UNIDAD 5. CONCEPTOS
GENERALES DE GASES, TERMOQUÍMICA Y
ELECTROQUÍMICA
5.1
Conceptos básicos: gas como estado de agregación, gas ideal, gas real,
propiedades críticas y factor de compresibilidad
Gas Real
Los gases reales son los que en condiciones ordinarias
de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la
temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases
reales se desvían en forma considerable de las de los gases ideales.
Gas Ideal
Los Gases
que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no
se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.
Estado Gaseoso
Los gases,
aunque no se puedan ver, constituyen una gran parte de nuestro ambiente, y
quehacer diario, ya que ellos son los responsables de transmitir: sonidos,
olores, etc. Los gases
Que representa el punto crítico.
Desde el
punto de vista de la temperatura, el punto crítico representa la temperatura
máxima a la cual un elemento permanece en estado líquido, y la presión crítica,
es la presión medida a esta temperatura.
El factor de compresibilidad
El factor de
compresibilidad Z es un
factor que compensa la falta de idealidad del gas, así que la ley de los gases
ideales se convierte en una ecuación de estado generalizada.
Una forma de
pensar en z es como un factor que convierte la ecuación en una igualdad. Si sé
grafica el factor de compresibilidad para una temperatura dada contra la
presión para diferentes gases, se obtienen curvas. En cambio, si la
compresibilidad se grafica contra la presión reducida en función de la
temperatura reducida, entonces para la mayor parte de los gases los valores de
compresibilidad a las mismas temperatura y presión reducidas quedan
aproximadamente en el mismo punto.
5.2
Propiedades PVT: ley de Boyle, Charles, Gay-Lussac. Ecuacion general del estado
gaseoso
Ley de Boyle-Mariotte
También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y cantidad
de gas constante, el volumen de ungas es inversamente proporcional a su
presión.
Leyes de Charles y Gay-Lussac
En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos,
basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787. Se considera así al proceso
isobárico para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de
Gay Lussac.
Ley general del estado gaseoso ( ley combinada)
Combinando las leyes de charles y de boyle-mariotte tenemos:
El volumen de una determinada muestra de gas es directamente proporcional a
la temperatura absoluta e inversamente proporcinal a la presión aplicada:
V α T
P
V = K T
P
PV= KT
PV = K ……… (a)
T
Cuando un gas pasa de un estado inicial con sus valores establecidos de:
presión , volumen y temperatura a un estado final en el cual los valores de las
tres variables cambian, se establece el siguiente planteamiento:
ESTADO INICIAL ESTADO FINAL
Proceso
De acuerdo con la relación establecida en (a)
P i V i = K … … … (b)
T i
P f V f = K … … … (c)
T f
Relacionando (b) y (c)
en una sola ecuación
P i V i = P f V f
T i T f … … (d)
Sustituyendo las letras
i y f por los números 1 y 2 respectivamente, se tiene:
P1 V1 = P 2 V 2
T 1 T 2
O bien,
T 2 P1 V1= T1 P2 V2
Ecuación General del Estado Gaseoso
Esta ecuación es de
utilidad más amplia, debido a que en la practica las tres variables: presión,
volumen y temperatura no varían en forma independiente sino relacionadas o
combinadas.
Ejemplo: En el suelo un
globo aerostático tiene un volumen de 100 kilolitros a una temperatura de 27º C
y una presión de 585 mmHg. se eleva hasta una altura en que su presión baja a
300mmHg y su volumen aumenta a 170.95m3. ¿Cuál es su
temperatura final en grados Celsius?
Datos Formula
V1= 100kL= 100m3 P1 V1 = P2
V2
T1 T2
T1= 27ºC + 273 = 300 ºk
P1= 585mmHg P1V1= T1 P2 V2
V2 = 170.95m3 T2 = T1P2V2
P1V1
P2 = 300mmHg T2= 300ºK x 300mmHg x 170.95
m3
585mmHg x 100m3
T2 = ?ºC
T2= 263ºK -273
T2= -10ºC
5.3 Termoquímica
La Termoquímica es la parte de la
química que trata la relación entre el calor con las reacciones químicas, pero
generalmente la termoquímica es la aplicación de la termodinámica a la química.
También la termoquímica es un sinónimo de termodinámica química.
5.4 Calor de solución
La entalpía
de solución, entalpía de disolución o calor de disolución es
el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un solvente
a presión constante.
El calor de
solución es una de las tres dimensiones del análisis de solubilidad. Se expresa
más frecuentemente en kJ/mol a temperatura constante. El calor de solución de
una sustancia está definido como la suma de la energía absorbida, o energía
endotérmica (expresada en kJ/mol "positivos"), y la energía liberada,
o energía exotérmica (expresada en kJ/mol "negativos").
Debido a que el
calentamiento disminuye la solubilidad de un gas, la disolución de los gases es
exotérmica. Consecuentemente, al disolverse un gas en un solvente líquido, la
temperatura disminuye, mientras que la solución continúa liberando energía.
Éste es un efecto del incremento en el calor o de la energía requerida para
atraer a las moléculas de soluto y solvente —en otras palabras, esta energía
supera a la energía requerida para separar a las moléculas del solvente. Cuando
el gas está disuelto completamente (eso es puramente teórico dado que ninguna
sustancia puede disolver infinitamnte)— el calor de solución estará al máximo.
El proceso de
disolución puede verse, termodinámicamente, como si consistiera en tres etapas:
- Ruptura de
las atracciones soluto-soluto (endotérmica), por ejemplo la energía
reticular en el caso de las sales.
- Ruptura de
las atracciones solvente-solvente (endotérmica), por ejemplo el enlace de
hidrógeno en el agua.
- Formación
de atracciones solvente-soluto (exotérmica), en la solvatación.
El valor del cambio de entalpía global es la suma de los cambios de entalpía individuales de cada paso. Por ejemplo, al disolver nitrato de amonio en agua descenderá la temperatura del agua (la solvatación no compensa el gasto de energía en romper la estructura cristalina), mientras que el agregar hidróxido de potasio a agua aumentará la temperatura del sistema.
Las soluciones
con calores negativos de solución forman enlaces fuertes y tienen presiones de
vapor bajas.
Calor de solución de algunos compuestos seleccionados
|
||
-
|
17.89
|
|
+
|
6.14
|
|
-
|
7.29
|
|
-
|
13.77
|
|
-
|
17.10
|
|
+
|
3.89
|
|
+
|
9.89
|
|
-
|
0.360
|
|
5.5
Calor de formación
Calor absorbido o desprendido en la formación de un
mol del compuesto a partir de sus elementos constituyentes, a presión constante
y con todos los productos en sus estados físicos normales.
Así, la entalpía de formación de un
compuesto es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a
partir sus elementos, medida, normalmente, en unas condiciones de referencia
estándar, 1 atm de presión y una temperatura de 298 K (25 °C).
Esta entalpía es negativa cuando se
trata de una reacción exotérmica, que desprende calor, mientras que es positiva
cuando es endotérmica, y resulta nula para los compuestos diatómicos.
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