Curso II 2011Clases teóricas

1 clases semanal de 3 h

Clases de consultaExámenes regulatorios, Talleres,

Exposiciones , Recuperativo y Sustitutivo

Material de Estudio1. Libros de TextoBarrow, G.M. (1988). Química Física. 4ª Ed. Ed. Reverté. Levine, I.N. (1996). Fisicoquímica. 4ª Ed. Ed. Mc Graw Hill. Castellan, G.W (1987). Fisicoquímica. 2ª Ed. Ed. Addison-Wesley. N. Levine, Fisicoquímica (Cuarta edición. Volumen 2) (McGraw-Hill, Madrid, 1997). Ira N. Levine, Problemas resueltos de Fisicoquímica (McGraw-Hill, Madrid, 1985). AudiP. W. Atkis, Fisicoquímica (Addison-Wesley Iberoamericana, Wilmington,

1991). Barrow, G.M. (1988). Química Física. 4ª Ed. Ed. Reverté. Levine, I.N. (1996). Fisicoquímica. 4ª Ed. Ed. Mc Graw Hill. Castellan, G.W (1987). Fisicoquímica. 2ª Ed. Ed. Addison-Wesley. N. Levine, Fisicoquímica (Cuarta edición. Volumen 2) (McGraw-Hill, Madrid, 1997). Ira N. Levine, Problemas resueltos de Fisicoquímica (McGraw-Hill, Madrid, 1985). AudiP. W. Atkis, Fisicoquímica (Addison-Wesley Iberoamericana, Wilmington,

1991). (Mexico), 2004.

Curso de Fisicoquímica Universidad Politécnica Territorial Andrés Eloy BlancoTemas principales:1.Introducción a la Físico Química

ambiental y las Leyes del equilibrio2.Transmisión del calor3. Fenómenos de fase relacionados con

hidrología4.Fenómenos de fase relacionados con

emisiones gaseosas

Comprender los procesos químicos y físicos con el fin

de poder predecirlos y controlarlos

Objetivo de la Fisicoquímica

¿Por qué un curso de fisicoquímica ?

Contribuye en forma importante al conocimiento químico experimental y al reconocimiento de la química como una ciencia exacta.

Los fenómenos son descriptos según la fisicoquímica: (a) termodinámica y (b) cinéticamente.

Las áreas de aplicación son: Aspectos medioambientales mezclas de contaminantes (coloides, micelas ), cinética de absorción de contaminantes Corrosión atmosférica

Materia

Estados físicos Clasificación Propiedades

Sustancias puras Mezclas

SólidoLíquidoGaseosoPlasma

FísicasQuímicas

Todo lo que tiene masa y por tanto, también ocupa espacio

Estados físicos de la materia

Estado Forma Volumen

Sólido Definido Definido

Líquido Indefinido Definido

Gas Indefinido Indefinido

Propiedades de Sólidos,Líquidos y Gases

Estado Compresibilidad

Propiedades submicroscópicas

de las partículas

Sólido Insignificante En contacto y empaquetadas

Líquido Muy poco En contacto y en movimiento

Gas Alto Separadas

Propiedades de Sólidos,Líquidos y Gases

Estado de alta energía de la materia, similar al gaseoso pero compuesto de electrones y núcleos aislados en vez de átomos o moléculas enteros y discretos.

Plasma

Sólidofusión

Líquidoevaporación

Gas (vapor)

condensacióncongelamiento

Cambios de estado

sublimación

depositación

FISICOQUIMICA2011

Repaso- Introducción- Ley cero de la termodinámica- Propiedades de los gases

gases ideales

FisicoquímicaFisicoquímica

TermodinámicaTermodinámica

Calor Calor

TrabajoTrabajo

EnergíaEnergía

ESPONTANEIDADESPONTANEIDAD

UNIVERSO

SISTEMA

p V T n

ALREDEDORES

ABIERTOS Intercambian materia y energía con los alrededores

AISLADOS

CERRADOS

Permeables

Impermeables

Intercambio de materia

No hay intercambio de materia

Diatérmicos

Adiabáticos

Intercambio de calor

No hay intercambio de calor

SA

El sistema y los alrededores pueden interaccionar el uno con el otro, a través de los LIMITES

