ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

Transcripción

1 ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 1

2 Estados de agregación de la materia Introducción Leyes de los gases Ecuación de estado de los gases ideales Ley de Dalton de las presiones parciales Teoría cinético-molecular Gases reales Atracciones intermoleculares Estado líquido Estado sólido Diagramas de fases (P-T) 2

3 Estados físicos de la materia 3

4 Cambios de estado equilibrio Punto de ebullición equilibrio Punto de fusión Curva de enfriamiento para la conversión de agua vapor a hielo 4

5 Características físicas de los gases Se expanden hasta llenar el recipiente que los contiene. Son muy compresibles (su volumen disminuye muy fácilmente). Forma mezclas homogéneas unos con otros sin importar las identidades ni las proporciones relativas de los gases componentes. Tienen densidades mucho más pequeñas que los liquidos y los sólidos. 5

6 Elementos que existen como gases a 25 º C y 1 atmósfera Un gas es una sustancia que normalmente se halla en estado gaseoso. Un vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia que es líquida o sólida a T y P normales. 6

7 No hay una regla simple que nos ayude a determinar si cierto compuesto molecular es un gas en c.n. 7

8 Leyes de los gases Ecuación de estado V = f (n, P, T) En sólidos y líquidos la ecuación de estado es muy complicada y, además, distinta para cada sustancia. En gases es una ecuación sencilla y válida para todos ellos. Leyes de los gases 8

9 Leyes de los gases: Ley de Avogadro Relación entre la masa y el volumen de un gas V = cte n V 1 = n 1 V n 2 2 A temperatura y presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente. 9

10 Volumen molar normal. Hipótesis de Avogadro Volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas. Volumen molar normal, es el volumen ocupado por un mol de gas a presión y temperatura normal y tiene un valor de 22,4 L constante para todos los gases. 10

11 Leyes de los gases: Ley de Boyle Relación entre el volumen y la presión de un gas Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye Para una masa de gas constante y temperatura constante el volumen es inversamente proporcional a su presión 11

12 Ley de Boyle Alta presión Baja presión 1 V = cte PV = cte P 1V1 = P2 V2 P 12

13 Leyes de los gases: Ley de Charles & Gay- Lussac s Relación entre el volumen y la temperatura de un gas Para una masa de gas constante y presión constante el volumen se expande cuando se calienta y se contrae cuando se enfría. 13

14 En estado líquido Ley de Charles & Gay-Lussac s T > T condensación La temperature debe estar en grados Kelvin Baja presión T (K) = t ( º C) + 273,15 Alta presión Cero absoluto V = cte T V = T cte V 1 = T 1 V T

15 Ecuación del gas ideal Ley de Boyle: V α 1 P Ley de Charles: V α T (n, T constantes) (n, P constantes) V α nt P Ley de Avogadro: V α n (P, T constantes) V = constant x nt P = R nt P PV = nrt 15

16 Ecuación del gas ideal PV = nrt R = PV nt = 1atm x L 1mol x K = atm*L mol*k R es la constante universal de los gases R = 0,08206 L atm/mol K= = 1,987 cal /mol K= = 8,314 J /mol K= = 8, g m 2 /s 2 mol K= = 8,314 m 3 Pa /mol K= = 62,36 L torr /mol K 16

17 Mezclas de gases. Presiones parciales Ley de Dalton V y T son constantes P 1 P total = P 1 + P 2 P 2 La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo. 17

18 Mezclas de gases. Presiones parciales Para dos gases, A y B, contenidos en un volumen V. P A = n ART V P B = n BRT V X A = X B = n A n A + n B n B n A + n B P T = P A + P B = n A RT V n B RT + = V (n A +n B )RT V P A / P T = n A /n T P B / P T = n B /n T P i = X i P T 18

