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Teoria cinetica molecular
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Teoria cinetica molecular

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  • Para medir la presión de los gases encerrados en recipientes se utilizan los manómetros.
  • Generalmente los sólidos aumentan de volumen al fundirse y en la solidificación se contraen. Algunas sustancias, como el agua, se comportan al revés y aumentan de volumen al solidificarse. El hielo flota en agua porque es menos denso que ésta.
  • Transcript

    • 1. TEORÍA CINÉTICA
    • 2. Características Microscópicas de un Gas
    • 3.
      • Teoría cinética de los gases. Modelo molecular :
      • Los gases están constituidos por partículas (átomos o moléculas) separadas por espacios vacíos. Las partículas de un gas están en constante movimiento en línea recta, al azar en todas la direcciones.
      • El volumen total de las partículas de un gas es muy pequeño (y puede despreciarse) en relación con el volumen del recipiente que contiene el gas.
      • Las partículas de un gas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contiene. Es tos choque se suponen elásticos, es decir, las partículas no ganan ni pierden energía cinética en ellos. La presión del gas se produce por las colisiones de las partículas con las paredes del recipiente.
      • La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura del gas.
      • Las fuerzas atractivas y repulsivas entre las partículas se pueden considerar despreciables.
      Teoría cinética de los gases Entre 1850 y 1880 Maxwell, Clausius y Boltzmann desarrollaron esta teoría, basada en la idea de que todos los gases se comportan de forma similar en cuanto al movimiento de partículas se refiere. Boltzmann Clausius
    • 4. Modelo Molecular. Variación de la P y V El aumento de presión exterior origina una disminución del volumen, que supone el aumento de choques de las partículas con las paredes del recipiente, aumentando así la presión del gas. Teoría cinética de los gases
    • 5. Modelo Molecular. Variación de T y P Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad media de las partículas, y con ello el número de choques con las paredes. Eso provoca un aumento de la presión interior que desplaza el émbolo hasta que se iguala con la presión exterior, lo que supone un aumento del volumen del gas. Teoría cinética de los gases
    • 6. Variación de V con P. Variación de V con T. Variación de P con T. Animaciones
    • 7. Hechos y Observaciones El movimiento browniano es el movimiento aleatorio que se observa en algunas partículas microscópicas que se hallan en un medio fluido (por ejemplo, polen en una gota de agua). Recibe su nombre en honor al escocés Robert Brown, biólogo y botánico que descubrió éste fenómeno en 1827 y observó que pequeñas partículas de polen se desplazaban en movimientos aleatorios sin razón aparente. El movimiento aleatorio de estas partículas se debe a que su superficie es bombardeada incesantemente por las moléculas (átomos) del fluido sometidas a una agitación térmica. ANIMACIÓN EJEMPLO
    • 8. Hechos y Observaciones El continuo choque de las partículas del líquido contra las del sólido, provoca atracciones de partículas con distinta carga que acaban por “romper” el sólido. Disolución de la Sal (Cloruro sódico)
    • 9. Hechos y Observaciones El continuo choque de las partículas del líquido contra las del gas o líquido, desplazan a distintas posiciones a cada una de las partículas; como resultado tenemos una mezcla homogénea de las dos clases de partículas. Difusión de tinta en agua SIMULACIÓN
    • 10. Hechos y Observaciones Las partículas gaseosas del aire, chocan constantemente con las partículas sólidas del humo, desplazándolas constantemente.
    • 11. 1.- El número de moléculas es grande y la separación media entre ellas es grande comparada con sus dimensiones. Por lo tanto ocupan un volumen despreciable en comparación con el volumen del envase y se consideran masas puntuales. 2.- Las moléculas se mueven en forma aleatoria, con diferentes velocidades cada una, pero con una velocidad promedio que no cambia con el tiempo. 3.- Las moléculas realizan choques elásticos entre sí, por lo tanto se conserva la  energía cinética (velocidad) de las moléculas. 4.- Las fuerzas entre moléculas son despreciables, excepto durante el choque. 5.- El gas es considerado puro, es decir todas las moléculas son idénticas. 6.- El gas se encuentra en equilibrio térmico con las paredes del envase. 7.- Estos postulados describen el comportamiento de un gas ideal. Los gases reales se aproximan a este comportamiento ideal en condiciones de baja densidad y temperatura.
    • 12. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
    • 13. TEORÍA CINÉTICA DE LA MATERIA
      • La teoría cinética establece que la materia está constituida por pequeñas partículas (átomos, moléculas o iones) que están en continuo movimiento y entre ellas existen espacios vacíos.
      • En cada uno de los tres estados de agregación las partículas mínimas (átomos, moléculas o iones) se disponen de manera diferente
        • La distancia entre las partículas es mayor en el estado gaseoso que en el líquido, y en éste mayor que en el sólido.
        • Las fuerzas de atracción entre estas partículas mínimas (fuerzas de cohesión) son mayores en los sólidos que en los líquidos y en éstos mayores que en los gases.