Características del estado de un sistemaSe encuentra en equilibrio con los alrededores.Propiedades macroscópicas:

Presión: 1 atm= 1.01325 bar= 760 torr = 760 mmHg

= 1 Pa = 10-5 barTemperatura: ºC= K - 273.15Volumen: m3, l, ml, cm3

Cantidad de materia: moles

Procesos Un sistema evoluciona desde el estado A al estado B

Irreversible o espontáneoson los procesos que ocurren en la naturaleza

Reversibleno ocurre en la naturaleza el sistema alcanza el estado final mediante infinitos estados de equilibrio por la acción de una fuerza impulsora.

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Principio cero de la termodinámicaPuede producirse cambio de estado cuando

se ponen en contacto 2 objetos, que es el resultado del flujo de energía en forma de calor.

La Temperatura (T) es la propiedad que indica la dirección del flujo de energía.

La Temperatura es la propiedad que indica si dos objetos alcanzan el equilibrio térmico cuando se ponen en contacto a través de un límite diatérmico.

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Contenidos1.-  Leyes de los gases:

1.1.    Ley de Boyle-Mariotte.1.2.   Ley de Charles Gay.Lussac.

2.-  Gases ideales.3.-  Teoría cinética de los gases.4.-  Ecuación general de un gas ideal.5.-  Volumen molar.6.-  Mezcla de gases. Presión parcial.

LEYES DE LOS GASES Cualquier muestra dada de un gas puede

describirse en función de cuatro propiedades fundamentales:

Masa (aparece con el número de moles)VolumenPresión Temperatura

ROBERT BOYLE

GAY-LUSSAC

LEY DE BOYLE-MARIOTTEPara una determinada

masa de gas el volumen es inversamente proporcional a la presión ejercida, si la temperatura se mantiene constante:

P.V = constante. (T y m constantes)

Se puede enunciar también:"Para una misma masa de

un gas a temperatura constante el producto del volumen del gas por la presión que ejerce es constante“

P . V = cte P0.V0 = P1.V1

LEY DE CHARLES y GAY-LUSSAC

En la práctica, todos los gases se condensan para dar líquidos y sólidos a temperaturas superiores a los –273 ºC por lo que, de hecho, ningún gas puede ser enfriado hasta que se anule su volumen.

En lugar de escoger arbitrariamente el punto de fusión del hielo como el cero de la escala de temperaturas, como se hace en la escala Celsius, es posible escoger de forma lógica y conveniente el cero absoluto como cero de una escala de temperaturas.

LEY DE CHARLES y GAY-LUSSAC

Esta elección del cero constituye la base de la escala absoluta o kelvin de temperaturas que fue sugerida por primera vez por el científico británico Lord Kelvin (1824-1.907).

De acuerdo con medidas precisas, el cero absoluto de temperaturas es -273,15 ºC.

Así, 0 K = - 273,15 ºC , y la escala Kelvin (K) se relaciona con la Celsius mediante la expresión:

T (ºC) = T (K) – 273 T (K) = T (ºC) + 273Debe observarse que, por convenio,

el signo de grado (º) no se utiliza cuando se expresan las temperaturas en la escala Kelvin

LEY DE AVOGADROPara cualquier gas en el que se

mantiene constante la temperatura y la presión, el volumen es directamente proporcional al número de moles:

V/n = cte.

1

1

0

0

n

V

n

V

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASESCombinando las tres leyes anteriores, junto con

la de Avogadro: P . V = cte Ley de Boyle V / T = cte Ley de Charles P / T = cte Ley de Gay-Lussac V / n = cte Ley de Avogadro Se deduce la ecuación general de los gases:

P . V = n . R . T

Un recipiente contiene inicialmente una determinada cantidad de gas, en las condiciones P0, V0 y T0.

