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Acceder a presentación Rodrigo Araya Cortes Pedagogía en Química y Ciencias Naturales.

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1 Acceder a presentación Rodrigo Araya Cortes Pedagogía en Química y Ciencias Naturales

2 Capitulo 2 Contenidos del capitulo 2.1 Leyes Gravimétricas Teoría Atómico Molecular 2.2 Teoría atómica de Dalton 2.3 Gases

3 Capitulo 2.1 Leyes gravimétricas Ley de conservación de la masa Ley de las proporciones definidas Ley de las proporciones múltiples Menú principal

4 Ley de conservación de la masa Lavoisier impuso el uso de la balanza, en el estudio de los fenómenos químicos, estableció, después de numerosas experiencias, que no ha sido posible observar ningún cambio en el peso total de las sustancias que toman parte en cualquier proceso químico. Ver ejemplo Biografía de Lavoisier Enuncio la siguiente ley: En toda reacción química la suma de las masas que intervienen en la misma, es igual a la masa de las substancias obtenidas, o bien, el peso de un compuesto es igual a la suma de los pesos de sus componentes. Menú

5 Biografía de Lavoisier Químico francés y padre de la química moderna, Antoine-Laurent Lavoisier fue un experimentador brillante y genio de muchas facetas, activo tanto en ciencia como en asuntos públicos. Desarrollo una nueva teoría de la combustión que llevó a terminar con la doctrina del flogisto, que había dominado el curso de la química por más de un siglo. Sus estudios fundamentales sobre oxidación demostraron el papel del oxígeno en los procesos químicos y mostraron cuantitativamente la similitud entre oxidación y respiración. Formuló el principio de la conservación de la masa en las reacciones químicas. Clarificó la distinción entre elementos y compuestos y fue clave en el diseño de un sistema moderno de nomenclatura química. Lavoisier fue uno delos primeros científicos en introducir procedimientos cuantitativos en las investigaciones químicas.

6 Biografía de Lavoisier 1743 Lavoisier nace en París. Su padre, abogado y consejero parlamentario le da una excelente educación en el Collège Mazarin, donde recibe formación clásica y en ciencias Recibe su licencia para ejercer el derecho. Su inquieta mente, sin embargo, lo inclina a la ciencia Se hace famoso al refutar la creencia de que el agua se convierte en tierra por repetida destilación. Al pesar cuidadosamente el residuo sólido y el aparato de destilación demostró que la materia sólida proviene del recipiente y no del agua Publica un brillante ataque a la teoría del flogisto Con un grupo de químicos franceses, publica el Méthode de nomenclature chimique, (Método de nomenclatura química) que clasificó y renombró los elementos y compuestos conocidos.

7 Biografía de Lavoisier 1794 Después de un juicio que duró menos de un día, un tribunal revolucionario condenó a Lavoisier y a 27 otros a muerte. Esa tarde, él y sus compañeros, incluido su suegro, fueron guillotinados en la Place de la Révolution, (hoy Plaza de la Concordia). Su cuerpo fue arrojado a una fosa común Publica su Traité élémentaire de chimie, (Tratado elemental de química) provee una exposición precisa de su trabajo e introduce su nuevo enfoque de la química. Definió como elementos aquellas sustancias que no pueden descomponerse. Estableció claramente su ley de conservación de la masa en las reacciones químicas Comenzó el Reinado del Terror. Se suprimió la Academia de Ciencias. Se ordenó el arresto de los antiguos miembros de la Ferme Générale.

