Subido por Kevin Marceliano

MAPAS 1-7 UNIDAD 3

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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
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