Sobre él se ejerce una transformación , de manera que su masa no cambie, alcanzando las siguientes condiciones finales: P1, V1 y T1.

Al aplicar la ley general de los gases en a cada situación P0 V0 = n RT0 y P1 V1 = n RT1

despejar nR en las dos ecuaciones e igualarlas queda la expresión:P0 V0 P1 V1

=

T0 T1

Cuando n =1 mol, R=0,082 atm.l/K.mol

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Leyes de los gasesLey de Boyle-Mariotte (a “T” constante).

p · V = constante; p1 · V1 = p2 · V2

Ley de Charles Gay-Lussac (a “p” constante).

V V1 V2 — = constante ; —— = —— T T1 T2

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Ecuación general de los gases ideales.Igualmente puede demostrarse que a V

constante: P

— = constante ; T

Con lo que uniendo las tres fórmulas queda: P · V

——— = constante ; T

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Ecuación general de los gases ideales.La constante depende de la cantidad de gas.

Para 1 mol Para “n” moles P · V P · V

——— = R ; ——— = n · R T T

que suele escribirse de la siguiente forma:

p ·V = n ·R ·T

R = 0’082 atm·l/mol·K = 8’31 J/mol·K

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Condiciones normalesSe denominan condiciones normales (C.N.) a

las siguientes condiciones de presión y temperatura:

P = 1 atmósferaT = 0 ºC = 273 K

Ecuaciones de Estado Propiedades Extensivas e Intensivas

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EjemploEjemplo:: A la presión de 3 atm y 20 ºC, una cierta masa gaseosa ocupa un volumen de 30 litros. Calcula el volumen que ocuparía en condiciones normales.

p1·V1 p2· V2 p1·V1·T2 ——— = ———— V2 = ————— = T1 T2 p2·T1

3 atm · 30 l · 273 KV2 = —————————— = 83’86 litros83’86 litros 1 atm · 293 K

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Ejercicio:Ejercicio: Calcula la masa molecular de un gas, sabiendo que 32,7 g del mismo ocupan a 50ºC y 3040 mm de Hg de presión un volumen de 6765 ml

Como m m n =—— p · V = —— · R · T M M

Despejando M queda: m ·R ·T 32,7 g ·0’082 atm ·L ·323 K 760 mm Hg M= ———— =——————————————— ·—————— p · V mol ·K· 6,765 L ·3040 mm Hg 1 atm

M = 32,0 g/mol

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Despejando el volumen:

n · R · T 1 mol · 0’082 atm · L · 273 K V= ————— = ——————————————— = p mol · K 1 atm

= 22’4 litros

El volumen de un mol (V/n) se denominaVolumen molarVolumen molar que se expresa como22’4 L/mol y es idéntico para todos los gases tal y como indica la hipótesis de Avogadro.

Ejercicio:Ejercicio: ¿Qué volumen ocupará un mol de cualquier gas en condiciones normales?

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Ejercicio:Ejercicio: La densidad del gas butano (C4H10) es 1,71 g · l-1 cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra 640 mm Hg. Calcula su masa molar.

Como: n = m / M(C4H10) y densidad: d = m / VP · V = n · R · T = (m/M) · R · T de donde: m · R · T d · R · T

M = —————— = ———— P · V p

1,71 g · 0,082 atm · L · 348,15 K 760 mm HgM = ———————————————— · —————— =

L · mol · K · 640 mm Hg 1 atm

M= 58 g/mol58 g/mol que coincide con el valor numérico calculado a partir de Mat:

M (C4H10) = 4 Mat(C) +10 Mat(H)= 4 ·12 u + 10 ·1 u = 58 u

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Teoría cinética de los gases (postulados).Los gases están formados por partículas

separadas enormemente en comparación a su tamaño. El volumen de las partículas del gas es despreciable frente al volumen del recipiente.