8 Ley de conservación de la masa Cuando el magnesio se quema en presencia de oxigeno, se produce una intensa luz blanca y algo de humo blanco. Es difícil medir la cantidad de oxigeno y de magnesio implicados en esta reacción g La misma reacción pero esta vez en una bombilla de flash Se observa que la masa no cambia Reacción Esto es lo que pesa la bombilla Reproducir

9 Menú diapositivas Pinche la diapositiva a la cual desea ir

10 Ley de las proporciones definidas En 1801, J.L Proust enuncio la ley que establece: Menú Un compuesto contiene siempre los mismos elementos en las mismas proporciones. Ejercicio de aplicación Tabla de las proporciones constantes

11 Demuestra que la relación que existe, entre la masa de sodio y la de cloruro. En muestras de 2 g y 55 g de cloruro de sodio. Solución La relación existente entre la masa de sodio y cloro es la siguiente: Masa de cloro = g = 1.54 Masa de sodio 23 g En 2 gramos de NaCl habrá: 2 g NaCl x g Cl = g Cl g NaCl En 2 gramos de NaCl habrá: 2 g NaCl x 23 g Na = g Cl g NaCl Por lo tanto la relación entre masas será la siguiente: Masa de cloro = g = 1.54 Masa de sodio g

12 Tabla ley de las proporciones constantes El esclarecimiento de la ley de las proporciones constantes resulto fundamental, ya que abrió el camino para la investigación de la composición química de las sustancias(Química analítica) y contribuyo a dilucidar la formula exacta de los compuestos químicos

13 Ley de las proporciones múltiples Menú Esta ley fue establecida por el propio Dalton, basándose en su teoría atómica, y dice lo siguiente: Las masas diferentes de un elemento que se combinan con una masa constante de un segundo elemento, para dar dos compuestos diferentes, están en relación de números enteros y sencillos. Ejercicio de aplicación Tabla de las proporciones múltiples

14 El oxigeno y el azufre se unen en tres proporciones y forman tres óxidos que contienen %, % y % de oxigeno. Determina la relación de las masas en que se encuentra unido el oxigeno Solución Relación en el primer oxido g O = g S Relación en el segundo oxido g O = g S Relación en el tercer oxido g O = g S Dividiendo los resultados de cada oxido por el menor de ellos(0.5), resulta una relación de 1:2:3. Entonces los óxidos serán: SO, SO 2, SO 3

15 Ley de las proporciones múltiples

16 Capitulo 2.2 Teoría atómica de Dalton Antecedentes históricos La teoría atómica de Dalton Biografía de Dalton Menú principal

17 Biografía de Dalton Químico y físico británico. En su infancia ayudaba con su hermano a su padre en el trabajo del campo y de la pequeña tienda familiar donde tejían vestidos, mientras que su hermana Mary ayudaba a su madre en las tareas de la casa y vendía papel, tinta y plumas. Aunque su situación económica era bastante humilde, recibieron cierta educación en la escuela cuáquera más cercana, a diferencia de otros niños de la misma condición. El maestro de la escuela cuáquera de Pardshow Hall proporcionó a Jonh Dalton una buena base y le transmitió afán por la búsqueda incansable de nuevos conocimientos. Un cuáquero rico, Elihu Robinson, se convirtió en su mentor y en otra fuente de estimulación hacia las matemáticas y las ciencias (especialmente la meteorología). A la edad de 26 años (1792), Dalton descubrió que ni él ni su hermano eran capaces de distinguir los colores. Le regaló a su madre unas medias (que él creía azules) y ella le preguntó sorprendida cuál era la razón por la que le daba unas medias de color escarlata, que no era apropiado para una mujer cuáquera. En su primer artículo científico importante, John Dalton proporcionó una descripción científica sobre este fenómeno que posteriormente se conoció con el nombre de daltonismo.

