2. LA NATURALEZA ONDULATORIA DE LA LUZ La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo y la estructura electrónica de los átomos proviene del análisis de la luz emitida o absorbida por las sustancias. Hay muchos tipos de radiación electromagnética además de la luz visible como: los rayos gamma, rayos X, ultravioleta, infrarrojo y radiofrecuencias. Estos se mueven a través del vacio a una velocidad de la luz 3.00 x 10 8 m/s.

3. La radiación electromagnética tiene componentes tanto eléctricos como magnéticos que varían periódicamente en forma ondulatoria. La distancia entre crestas o valles se denomina longitud de onda, las características ondulatorias de la radiación electromagnética se deben a las oscilaciones periódicas de las intensidades de las fuerzas electrónicas y magnéticas asociadas a la radiación.

4. Esta relación inversa entre la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética puede expresarse con la siguiente ecuación: V =c La frecuencia se expresa en ciclos por segundo, unidad que también se llama hertz (hz). ENERGIA CUANTIZADA Y FOTONES Objetos calientes y canalización de energía. Plank dio el nombre de cuanto que significa cantidad fija, a la cantidad mas pequeña de energía que se puede emitir o absorber como radiación electromagnética, y propuso que la energía de un solo cuanto es igual a una constante multiplicada por su frecuencia. E= h.v Donde h o constante de Plank tiene un valor de 6.63 x 10 -34 youlesegundos (j-s). En la teoría cuántica, la energía cuantizada lo que implica que solo puede tener ciertos valores permitidos.

5. El efecto fotoeléctrico y los fotones. Albert Einstein uso la teoría cuántica de Plank para explicar el efecto foto eléctrico, donde supuso que la energía radiante que incidía sobre la superficie metálica es una corriente de diminutos paquetes de energía. Cada paquete de energía llamada fotón, se comporta como una pequeñísima partícula. Extendiendo la teoría cuántica de Plank, Einstein dedujo que cada fotón debía tener una energía proporcional a la frecuencia de la luz. Energía del fotón = E = h.v Cuando un fotón choca con el metal, podría desaparecer literalmente, cuando esto sucede, el fotón podría transferir su suficiente energía, se emiten electrones, si los fotones tienen mas que la energía mínima necesaria para liberar electrones el exceso aparece como energía cinética de los electrones emitidos.

6. Modelo de Bohr. Para explicar el espectro de líneas de hidrogeno de Bohr supuso inicialmente que los electrones se movían en orbitas circulares alrededor del núcleo. Bohr adopto la idea de Plank de que las energías están cuantiadas. Bohr baso su modelo en tres postulados: 1.- Solo están permitidas orbitas con ciertos radios, corresponde a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo. 2.- Un electrón en una orbita permitida tiene una energía especifica y esta en un estado de energía “permitido”. 3.- Un electrón solo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro.

7. Los estratos de energía del átomo de hidrogeno. Con base en sus tres postulados y utilizando ecuaciones clásicas del movimiento y de la interacción de cargas eléctricas. Dichas energías se ajustan a la siguiente formula: E = (-2.18 x 10 -18 J) (1/n 2 ) 1 El entero n, que puede tener valores de 1 al infinito se llama numero cuántico. La energía del electrón de un átomo de hidrogeno son negativos para todos los valores de n. cuanto mas baja (mas negativa) es la energía, mas estable es el átomo. El estado de energía mas bajo (n= 1, análogo al travesaño inferior)se denomina estado basal del átomo. Cuando un electrón esta en una orbita de mas alta energía (menos negativa) _ n= 2 o mas_ decimos que el átomo esta en estado excitado.

8. Cuando n= , la energía es cero. E = (-2.18 x 10 -18 J) (1/ 2 ) = 0 2 Por tanto, si un electrón salta de un estado inicial con energía E i, a un estado final E f , el cambio de energía estará dado por las siguientes relaciones: AE = E f – E i = E fotón = hv Si sustituimos la expresión de energía de la ecuación 1 y 2 y recordamos que v=c/y, tenemos: AE = hv = hc/y = (-2.18 x 10 -18 ) (1/n 2 f - 1/n 2 i )

13. CAPITULO # 10 TEMA: GASES

14. 10.1 CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES: Las sustancias que son líquidos o sólidos también pueden existir en estado gaseoso, se les llama vapores. Las sustancias como el H 2 O puede existir como agua liquida , hielo solido, o vapor de agua. Los gases difieren de los sólidos y los líquidos. Los gases son una mezcla homogénea sin importar las identidades ni las proporciones relativas de los gases componentes. Se deben a que las moléculas individuales están relativamente alejadas unas de otras.

