Propiedades termicas de la materia

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Propiedades termicas de la materia

  1. 1. Propiedades térmicas de la materia Presentación PowerPoint de Paul E. Tippens, Profesor de Física Southern Polytechnic State University
  2. 2. Objetivos: Después de terminar esta unidad, deberá:• Escribir y aplicar relaciones entre presión, volumen, temperatura y cantidad de materia para gases ideales que experimentan cambios de estado.• Definir y aplicar conceptos que involucren masa molecular, moles y número de Avogadro.• Escribir y aplicar la ley general de los gases para un estado particular de un gas ideal.
  3. 3. Estado termodinámicoEl estado termodinámico de un gasse define con cuatro coordenadas: • Presión absoluta, P • Temperatura absoluta, T • Volumen, V • Masa m o cantidad de materia n
  4. 4. Leyes de gas entre estadosLas leyes de Boyle, de Charles y de Gay-Lusac sepueden combinar en una sola fórmula para un gasideal que cambia del estado 1 a otro estado 2. Estado P1, V1 P2, V2 Estado 1 T1 m1 T2 m2 2 PV1 PV2 Cualquier factor que 1 2 permanezca m1T1 m2T2 constante se elimina
  5. 5. Ejemplo 1: La llanta de un automóvil tiene una presión manométrica de 28 psi en la mañana a 20 0C. Después de conducir durante horas la temperatura del aire interior de la llanta es de 30 0C. ¿Cuál será la lectura manométrica? (Suponga 1 atm = 14.7 psi.) T1 = 20 + 273 = 293 K T2 = 30 + 273 = 303 KPabs = Pmanom + 1 atm; P1 = 28 + 14.7 = 42.7 psi PV1 1 PV2 2 Mismo aire en llantas: m1 = m2 m1T1 m2T2 Mismo volumen de aire: V1 = V2
  6. 6. Ejemplo 1: ¿Cuál será la presión manométrica? Dado: T1 = 293 K; T2 = 303 K; P1 = 42.7 psi PV1 1 PV2 2 P1 P2 m1T1 m2T2 T1 T2 PT2 (42.7 psi)(303 K) P2 1 P2 = 44.2 psi T1 293 KLa presión manométrica es 14.7 psi menos que este valor: P2 = 44.2 psi - 14.7 psi ; P2 = 29.5 psi
  7. 7. La composición de la materiaCuando se trata con gases, es mucho más conveniente trabajar con masas relativas de átomos. Bloques protón neutrón constructores de los Átomo de átomos. electrón helio Los átomos contienen protones y neutrones , que tienen casi la misma masa, rodeados por electrones que en comparación son casi despreciables.
  8. 8. Masas relativasPara entender escalas relativas, ignore los electrones y compare los átomos por el número total de partículas nucleares. Hidrógeno, H 1 partícula Helio, He 4 partículas Litio, Li 7 partículas Carbono, C 12 partículas Oxígeno, O 16 partículas
  9. 9. Masa atómicaLa masa atómica de un elemento es la masa de un átomo delelemento comparada con la masa de un átomo de carbonotomado como 12 unidades de masa atómica (u). Masas atómicas de algunos elementos:Hidrógeno, H = 1.0 u Carbono, C = 12.0 uHelio, He = 4.0 u Nitrógeno, N = 14.0 uLitio, Li = 7.0 u Neón, Ne = 20.0 uBerilio, Be = 9.0 u Cobre, Cu = 64.0 u
  10. 10. Masa molecularLa masa molecular M es la suma de las masasatómicas de todos los átomos que conforman lamolécula. Considere dióxido de carbono (CO2) La molécula tiene un átomo 1 C = 1 x 12 u = 12 u de carbono y 2 O = 2 x 16 u = 32 u dos átomos de CO2 = 44 u oxígeno