18 Biografía de Dalton En 1802 estableció su ley de las presiones parciales (Ley de Dalton). Cuando dos fluidos elásticos A y B se mezclan, no hay repulsión entre una partícula de A y otra de B, pero sí entre una partícula de B y otra partícula de B. También estableció una relación entre la presión de vapor y la temperatura. Su interés en los gases se derivaba de su afición a los estudios meteorológicos: siempre llevaba consigo sus aparatos del tiempo allí donde fuese, realizando a lo largo de su vida más de doscientas mil observaciones que anotaba en su diario constantemente. Gracias a estas observaciones, su mente analítica pudo encontrar relaciones numéricas entre los datos. En 1803, mientras trataba de explicar su ley de presiones parciales, comenzó a formular su mayor contribución a la ciencia: la teoría atómica. Se encontraba estudiando la reacción del óxido nítrico con oxígeno cuando descubrió que la reacción podía tener lugar con dos proporciones diferentes: a veces 1:1,7 y otras 1;3,4 (en peso). Ello llevó a Dalton a establecer la ley de las proporciones múltiples, que dice que los pesos de dos elementos siempre se combinan entre sí en proporciones de números enteros pequeños. En ese mismo año publicó su primera lista de pesos atómicos y símbolos. Menú

19 Antecedentes históricos El concepto de átomo surgió en la Grecia antigua entre un conjunto de filósofos que de forma genérica se han denominado atomistas. Aristóteles fue contrario a ellas y defendía que la materia era continua y se podía dividir siempre en trozos mas pequeños. Platón, por su parte, aunque proponía la existencia de forma elementales, no creía que fuesen indivisibles en otras mas pequeñas del mismo tipo. Es decir: los dos filósofos con mas influencia de occidente negaban la existencia de los átomos indivisibles, por eso el pensamiento medieval y renacentista no considera el concepto de átomo, y hay que esperar hasta 1803 para que John Dalton proponga una teoría coherente. Aristóteles Platón Menú

20 Teoría atómica de Dalton Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales separadas e indestructibles Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de las cualidades Los átomos de distintos elementos tienen diferente masas y propiedades Los compuestos se forman de la unión de átomos de los correspondientes elementos en relación numérica sencilla. Los átomos de un determinado compuesto son, a su vez, idénticos en masa y en todas sus propiedades Errores de la teoría Menú

21 Errores de la teoría atómica de Dalton Los átomos son indestructibles Los átomos pueden ser fragmentados en reacciones de fisión. Los átomos son indestructibles Los átomos pueden ser fragmentados en reacciones de fisión. Los átomos de un elemento son iguales en masa Los átomos de un mismo elemento pueden no ser iguales en masa, como sucede en los isotopos. Los átomos de un elemento son iguales en masa Los átomos de un mismo elemento pueden no ser iguales en masa, como sucede en los isotopos. Los átomos de un compuesto Los átomos de un compuesto, no son tales, son moléculas de un compuesto. Los átomos de un compuesto Los átomos de un compuesto, no son tales, son moléculas de un compuesto.

22 Capitulo 2.3 Gases Comportamiento de los gases Ecuación de estado de los gases ideales Difusión y Efusión Teoría cinético-molecular Gases reales Menú principal

23 Comportamiento de los gases Estados de la materia Los sólidos se caracterizan por tener una forma y un volumen definidos, ya que las partículas por las cuales están formados, se encuentran unidas por grandes fuerzas de atracción, de modo que ocupan posiciones casi fijas. Las partículas del solido se distribuyen de una manera ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. NaCL Menú

24 Comportamiento de los gases Estados de la materia Los líquidos tienen un volumen constante. Los líquidos tienen fuerzas de atracción menores que los sólidos, debido a esto las partículas de los líquidos se pueden desplazar con libertad. Los líquidos no tienen forma fija, estos adoptan la forma del recipiente que los contiene. En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas, como si fueran una( se mueven todas juntas). Menú

25 Comportamiento de los gases Estados de la materia Los gases al igual que los líquidos, no tienen forma fija, pero a diferencia de estos su volumen tampoco es fijo. En los gases las fuerzas que mantienen unidas a las partículas son muy débiles, en un gas el numero de partículas por unidad de volumen es pequeño. Las partículas se mueven de formas desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que las contiene. Sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. Menú