19 Teoría cinética-molecular Postulado 1: Volumen de las partículas Puesto que el volumen de las partículas del gas es insignificante en comparación con el volumen total en el que está contenido, las partículas de gas consideramos que tienen masa pero no volumen. Postulado 2: Movimiento de las partículas Las partículas del gas están en continuo movimiento aleatorio que se desplazan en línea recta hasta que chocan. Postulado 3: Colisiones entre partículas Las colisiones son elásticas y por tanto la energía cinética de las partículas es constante. La energía cinética promedio de las partículas es proporcional a la temperatura absoluta. A una temperatura dada, las partículas de todos los gases tienen la misma energía cinética promedio. ε = mu u 2 : velocidad cuadrática media m: masa de la molécula N: número de moléculas ν1 + ν ν u = N 2 k 19

20 Velocidades moleculares Velocidad y temperatura A bajas temperaturas las mayoría de las moléculas de un gas presentan velocidades próximas a la velocidad media del gas A altas temperaturas una alta proporción de las moléculas presentan velocidades que difieren mucho de la velocidad media Distribución de velocidades según Maxwell para las moléculas de N 2 a tres temperaturas diferentes 20

21 Velocidades moleculares Velocidad y masa molecular Cuanto mayor es la masa molecular, más estrecho es el rango de velocidades Las moléculas más ligeras se mueven más rápido, en promedio Distribución de velocidades según Maxwell para tres gases a la misma tempetatura u = 3RT M 21

22 Gases reales. Desviaciones respecto al comportamiento ideal. Para 1 mol de gas ideal PV = nrt n = PV RT = 1.0 Fuerzas atractivas NH 3 Presiones elevadas: grandes desviaciones HCl 17 g/mol 36 g/mol 22

23 Gases reales. Desviaciones respecto al comportamiento ideal. 1 mol de N 2 Al la temperatura comportamiento ideal 23

24 Gases reales. Ecuación de Van der Waals. Corrección por las atracciones moléculares 2 n a V ( V nb) = nrt P + 2 Corrección por el volumen de las moléculas Gas a(l 2 -atm/mol 2 ) b(l/mol) He Ne Ar Kr Xe H N O Cl CO NH H 2 O Atracciones intermoleculares Suavizan el impacto 2 n a P ideal = Preal + 2 V 24

25 Atracciones intermoleculares Interacciones ion-ion Interacciones dipolo-dipolo Enlace de hidrógeno 25

26 Propiedades de los líquidos Viscosidad es la resistencia a fluir que presenta un líquido Fuerzas intermoleculares fuertes elevada viscosidad 26

27 Propiedades de los líquidos Viscosidad del agua a varias temperaturas Temperature ( 0 C) Viscosity (N*s/m 2 )* x x x x10-3 La viscosidad disminuye al aumentar la temperatura ( º C) 27

28 Propiedades de los líquidos Tension superficial es la cantidad de energía requerida para aumentar el área de un líquido en una unidad de área. Las moléculas de la superficie experimentan una fuerza neta hacia adentro Fuerzas intermoleculares fuertes Las moléculas interiores experimentan atracciones iguales en todas direcciones elevada tensión superficial Base molecular de la tension superficial 28

29 Propiedades de los líquidos Tensión superficial y fuerzas entre partículas Tensión superficial Sustancia Fórmula (J/m 2 ) at 20 0 C Fuerzas principales eter dietílico CH 3 CH 2 OCH 2 CH 3 1,7x10-2 dipolo-dipolo; dispersión etanol CH 3 CH 2 OH 2,3x10-2 enlace H butanol CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 OH 2,5x10-2 enlace H; dispersión agua H 2 O 7,3x10-2 enlace H mercurio Hg 48x10-2 enlace metálico 29

30 Propiedades de los líquidos Fuerzas de cohesión: son las fuerzas intermoleculares que unen moléculas similares unas a otras. Fuerzas de adhesión: son las fuerzas intermoleculares que unen una sustancia a una superficie. Adhesión F adhesión > F cohesión menisco Cohesión F cohesión >> F adhesión 30

31 Propiedades de los líquidos fuerzas adhesivas fuerzas cohesivas fuertes agua mercurio 31

32 Equilibrio líquido-vapor. Presión de vapor B El número de moléculas que dejan el líquido es igual al número de moléculas que regresan a él. Velocidad de evaporización Presión de vapor (T constante) V vap > V cond V vap = V cond Velocidad de condensación Presión ejercida por el vapor cuando los estados líquido y gaseoso están en equilibrio dinámico 32

