Estados de Agregación de la Materia: Gases y Líquidos, Apuntes de Química

¡Descarga Estados de Agregación de la Materia: Gases y Líquidos y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity! 4. Estados de agregación de la materia 1. Gases Gases ideales Se denomina sistema simple a aquél cuyos estados de equilibrio se describen mediante tres variables termodinámicas, una de las cuales es la temperatura. Un gas puro (sustancia pura en estado gaseoso) es un sistema simple. Estos se comportan como gases ideales a bajas presiones o altas temperaturas. Hipótesis de Avogadro: Volúmenes iguales de gases diferentes a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de partículas. La ecuación de estado del gas ideal que considera que las partículas son puntos geométricos y por tanto no ocupan volumen; las partículas no interaccionan entre sí; y la presión ejercida por el gas es el resultado de los choques de las partículas con la pared del recipiente. Ley de Dalton o de las presiones parciales: La presión total de una mezcla de gases ideales es la suma de las presiones parciales de todos los gases. Gases reales Se denomina factor de compresibilidad (Z) al cociente entre el volumen molar de un gas y el volumen molar que tendría si se comportara idealmente. 𝑍 = 𝑉𝑚 𝑉𝑚,𝑖𝑑𝑒𝑎𝑙 = 𝑃∗𝑉𝑚 𝑅∗𝑇 Fase: Parte o región homogénea del sistema separada de las demás por una superficie delimitada (interfase). No tiene por qué ser continua. Es separable mecánicamente del resto de las fases. Presión reducida: 𝑃𝑅 = 𝑃 𝑃𝐶 Temperatura reducida: 𝑇𝑅 = 𝑇𝑃 𝑇𝐶 Volumen molar pseudorreducido: 𝑉𝑅 ′ = 𝑃𝐶∗𝑉𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑅∗𝑇𝐶 Ecuación de van der Waals: Es una corrección de la ecuación de estado del gas ideal que considera que las partículas tienen un volumen finito (no nulo) e interaccionan entre sí. Teoría cinética de los gases: Esta teoría se basa en la estructura microscópica (al contrario que las ecuaciones de estado). Parte de una serie de suposiciones que simplifican la situación real de un gas: el tamaño de las partículas por las que está formado un gas es diminuto comparado con el del recipiente; las partículas se mueven en línea recta en ausencia de un campo de fuerzas; las partículas chocan entre sí con muy poca frecuencia; y en las colisiones, Ec total queda inalterada (colisión elástica). Difusión y efusión: La difusión es el proceso en el que partículas gaseosas de un tipo atraviesan una pared porosa y se mezclan con partículas gaseosas de otro tipo. La efusión es el proceso por el cual las partículas de un gas se escapan de un recipiente por un orificio. Ley de Graham: la velocidad de efusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la masa molecular del gas que se escapa: 𝑣𝐴 𝑣𝐵 = √ 𝑀𝐵 𝑀𝐴 2. Líquidos Los líquidos tienen volumen propio, se adaptan al recipiente al que están contenidos, pueden fluir y pueden ser poco compresibles. Presión de vapor: Si un líquido se deja en contacto con la atmósfera o con un espacio vacío se produce un paso de moléculas desde el líquido a la fase gaseosa (vapor). Se puede establecer una situación de equilibrio líquido-vapor cuando pasan tantas moléculas de fase líquida a fase vapor como de fase vapor a fase líquida. La presión de vapor en equilibrio de cualquier sustancia es una medida de la tendencia de sus moléculas a escapar de la fase líquida y entrar en la fase vapor a una temperatura dada. La presión de vapor depende tan sólo de la naturaleza de la sustancia líquida (fuerzas intermoleculares) y de la temperatura. El punto de ebullición de una sustancia líquida a una presión exterior determinada a la temperatura a la cual la presión de vapor de esa sustancia es igual a la presión exterior. Si la presión exterior es de 1 atm, se denomina punto normal de ebullición. La relación entre la presión de vapor de un líquido y su temperatura de ebullición viene dada por la ecuación de Clausius-Clapeyron: ln 𝑃2 𝑃1 = ∆𝐻𝑣𝑎𝑝 𝑅 ∗ ( 1 𝑇1 − 1 𝑇2 ) Cuanto más alta es la presión de vapor de una sustancia a una temperatura dada, más volátil es la sustancia. Tensión superficial En el interior de un líquido, las fuerzas atractivas entre moléculas están compensadas. Sin embargo, esto no ocurre en la superficie. La tensión interfacial es el trabajo reversible necesario para aumentar el área interfacial en una unidad: 𝜎 = 𝐹 𝑙 Se denomina tensión superficial de un líquido a la tensión interfacial de un sistema compuesto por un líquido (α) en equilibrio con su vapor (β). Características: es una magnitud intensiva; tiene un valor diferente para cada sustancia; es mayor cuanto menor sea la afinidad de la sustancia por la fase en la que está en contacto; es tanto mayor cuanto mayores son las interacciones intermoleculares en el líquido; y depende de la temperatura, decrece al aumentar la temperatura.