26 Comportamiento de los gases Algunos compuestos que son gases a temperatura ambiente FormulaNombreCaracterísticas HCNCianuro de hidrogenoMuy toxico, tenue olor a almendras amargas H2SH2SSulfuro de hidrogenoMuy toxico, olor a huevos podridos COMonóxido de carbonoToxico, incoloro, inodoro CO 2 Dióxido de carbonoIncoloro, inodoro CH 4 MetanoIncoloro, inodoro, inflamable C2H4C2H4 EtilenoIncoloro, madura la fruta C3H8C3H8 PropanoIncoloro, gas embotellado Menú

27 Presión En términos generales, presión comunica la idea de una fuerza, un empuje que tiende a mover otra cosa en cierta dirección. La presión P es, de hecho, la fuerza que actúa sobre una área dada A: P = F A Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que están en contacto. Por ejemplo: El gas de un globo ejerce una presión sobre la superficie interna del globo. Ejemplo 1 x 10 5 N = 1 x 10 5 N 1 /M 2 = 1 x 10 5 Pa 1 M 2 Menú

28 Presión atmosférica estándar Corresponde a la presión normal en el nivel del mar, es la presión suficiente para sostener una columna de mercurio de 760 mm de altura. En unidades SI, esta presión es igual a x 10 5 Pa. La presión atmosférica estándar define algunas unidades no SI comunes con que suelen expresarse las presiones de los gases, como la atmosfera(atm) y el milímetro de mercurio(mm Hg), esta también se denomina torr. Columna de aire Fuerza gravitacional Presión de 1 atm en la superficie del planeta Ejemplo Menú

29 Las leyes de los gases Experimentos realizados con un gran numero de gases revelan que se necesitan cuatro variables para definir la condición física, o estado, de un gas: temperatura( T ), presión( P ), volumen( V), y la cantidad del gas que suele expresarse como el numero de moles( n ). Las ecuaciones que expresan las relaciones entre T, P, V, y n, se conocen como leyes de los gases. Relación presión – volumen : ley de Boyle Relación temperatura – volumen : ley de Charles Relación cantidad de volumen : ley de Avogadro Seleccione la ley Menú

30 Ley de Boyle Si se reduce la presión sobre un globo, este se expande. Esta es la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmosfera. Por otro lado, cuando un volumen de gas se comprime, la presión del gas aumenta. El químico británico Robert Boyle( ), fue el primero en investigar la relación entre la presión de un gas y su volumen. Para realizar sus experimentos, Boyle utilizo un tubo en forma de J, como se explica en el ejemplo. Ejemplo Una cantidad de gas queda atrapada en el tubo detrás de una columna de mercurio, Boyle cambio la presión a la que estaba sometido el gas, agregando mercurio al tubo, y observo que el volumen del gas disminuía al aumentar la presión, por ej, si aumentaba al doble la presión, el volumen del gas se reducía a la mitad de su valor original. Expresión en términos matemáticos Expresión en términos matemáticos

31 Ley de Boyle Volumen gas 60 mL Hg Presión atmosférica Volumen gas 30 mL En el tubo de la izquierda el volumen de gas atrapado en el tubo es de 60 mL, cuando la presión del gas es 760 torr. En el tubo de la derecha se ha agregado mercurio adicional, esto hace que el gas atrapado se comprima. Presión atmosférica

32 Ley de Boyle La ley de Boyle resume estas observaciones: El volumen de una cantidad fija de gas mantenida a una temperatura constante es inversamente proporcional a la presión. Cuando dos mediciones son inversamente proporcionales, una disminuye cuando la otra aumenta. La ley de Boyle se puede expresar en términos matemático así: V = constante x 1 o P PV = constante

33 Ley de Charles Los globos de aire caliente se elevan porque el aire se expande cuando se calienta. El aire caliente que esta dentro del globo es menos denso que el aire frio del entorno a la misma presión. La diferencia de densidad hace que el globo ascienda. De forma similar, un globo se encoge si se le enfría, como se observa en el ejemplo. Ejemplo La relación entre el volumen de un gas y su temperatura fue descubierta en 1787por el científico francés Jacques Charles( ). Charles observo que el volumen de una cantidad fija de gas a presión constante aumenta de forma lineal con la temperatura. Expresión de la ley de Charles Expresión de la ley de Charles

34 Ley de Charles Cuando se vierte nitrógeno liquido( -196 ° C ) sobre un globo, el gas que esta dentro del globo se enfría y el volumen disminuye.