33 Presión de vapor. Volatilidad Número de moléculas Número de moléculas con velocidad suficiente para pasar al vapor a T 1 y T 2 Energía cinética necesaria para vencer las Energía cinética E 1 E 2 fuerzas intermoleculares en el líquido 33

34 Presión de vapor. Aparato de medida P gas =Presión de vapor de equilibrio 34

35 Punto de ebullición: Temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión exterior. Punto de ebullición normal: Punto de ebullición de un líquido a una presión de 1 atm. 35

36 Calor molar de vaporización ( H vap ) es la energía requerida para vaporizar 1 mol de un líquido. 36

37 Calor molar de vaporización ( H vap ) es la energía requerida para vaporizar 1 mol de un líquido. Ecuación de Clausius-Clapeyron P = (equilibrium) vapor pressure ln P = - H vap RT + C T = temperature (K) R = gas constant (8.314 J/K mol) 37

38 Calor molar de vaporización y punto de ebullición Regla de Trouton: Para líquidos en los que no intervienen enlaces de hidrógeno Ho vap T eb 85J/(K mol) 38

39 Sólido cristalino tiene los átomos (iones o moléculas) agrupados ordenadamente según leyes geométricas determinadas y guardando sus posiciones ciertas relaciones de simetría. Sólido amorfo carecen de un ordenamiento definido y de un orden repetido. Sólido Distribución tridimensional Estado sólido Variación propiedades físicas Punto de fusión Ruptura Estabilidad Cristalino Regular y repetida Anisótropos Definido Fragmentos de caras planas Grande Amorfo Al azar Isótropos Ablandamiento gradual Fragmento de caras no planas Menor 39

40 Tipos de cristales. Iónicos (NaCI, CaBr, K 2 SO 4, sales típicas...) Puntos reticulares ocupados por cationes y aniones Se mantienen unidos mediante fuerzas electrostáticas Duros, quebradizos, puntos de fusión altos (400 a ºC) Malos conductores de calor y electricidad CsCl ZnS CaF 2 40

41 Tipos de cristales. Covalentes (SiO 2, C (diamante), C (grafito) ) Puntos reticulares ocupados por átomos Unidos mediante enlaces covalentes Muy duros, puntos de fusión altos (1.200 a ºC) Malos conductores térmicos y eléctricos Átomos carbono diamante grafito 41

42 42

43 Tipos de cristales. Metálicos Puntos reticulares ocupados por átomos metálicos Unidos por enlace metálico De blando a muy duros, margen amplio de puntos de fusión(- 39 a ºC) Buenos conductores térmicos y eléctricos Núcleo metálico Gas de electrones 43

44 Sólidos amorfos: carecen de distribución tridimensional regular de átomos. Vidrio (SiO 2, Na 2 O, B 2 O 3, ): producto de fusión de materiales inorgánicos ópticamente transparente que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar. Cuarzo cristalino (SiO 2 ) Vidrio de cuarzo no cristalino 44

45 Cambios de fase Una fase es una parte homogénea del sistema en contacto con otra parte del sistema pero separada de ella por un límite bien definido. 2 fases 1 fase sólida: hielo 1 fase líquida: agua 45

46 Cambios de fase: cambio físico donde cambia el orden molecular Paso a un estado menos ordenado H > 0 Paso a un estado más ordenado H < 0 Menor orden Mayor orden 46

47 Cambios de fase. Curvas de enfriamiento. Punto de ebullición equilibrio equilibrio Punto de fusión Curva de enfriamiento para la conversión de agua vapor a hielo 47

48 Diagrama de las fases. Ley de Clausius- Clapeyron P Punto triple Sólido Líquido Vapor T dp dt H = T V 48

49 Diagrama de fase del H 2 O B C fusión congelación vaporización condensación A D sublimación deposición 49

50 Diagrama de fase del CO 2 B C A D 50

51 Por: Dr. J.A. Organero Gallego Universidad de Castilla la-mancha UCLM 51