Las partículas están en movimiento continuo y desordenado chocando entre sí y con las paredes del recipiente, lo cual produce la presión.

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Teoría cinética de los gases (postulados).Los choques son perfectamente elásticos, es

decir, en ellos no se pierde energía (cinética).La energía cinética media es directamente

proporcional a la temperatura.

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Presión parcialCuando existe una mezcla de gases se denomina

“presión parcial” de un gas a la presión ejercida por las moléculas de ese gas como si él solo ocupara todo el volumen.

Se cumple, por tanto la ley de los gases para cada gas por separadoSi, por ejemplo hay dos gases A y B pA·V = nA·R · T ; pB·V = nB·R·T

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Presión parcial (continuación).

pA·V = nA·R · T ; pB·V = nB·R·T Sumando miembro a miembro ambas

ecuaciones: (pA + pB) ·V = (nA+ nB) · R · TComo la suma de la presiones parciales es la

presión total: ptotal = pA+ pB

se obtiene que p ·V = n ·R ·T (ecuación general)

LEY DE CHARLES y GAY-LUSSAC "Para una determinada cantidad

(masa) de un gas que se mantiene a presión constante, el volumen es proporcional a su temperatura en la escala Kelvin".

V / T = cte

1

1

0

0

T

V

T

V

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Presión parcial (continuación).

La presión parcial es directamente proporcional al nº de moles:

nA pA nA—— = —— pA = —— · p = A · p n p ndonde A se llama fracción molar. Igualmente: nB

pB = —— · p = B · p n nA nB nA+ nB

pA + pB = — · p + — · p = ——— · p n n n

p = pA + pB

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Ejemplo:Ejemplo: Una mezcla de 4 g de CH4 y 6 g de C2H6 ocupa un volumen de 21,75 litros. Calcula: a) la temperatura de la mezcla si la presión total es de 0’5 atm; b) la presión parcial de cada gas.

a) 4 gn (CH4) =————— = 0,25 mol

16 g/mol 6 gn (C2H6) =————— = 0,20 mol 30 g/mol

n (total) = n (CH4) + n (C2H6) = 0,25 mol +0,20 mol = 0,45 mol

p ·V 0’5 atm · 21,75 L · mol · KT = ——— = —————————————— = 295 K

n ·R 0,45 mol · 0,082 atm · L

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Ejemplo:Ejemplo: Una mezcla de de 4 g de CH4 y 6 g de C2H6 ocupa un volumen de 21,75 litros. Calcula: a) la temperatura de la mezcla si la presión total es de 0’5 atm; b) la presión parcial de cada gas.

b) n (CH4) 0,25 mol

p (CH4) = ———— · p = ————— ·0,5 atm = n (total) 0,45 mol

p (CH4) = 0,278 atm

n (C2H6) 0,20 mol p (C2H6) = ———— · p = ————— ·0,5 atm =

n (total) 0,45 mol

p (C2H6) = 0,222 atm

Se comprueba que 0,278 atm + 0,222 atm = 0,5 atm

Gases IdealesConstituído por partículas de volumen nulo en el espacio.

No existen interacciones entre las partículas individuales del gas.

Ecuación de estadoPV = n RT

Gases RealesEcuaciones de estado más complejas que

los gases ideales. _

Gas ideal PV= 1n=1 RT

_Gas real PV= Z Factor den=1 RT

compresibilidad

Z depende de la presión, el volumen y la temperatura del gas real.

Cuanto más el eje Z se aleje de 1, más se aleja el gas del comportamiento ideal.

Ecuaciones de estado de los gases reales son expresiones matemáticas que proveen las compresibilidades (alejamiento de idealidad por fuerzas entre moléculas ): Ecuación virial.

_ Z = PV= 1 + B + C + D + ......

RT V V2 V3