35 Ley de Charles El volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Así la duplicación de la temperatura absoluta, digamos de 200 K a 400 K, hace que el volumen del gas aumente el doble. Matemáticamente la ley se puede expresar de la siguiente manera: V = constante x T o V = constante T El valor de la constante depende de la presión y de la cantidad de gas. Ejemplo 200 K 400 K

36 Ley de Avogadro A medida que agregamos gas a un globo, este se expande. El volumen de un gas depende no solo de la presión y la temperatura, sino también de la cantidad de gas. La relación entre la cantidad de un gas y su volumen se deduce de los trabajos de Joseph Louis Gay-Lussac( ) y Amadeo Avogadro( ). Gay-Lussac realizo varios experimentos sobre las propiedades de los gases. En 1808, descubrió la ley de los volúmenes de combinación: a una presión y temperatura dadas, los volúmenes de gases que reaccionan entre si, están en proporciones de números enteros y pequeños. Ejemplo Tres años después Amadeo Avogadro interpreto la observación de Gay-Lussac proponiendo lo que ahora se conoce como la hipótesis de Avogadro. Ejemplo hipótesis de Avogadro Ley de Avogadro

37 Ley de los volúmenes de combinación Dos volúmenes de hidrogeno Un volumen de oxigeno Dos volúmenes de vapor de agua + Dos volúmenes de hidrogeno gaseoso reaccionan con un volumen de oxigeno gaseoso para formar dos volúmenes de vapor de agua

38 Comparación que ilustra la hipótesis de Avogadro HeN2N2 CH 4

39 Ley de Avogadro El volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al numero de moles de un gas V = constante x n Así, entonces el doble del numero de moles de gas hará que el volumen se duplique, si la temperatura y la presión permanecen constantes

40 Ecuación de estado de los gases ideales Anteriormente revisamos tres leyes de los gases de importancia histórica, que describen las relaciones entre las cuatro variables P,V,T y n, las cuales definen el estado de un gas. Cada ley se obtuvo manteniendo constante dos variables para ver como las otras dos se afectaban mutuamente. Entonces podemos expresar cada ley como una relación de proporcionalidad. Ley de Boyle V α 1 ( n, T constantes) P Ley de Charles V α T ( n, P constantes) Ley de Avogadro V α n ( P, T constantes) Menú

41 Ecuación de estado de los gases ideales Ley de Boyle V α 1 ( n, T constantes) P Ley de Charles V α T ( n, P constantes) Ley de Avogadro V α n ( P, T constantes) Podemos combinar estas relaciones para escribir una ley de los gases mas general V α nT P Incluimos R como constante de proporcionalidad V = R ( ) nT P PV = nRT Ecuación del gas ideal Menú

42 Ecuación de estado de los gases ideales PV = nRT El termino R de la ecuación del gas ideal se denomina constante de los gases. El valor y las unidades de R dependen de las unidades de P,V,n y T. La temperatura siempre debe expresarse como temperatura absoluta. La cantidad de gas n, normalmente se expresa en moles. Las unidades preferidas para la presión y el volumen ser atm y litros, respectivamente. Ejercicio de aplicación Valores de R Menú

43 Calcular el volumen de un mol de gas, que se encuentra a atm de presión y a 0.00°C. V = nRT = (1 mol) ( atm L / mol K) ( K) = 22.41L P atm Las condiciones de 0 °C y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar(TPE). Muchas propiedades de los gases se tabulan a estas condiciones. El volumen que ocupa un mol de gas ideal a TPE es 22.4 L, se denomina como volumen molar de un gas ideal a TPE. Solución

