fuerza aumenta el punto de ebullición del disolvente. Estas fuerzas son más fuertes que las anteriores. OBSERVACIONES Se puede presentar más de una fuerza intermolecular entre dos moléculas. Siempre se menciona a la fuerza más fuerte. MAPA 6: PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS TENSIÓN SUPERFICIAL VISCOSIDAD Membrana o película tensada que se forma en la superficie de un líquido, originada por la fuerza con la que las moléculas de la superficie son atraídas hacia el centro. Se desea tener la menor área superficial. Resistencia de los líquidos a fluir. Mayor viscosidad, mayor fuerza intermolecular, indica mayor resistencia. Calentar el líquido disminuye su viscosidad. La tensión aumenta cuando se disminuye la temperatura del líquido. La tensión disminuye cuando se caliente el líquido, dado que las moléculas empiezan a moverse y se logran romper fuerzas intermoleculares. Mayor fuerza intermolecular indica mayor tensión superficial. PUNTO DE EBULLICIÓN Temperatura a la que el líquido pasa de estado al gaseoso (temperatura fija). En este punto, la presión de vapor es igual a la presión atmosférica. Si se disminuye la intensidad de las fuerzas moleculares, el punto de ebullición será menor. PRESIÓN DE VAPOR Medida de la presión que ejercen las moléculas del líquido que pasan a la fase gaseosa a una cierta temperatura (temperatura variable). Si se aumenta la temperatura ambiente, la presión de vapor aumenta, pues disminuye la fuerza intermolecular del líquido. Es independiente del volumen del líquido o el vapor, y del área de la superficie del líquido. VOLATILIDAD Tendencia de un líquido a pasar a la fase gaseosa. Mayor volatilidad - mayor presión de vapor - menor fuerza intermolecular. MAPA 7: DIAGRAMAS DE FASE GASEOSO SÓLIDO LÍQUIDO CURVA DE CALENTAMIENTO En los cambios de fase (mesetas), a pesar de aumentar la cantidad del calor añadido, no hay un aumento de la temperatura. Además, esta curva se establece para una presión determinada. En el calentamiento, durante una meseta, la energía cinética de las moléculas de la sustancia permanece constante y la energía potencial aumenta. Luego, cuando aumenta temperatura y calor añadido, solo aumenta la energía cinética. Cuando ocurre el enfriamiento, la energía cinética disminuye con la disminución de la temperatura, pero en una meseta, la energía cinética permanece constante y la energía potencial aumenta. Si una sustancia se sublima o deposita solo existe una sola meseta. Algunas mesetas son más largas de otras debido a que el calor molar (energía necesaria en KJ para evaporar o fundir una mol de un líquido o sólido respectivamente), es mayor en comparación al otro calor molar del diagrama. (analogía de calor latente). DIAGRAMA DE FASE Aporta información de condiciones: Presión vs Temperatura, en la que una sustancia puede existir en dos o tres fases. Punto triple: punto (par presión-temperatura determinado) a partir del cual la sustancia se encuentra en estado sólido, líquido y gaseoso al mismo tiempo. Punto crítico (punto final de la curva presión de vapor): la temperatura y presión se denominan como críticos. A una temperatura mayor de la temperatura crítica una sustancia no se puede condensar. Las temperaturas de ebullición y fusión normales se ubican en las líneas de equilibrio de las fases involucradas correspondientes, a presión de 1 atm. También, se puede observar como varían estos puntos cuando hacemos una disminución o aumento de la presión (siempre obteniendo los puntos de la línea de equilibrio). REFERENCIAS L., Brown, Theodore, LeMay, Jr., H. Eugene, E., Bursten, Bruce, J., Murphy, Catherine, (2011), QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL 11ED. Madrid, España: Pearson. Obtenido de http://www.ingebook.com.ezproxybib.pucp.edu.pe:2048/ib/NPcd/IB_BooksVis?cod_primaria=100 0193&codigo_libro= CEDRÓN, Juan Carlos, Victoria LANDA y Juana ROBLES (2011) Química General. Material de enseñanza. Lima: Pontificia Universidad Católica del Perú. Consulta: 13 de mayo de 2020. http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/balancear-una-ecuacion-quimica