  11. 11. Definición de molUn mol es aquella cantidad de una sustancia quecontiene el mismo número de partículas que hay en12 g de carbono 12. (6.023 x 1023 partículas) 1 mol de carbono tiene una masa de 12 g 1 mol de helio tiene una masa de 4 g 1 mol de neón tiene una masa de 20 g 1 mol de hidrógeno (H2) = 1 + 1 = 2 g 1 mol de oxígeno (O2) es 16 + 16 = 32 g
  12. 12. Masa molecular en gramos/molLa unidad de masa molecular M es gramos por mol.Hidrógeno, H = 1.0 g/mol H2 = 2.0 g/molHelio, He = 4.0 g/mol O2 = 16.0 g/molCarbono, C = 12.0 g/mol H O = 18.0 g/mol 2Oxígeno, O = 16.0 g/mol CO2 = 44.0 g/mol Cada mol tiene 6.23 x 1023 moléculas
  13. 13. Moles y número de moléculas Encontrar el número de N moles n en un número n dado N de moléculas: NANúmero de Avogadro: NA = 6.023 x 1023 partículas/mol Ejemplo 2: ¿Cuántos moles de cualquier gas contendrán 20 x 1023 moléculas? N 20 10 23 moléculas n n = 3.32 mol NA 6.023 10 23 moléculas mol
  14. 14. Moles y masa molecular M Encontrar el número de m moles n en una masa n dada m de una sustancia: MLa masa molecular M se expresa en gramos por mol. Ejemplo 3: ¿Cuántas moles hay en 200 g de gas oxígeno O2? (M = 32 g/mol) m 200 g n n = 6.25 mol M 32 g/mol
  15. 15. Ejemplo 4: ¿Cuál es la masa de un sólo átomo de boro (M = 11 g/mol)? Se proporcionan tanto un número N = 1 como una masa molecular M = 11 g/mol. Recuerde que: N m m N n n NA M M NA NM (1)(11 g/mol)m m = 1.83 x 10-23 g NA 6.023 x 1023atoms/mol
  16. 16. Ley de gas ideal Al sustituir moles n por PV1 PV2 1 2 masa m, se sabe que: n1T1 n2T2En otras palabras, la razón PV/nT es una constante, ysi se puede encontrar su valor, se puede trabajar conun sólo estado.Dado que un mol de cualquier gas contiene el mismo número de moléculas, tendrá el mismo volumen para cualquier gas. Volumen de un V = 22.4 L o 22.4 x 10-3 m3 mol de un gas:
  17. 17. La constante universal de gas RLa constante universal de gas R se define del modo siguiente: PV nT R PV nRT Evalúe para un mol de gas a 1 atm, 273 K, 22.4 L. PV (101,300 Pa)(22.4 x 10-3m 3 ) R nT (1 mol)(273 K) R = 8.314 J/mol·K
  18. 18. Ejemplo 5: Doscientos gramos de oxígeno (M = 32 g/mol) llenan un tanque de 2 L a una temperatura de 250C. ¿Cuál es la presión absoluta P del gas? V=2L T = 250 + 2730 = 298 K O2 t = 25 C 0 V = 2 L = 2 x 10-3 m3 m = 200 g m m PV nRT n PV RT M M mRT (200 g)(8.314 J/mol K)(298 K)P P = 7.74 MPa MV (32 g/mol)(2 x 10-3m3 )
  19. 19. Ejemplo 6: ¿Cuántos gramos de gas nitrógeno (M = 28 g/mol) ocuparán un volumen de 2.4 m3 si la presión absoluta es 220 kPa y la temperatura es 300 K? V = 2.4 m3 m PV RT N2 T = 300 K M P = 220 kPa 3 PVM (220, 000 Pa)(2.4 m )(28 g/mol)m RT (8.314 J/mol K)(300 K) m = 5930 g o m = 5.93 kg
  20. 20. Resumen de fórmulasPV1 1 PV2 2 PV1 1 PV2 2m1T1 m2T2 n1T1 n2T2 N m n n NA M PV nT R PV nRT
  21. 21. CONCLUSIÓN:Propiedades térmicas de la materia

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