44 Valores de R

45 Ecuación de estado de los gases ideales La ecuación del gas ideal explica satisfactoriamente las propiedades de casi todos los gases en diversas circunstancias, pero no describe con exactitud los gases reales. Así, el volumen medido, V, en condiciones dadas de presión, numero de moles y temperatura podría ser diferente del volumen calculado con la ecuación PV = nRT Menú

46 Difusión y Efusión Según la teoría-cinético molecular, la energía cinética promedio de cualquier grupo de moléculas de gas, tiene un valor especifico a una temperatura dada. Así, un gas compuesto por partículas ligeras, como He, tiene la misma energía cinética promedio que uno constituido por partículas mucho mas pesadas, como Xe, siempre cuando los dos gases se encuentren a la misma temperatura. La masa m, de las partículas del gas mas ligero es menor que las partículas del gas mas pesado, esto trae como consecuencia, que las partículas del gas mas ligero deben tener una velocidad mayor, que las partículas del mas pesado. De esto se deduce la siguiente relación cuantitativa: u = 3RT M Observamos que la masa se encuentra en el denominador, cuanto menor sea la masa de las moléculas del gas, la velocidad será mayor. Menú

47 Difusión y Efusión La dependencia de las velocidades moleculares respecto a la masa tiene varias consecuencias interesantes. El primer fenómeno es la difusión, que es la dispersión de una sustancia dentro de un espacio o dentro de una segunda sustancia. El segundo fenómeno es la efusión, que es el escape de las moléculas de un gas a través de un agujero diminuto hacia un espacio evacuado. Ejemplo difusión Ejemplo efusión Menú

48 Difusión Las moléculas de perfume se difunden dentro de la habitación

49 Efusión Reproducir Las moléculas escapan de su recipiente hacia el espacio evacuado, solo cuando por casualidad pasan por el agujero.

50 Teoría cinético-molecular La ecuación del gas ideal describe como se comportan los gases, pero no explica porque se comportan como lo hacen ¿Por qué se expande un gas cuando se calienta a presión constante?, ¿ O porque aumenta su presión cuando el gas se comprime a temperatura constante?. Para entender las propiedades físicas de los gases, se necesita de un modelo que ayude a visualizar que pasa con las partículas de los gases cuando se cambian las condiciones experimentales. Este modelo que necesitamos es la teoría cinético – molecular, esta se desarrollo a lo largo de un periodo de 100 años, que culmino en 1857 cuando Rudolf Clausius( ) publico una forma completa y satisfactoria de la teoría. Enunciados de la teoría Aplicación a las leyes de los gases

51 Postulados teoría – cinético molecular Los gases consisten en grandes cantidades de moléculas que están en continuo movimiento aleatorio. El volumen total de las moléculas del gas es insignificante en comparación con el volumen total en el que esta contenido el gas. Las fuerzas de atracción y repulsión en las moléculas del gas son insignificantes. Se puede transferir energía entre las moléculas durante los choques, pero la energía cinética promedio de las moléculas no cambia con el tiempo. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta. A cualquier temperatura dada, las moléculas de todos los gases tienen la misma energía cinética promedio. Menú

52 Aplicación a las leyes de los gases Efecto de un aumento de volumen a temperatura constante El hecho de que la temperatura se mantiene constante implica que la energía cinética promedio de las moléculas del gas no cambia. Esto a su vez implica que la velocidad cuadrática media de las moléculas, no cambia. Sin embargo, si el volumen aumenta, las moléculas deberán recorrer distancias mayores para que se efectúen choques, en consecuencia, habrá menos choques por unidad de tiempo contra las paredes del recipiente y de esta manera se entiende la disminución de la presión. Efecto de un aumento de la temperatura a volumen constante Un aumento de la temperatura implica un aumento en la energía cinética promedio de las moléculas, y por tanto, un aumento en su velocidad. Si no hay cambio en el volumen, habrá mas choques con las paredes por unidad de tiempo, además el cambio de ímpetu o cantidad de movimiento en cada choque aumenta, lo que hace que las moléculas golpeen las paredes del recipiente con mas fuerza, así el modelo explica el aumento de la presión. Menú

53 Gases reales Los supuestos básicos de la teoría - cinético molecular nos ayudan entender por que los gases reales se desvían respecto al comportamiento ideal. Se supone que las moléculas de un gas ideal no ocupan espacio y no ejercen atracciones entre si. Las moléculas reales, sin embargo, si tienen un volumen finito y si se atraen. Como se muestra en el el espacio libre y desocupado en el que pueden moverse las moléculas es un poco menor que el volumen del recipiente, así el volumen libre disponible para las moléculas es prácticamente todo el volumen del recipiente. Al aumentar la presión, el espacio libre en el que las moléculas pueden moverse es una fracción mas pequeña que el volumen total del recipiente. Es por ello que, en estas condiciones, el volumen de un gas tiende a ser un poco mayor que el predicho por la ecuación del gas ideal. Ejemplo

54 Gases reales Además las fuerzas de atracción entre las moléculas entran en acción a distancias cortas, como cuando las moléculas se encuentran apiñadas por la elevada presión. A causa de estas fuerzas de atracción, el impacto de una molécula dada contra la pared del recipiente se reduce. Si pudiéramos detener la acción de un gas, la posición de las moléculas podría semejarse al ejemplo. Ejemplo Menú

55 Gases reales Efecto de las fuerzas de atracción intermoleculares sobre la presión que ejerce un gas sobre las paredes de su recipiente. La molécula que esta a punto de chocar con la pared experimenta fuerzas de atracción de las moléculas cercanas, y su impacto sobre la pared se reduce. Las fuerzas de atracción solo se vuelven significativas en condiciones donde la presión es elevada, cuando la distancia media entre ellas es pequeña.

56 Gases reales Reproducir El espacio para que se muevan las moléculas es prácticamente todo el volumen del recipiente. El espacio para que se muevan las moléculas es un poco menor que el volumen del recipiente.

57 Ecuación de van der Waals Los ingenieros y científicos que trabajan con gases a altas temperaturas no pueden utilizar en muchos casos, la ecuación del gas ideal para predecir las propiedades de presión y volumen de los gases, porque las desviaciones respecto al comportamiento ideal son demasiado grandes. Una ecuación útil que se ha desarrollado para predecir el comportamiento de los gases reales fue propuesta por el científico holandés Johannes van der Waals( ). La ecuación del gas ideal propone lo siguiente: Van der Waals se percato de que, en el caso de un gas real, esta expresión tendría que corregirse por dos efectos: el volumen finito que ocupan las moléculas del gas y las fuerzas de atracción entre las moléculas del gas. El introdujo dos constantes, a y b, para efectuar dichas correcciones. PV = nRT P = nRT - n 2 a V – nb V 2 Corrección atracciones moleculares Corrección volumen de las moléculas Menú

58 Ecuación de van der Waals P = nRT - n 2 a V – nb V 2 El factor nb, reduce el volumen, pues da cuenta del volumen finito que ocupan las moléculas del gas. La constante b es una medida del volumen real ocupado por un mol de moléculas de gas, y tiene unidades de L / mol. A su vez el factor n 2 a / V 2 disminuye la presión, este factor da cuenta de las fuerzas de atracción entre las moléculas del gas. La ecuación anterior se reacomoda de la siguiente manera: (P + n 2 a / V 2 ) ( V – nb ) = nRT Las constantes de van der Waals a y b, son diferentes para cada gas. Ver tabla Menú

59 Gases reales Sustanciaa ( L 2 – atm/ mol 2 b ( L / mol He Ne Ar N2N O2O CH CCl Nótese que los valores de a y b generalmente aumentan al aumentar la masa molecular y al aumentar la complejidad de la estructura de la molécula.


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