15. 10.2 PRESIÓN: Las propiedades de un gas que son mas fáciles de medir son: temperatura, Volumen, Presión. La presión da al idea de una fuerza, un empuje que tiende a mover otra cosa en cierta dirección . UNIDADES: La unidad SI es N/m 2 o pascal (Pa) 1PA= 1N/m 2

16. La unidad que a veces se usa para reportar presiones en bar que equivale a 10 5 Pa La presión a nivel del mar es de unos 100 kPa o 1bar La presion atmosférica estándar corresponde a la presion normal en nivel del mar. En unidades SI esta presion es igual a 1.01325*10 5 Pa la presión atmosférica define unidades no Si comunes suelen expresarse las presiones de gases como como atmosféricas (atm) 1atm= 760mm hg= 760torr=1.01325* 10 5 =101.325 kPa Donde: Atmosfera=(atm). Milímetro de mercurio=(mmHg). 1 Torricelli= 1mmHg

17. 10.3 LAS LEYES DE LOS GASES: Experimentos realizados con gases revelan que se necesita cuatro variables para definir la condición física, o estado: temperatura, presion P , volumen V y la cantidad de gas, que suelen expresarse como el numero de moles n. La relación entre. T,P,V y n se conoce como leyes de los gases. Relación Presion y Volumen: Ley de Boyle: Si se reduce la presion de un globo, este se expande, cuando el volumen de un gas se comprime, la presion del gas aumenta. ´Él volumen de una cantidad fija de gas mantenida a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión´´

18. Relación temperatura volumen: 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 presion. La diferencia de densidad hace que el globo ascienda. ¨El volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presion constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta¨ V= constante *T

19. RELACIÓN CANTIDAD VOLUMEN: LEY DE AVOGADRO: A medida que gas a un globo, este se expande. El volumen de un gas depende no solo de la presion y la temperatura, sino también de la cantidad de gas. ¨el volumen de un gas mantenido a temperatura y presion constante es directamente proporcional al numero de moles del gas¨ V= constante *n

20. 10.4 LA ECUACIÓN DEL GAS IDEAL: Las tres leyes de los gases mas importantes 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 se afectan mutuamente: Ley de Boyle: V  1/p ( n, T constantes) Ley de Charles V  T ( n, P constantes) Ley de Avogadro V  n (P,T constantes) Podemos combinar estas relaciones para escribir una ley de los gases mas general: V  nT/P Si llamamos R a la constante de proporcionalidad, obtenemos: V= R(nT/P)

21. Tenemos esta relación mas conocida: PV= nRT Esta ecuación se conoce como la ecuación del gas ideal. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se describe perfectamente con la ecuación del gas ideal.

22. 10.5 OTRAS APLICACIONES DE LA ECUACIÓN DEL GAS IDEAL. La ecuación del gas ideal puede servir para definir la relación entre la densidad de un gas y su masa molar, para determinar los volúmenes de los gases formados o consumidos en reacciones químicas. Densidad de los gases y masa molar: La densidad tiene como unidades de masa por unidades de volumen. Podemos acomodar la ecuación de los gases para tener moles por unidad de volumen. n/V= P/RT Tenga presente que n/V tienen unidades de moles por litro. Supongamos que se multiplican ambos miembros de la ecuación por la masa molar M que es un numero de gramos que hay en un mol de una sustancia: n M /V= P M /RT El producto de las cantidades n/V yM es igual a la densidad en g/L Moles/litro*gramos/mol = gramos / litro. La densidad es: D= P M /RT

23. 10.6 MEZCLAS DE GASES Y PRESIONES PARCIALES Dalton observo que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de los presiones que cada gas ejercía si estuviera presente sola. Ley de Dalton de las presiones parciales Si P t es la presión total y P 1 ,P 2 ,P 3 , etc., son las presiones parciales de los gases de la mezcla, podemos escribir la ley de Dalton. P t = P 1 + P 2 + P 3 + … Cada gas de una mezcla es independiente de los demás. Sean n 1 ,n 2 ,n 3 , etc., los números de las moles de cada uno de los gases de la mezcla, y sea n t el numero total de moles de gas (n t = n 1 + n 2 + n 3 + …). Si cada uno de los gases obedece a la ecuación de gas ideal. etc.

24. Presiones parciales y fracciones molares Ya que cada gas de una mezcla tiene un comportamiento independiente, es fácil relacionar la cantidad de un gas en una mezcla con su presión parcial. Para un gas ideal, P= nRT/V, así que podemos escribir. La fracción molar, X, es un número dimensional que expresa la relación entre el numero de moles de un componente y el numero total de moles de la mezcla.

26. 10.8 EFUSIÓN Y DIFUSIÓN MOLECULARES según la teoría cinética-molecular, la energía cinética promedio de cualquier grupo de moléculas de gas, ½mu 2 , tiene un valor especifico a una temperatura dada. La teoría cinética molecular una ecuación que expresa este hecho cuantitativamente: Dado que la masa molar, M, aparece en el denominador, cuanto menor sea la masa de las moléculas del gas, mayor será la velocidad rms, u. Ley de efusión de Graham Descubrió que la velocidad de efusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar. Compara las velocidades de efusión de dos gases distintos en condiciones idénticas, e indica que el gas mas ligero enfunde más rápidamente.

27. 10.9 GASES REALES: DESVIACIONES RESPECTO AL COMPORTAMIENTO IDEAL La ecuación del gas ideal es una descripción muy útil de los gases, todos los gases reales desobedecen esa relación en cierta medida. El grado en que un gas real se aparta del comportamiento ideal puede verse reacomodando la ecuación del gas ideal. La ecuación de van der Waals La ecuación del gas ideal predice que la presión de un gas es: Waals se percató que en caso de un gas real tendría que corregirse por los dos efectos mencionados: 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:

28. La ecuación de van der Waals es una ecuación de estado para los gases que modifica la ecuación del gas ideal tomando en cuenta el volumen intrínseco de las moléculas y las fuerzas intermoleculares. La ecuación generalmente se reacomoda para dar esta forma de la ecuación de van der Waals: