Tema 2.

Presentación del tema: "Tema 2."— Transcripción de la presentación:

1 tema 2

2 Estados de la materia Estado Forma Volumen ¿Fluye? Solido Fija Fijo No
Líquido Se adapta a la base del recipiente Si Gas Ocupa todo el recipiente La de su recipiente

3 Cambios de estado El paso de una sustancia de un estado a otro depende sobre todo de la temperatura, aunque también varia con otros factores como la presión.

4 Progresivos y regresivos

5 Temperatura de fusión y ebullición
Temperatura de fusión Tf: la temperatura a la que una sustancia pasa de sólido a líquido. En una propiedad específica de una sustancia Coincide con la de su cambio inverso, la temperatura de solidificación Mientras sucede el cambio de estado, la temperatura permanece constante y coexisten los 2 estados Temperatura de ebullición Te: la temperatura a la que una sustancia pasa de líquido a gas. Coincide con la de su cambio inverso, la temperatura de condensación

6 Gráfica de cambio de estado
Progresivo

7

8 Gráfica de cambio de estado
Regresivo

9 Teoría cinetica molecular

10 ¿Qué es? La teoría cinético-molecular es una teoría (y por tanto no demostrable directamente y susceptible de ser modificada/mejorada, que se acepta porque con ella se explican los hechos experimentales, las leyes) que explica cómo están formadas las sustancias. Propuesta inicialmente por Boyle y perfeccionada en el s. XIX por Clausius, Maxwell y Boltzmann.

11 Para los gases 3 postulados: Un gas está formado por un gran número de partículas individuales que se mueven continuamente con un movimiento rectilíneo al azar y que chocan entre ellas y con las paredes sin pérdida de energía en los choques (choques elásticos) Las partículas tienen masa y volumen, pero como el recipiente en el que se encuentran tiene un volumen mucho mayor, el volumen de todas ellas se puede considerar despreciable frente al volumen del recipiente. Las partículas se mueven con una energía cinética (energía debida a la velocidad), 1/2mv2, que aumenta con la temperatura (es proporcional a la temperatura absoluta, como veremos luego).

12 SERIA ALGO ASI

13 Teoría cinética y Temperatura
Ya hemos visto que la energía cinética media (cada partícula tiene la suya, lo que nosotros estudiamos, al ser tantas, es el promedio), 1/2mv2, aumenta con la temperatura. Existe una escala de temperaturas, denominada absoluta o Kelvin, que tiene como unidad el Kelvin, K (no se dice grado Kelvin) y cuyo cero está situado en la temperatura más baja alcanzable, el cero absoluto, situado a -273,15ºC.

14 (continuación) La escala Kelvin y la centígrada se relacionan por T(K)=t(ºC)+273,15 La energía cinética media es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Por eso, si esta es 0, las partículas dejan de moverse y ya no se puede tener menos energía cinética (y por tanto, menos temperatura).

15 Teoría cinética y presión
La presión la interpretamos como los choques de las partículas con las paredes. Al chocar ejercen una fuerza contra ellas. Eso es la presión.

16 Factores que influyen en la presión
La cantidad de gas: Al introducir más gas en el interior hay más partículas moviéndose y chocando con las paredes por lo que el nº de choques se incrementará y la presión aumentará La temperatura: Al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las partículas de gas, por tanto éstas van más deprisa y se producen 2 efectos: Chocan con más fuerza con las paredes, al ir mas rápido. Además, como van más deprisa, tardan menos en recorrer el recipiente y chocan más veces por segundo, lo que incrementa también la presión En resumen, la presión crece al aumentar la temperatura El volumen: Si disminuimos el volumen, las partículas recorren antes el recipiente y aunque no cambie su velocidad chocan más veces por segundo, por lo que la presión aumenta.

17 Ejemplo /9/Temperatura_U2/temperatura.swf arca=1000&idCodigoCesma=130797

18 Estados de la materia según la teoría cinética

19 Un cuarto postulado Para explicar la aparición de sólidos y líquidos se introduce una nueva idea, la de la existencia de una fuerza atractiva que depende de las distancia entre las partículas (es mayor cuanto mas cerca están unas de otras). En los gases esta fuerza es despreciable porque las partículas están moviéndose continuamente y a grandes distancias, por lo que casi no se atraen. Sólo cuando disminuimos la temperatura las partículas se mueven mas despacio y la fuerza atractiva empieza a hacer notar sus efectos.

20 Solidos Sólidos: Las fuerzas de atracción entre partículas son lo bastante fuertes para mantenerlas muy juntas (con un pequeño movimiento de vibración, que se incrementará al calentarlo). Por eso los sólidos son rígidos, no compresibles y mas densos que los gases. Si las partículas están muy ordenadas hablamos de solido cristalino (ese orden se refleja fuera y suelen ser transparentes o reflejar la luz) Si las partículas están desordenadas hablamos de solido amorfo.

21 Líquidos Líquidos: Al aumentar la temperatura a un sólido, la energía cinética de sus partículas aumenta (su vibración), alejándose un poco sus partículas y consiguiendo disminuir las fuerzas atractivas, con lo que se produce una disposición de las partículas más desordenada que en el sólido. Por eso siguen siendo densos (pocos huecos), pero fluyen y no tienen forma fija (las partículas pueden deslizarse unas sobre otras)

22 Los cambios de estado según la teoría cinética
Al calentar, la e. cinética aumenta, las partículas aumentan su separación y las fuerzas atractivas disminuyen, con lo que la estructura del solido empieza a perderse. Se convierte en líquido. Si seguimos calentando, el proceso sigue avanzando hasta conseguir separar tanto las partículas que pasamos a estado gaseoso. SOLIDO->LIQUIDO->GAS

23 Leyes de los gases Ya hemos visto que la presión de un gas depende:
De la cantidad de gas que contiene el recipiente. Por el momento la mantendremos constante, porque todavía no sabemos contar moléculas (mol). Del volumen->Ley de Boyle-Mariotte (inglés y francés, respectivamente) De la temperatura->Ley de Charles-Gay-Lussac (son 2, Charles y Gau-Lussac, el primero inglés y el 2do francés) Veamos cada una

24 Ley de Boyle-Mariotte: p-V
Boyle usó un tubo con forma de J donde mantenía encerrada una muestra de aire. Añadiendo mercurio por el extremo abierto del tubo aumentaba la presión sobre la rama derecha, lo que provocaba una disminución de volumen en el gas de la rama izquierda. Registró los datos de altura del gas (V) frente a la altura del mercurio (p) y comprobó que el producto de ambas (pV) se mantenía aproximadamente constante. Ley de Boyle-Mariotte: para una masa determinada de gas a temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a su presión. pV=k (si m y T=cte) La usaremos así: p1V1=p2V2

25 Ley de Boyle

26 Ley de Boyle Al duplicar la presión el volumen se hace la mitad

27 Leyes de Charles y Gay-Lussac
Experimentos con globos de aire: 1ª ley (a veces Ley de Charles): Relación V-T: Si encerramos una cierta cantidad de gas a presión constante dentro de un émbolo, al calentarlo se observa que el gas se dilata, aumenta su volumen, de manera proporcional, a la temperatura absoluta. Primera ley: el volumen de una cantidad fija de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta. V=k’T (a m y p fijas)

28 V-T (a presión constante)

29 Leyes de Charles y Gay-Lussac
2ª ley (a veces ley de Gay-Lussac): Relación p-T: Si se encierra una cantidad fija de gas en un émbolo a volumen fijo y se aumenta la temperatura, se observa que la presión aumenta de manera proporcional. Segunda ley: la presión de una cantidad fija de gas a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

30 p-T (a volumen constante)

31 INTERPRETACIÓN CINÉTICA
Al aumentar T aumenta la velocidad de las partículas del gas. Por tanto chocan más veces por segundo con las paredes. Aumenta la frecuencia de los choques y la fuerza de los mismos. Si las partículas pueden mover un émbolo o expandirse, lo harán (aumento volumen) Si las partículas no pueden expandirse, al aumentar el nº de choques por segundo, eso es la presión.

32 interactivo

33 Ley general de los gases
Ley de Boyle: pV=k (T=cte) 1º Ley Charles: V/T=k’ (p=cte) 2º Ley Charles. p/T=k” (V=cte) Las 3 leyes se pueden agrupar en una sola: pV/T=K (para m=cte) donde K será k, k’ o k” según se mantenga T, p o V constante. La usaremos como: 𝑝 1 𝑉 1 𝑇 1 = 𝑝 2 𝑉 2 𝑇 2

34 Resumen