      Gaseoso Líquido Sólido Estructura interna de los estados de agregación
    • 14. Estado Sólido
        • En los sólidos cristalinos , las partículas obedecen aun orden geométrico, que se repite a través de todo el sólido, constituyendo la red o retículo cristalino. De éste puede considerarse sólo una parte representativa que se llama celdilla unidad . Las diversas formas de cristales no son más que la traducción externa de la simetría interna de la red .
        • Lo usual es que en los sólidos no se aprecie, a simple vista la ordenación cristalina. Esto se debe a que cualquier porción de materia no es un retículo cristalino gigante, sino un conjunto de pequeños cristales interpenetrados estrechamente.
        • En los sólidos amorfos, como el vidrio o las resinas sintéticas, la distribución de las partículas carece del orden mencionado.
      Celdilla unidad del NaCl. Red simetría cúbica En estado sólido las partículas últimas (ya sean moléculas, átomos o iones), se encuentran en contacto unas con otras y dispuestas en posiciones fijas . Las partículas pueden vibrar alrededor de sus posiciones fijas, pero no pueden cambiar de posición. De ahí la forma y el volumen invariables y la débil compresibilidad de los sólidos . El SiO 2 se presenta en dos formas: a) el cuarzo cristalino, b) el vidrio de cuarzo, amorfo. (Las estructuras se han representado en dos dimensiones, por esto, parece como si él Si tuviese valencia 3)
    • 15. Estado Sólido Red iónica NaCl Red atómica Diamante (C) Red metálica Au Red atómica Sílice (SiO 2 )
    • 16. Estado Líquido En los líquidos las partículas constituyentes están en contacto unas con otras. De ahí que los líquidos posean volumen constante y débil compresibilidad, También por esto, las densidades de los líquidos son, en general, algo inferiores a las de los sólidos, aunque del mismo orden. Las partículas que constituyen el líquido no se encuentran fijas , sino que pueden moverse unas en relación a otras . Por esto los líquidos fluyen y no tienen forma forma propia, adoptan la forma del recipiente que los contiene.
    • 17. Estado Líquido Br 2 líquido H 2 O líquida Hg líquido
    • 18. Estado Gaseoso
      • En estado gaseoso las partículas son independientes unas de otras , están separadas por enormes distancias con relación a su tamaño . Tal es así, que en las mismas condiciones de presión y temperatura, el volumen de un gas no depende más que del número de partículas (ley de Avogadro) y no del tamaño de éstas, despreciable frente a sus distancias.
      • De ahí, la gran compresibilidad y los valores extremadamente pequeños de las densidades de los gases
      Las partículas de un gas se mueven con total libertad y tienden a separarse, aumentando la distancia entre ellas hasta ocupar todo el espacio disponible. Por esto los gases tienden a ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene. Las partículas de un gas se encuentran en constante movimiento en línea recta y cambian de dirección cuando chocan entre ellas y con las paredes del recipiente . Estos choques de las partículas del gas con las paredes del recipiente que lo contiene son los responsables de la presión del gas. Las colisiones son rápidas y elásticas (la energía total del gas permanece constante).
    • 19. Estado Gaseoso Cl 2 gaseoso HCl y NH 3 gaseosos
    • 20. RESUMEN Características estados agregación
      • GASES
      • Desorden total
      • Partículas tienen completa libertad de movimiento.
      • Partículas tienden a estar alejadas entre si
      • Forma y volumen variable
      • LÍQUIDOS
      • Menor desorden
      • Partículas tienen movimiento relativo entre si
      • Partículas en contacto unas con otras
      • Forma determinada al recipiente que los contiene
      • Volumen constante
      • SÓLIDOS
      • Orden
      • Partículas fijas en posiciones determinadas.
      • Partículas unidas entre si. Fuerzas de cohesión mayores
      • Forma y volumen constante
      Calentar Enfriar Calentar o reducir presión Enfriar o comprimir
    • 21. CAMBIOS DE ESTADO S Ó L I D O L Í Q U I D O G A S E O S O sublimación fusión vaporización sublimación regresiva solidificación condensación
    • 22. Fusión y Solidificación
      • La fusión es el paso de sólido a líquido.
      • Para conseguirla hay que aumentar la temperatura del sólido.
        • Al calentar un cuerpo sólido, aumenta la energía de las partículas y, con ella, la amplitud de las vibraciones, esto hace que el sólido se dilate.
        • Llega un momento en que esta energía es suficiente para vencer las fuerzas de cohesión entre las partículas y éstas comienzan a resbalar unas sobre otras. Entonces se produce la fusión
      • La forma de fusión de un cuerpo depende de su naturaleza. Así, distinguiremos entre cuerpos cristalinos y amorfos.
        • En los sólidos cristalinos, la fusión se produce a una temperatura constante, denominada temperatura de fusión que puede variar según la presión. Una vez alcanzada la temperatura o punto de fusión (que es característica para cada sustancia pura), aunque se siga calentando, la temperatura no se eleva y se mantiene constante hasta que la totalidad del sólido se ha fundido.
        • En los sólidos amorfos, la fusión se produce dentro de un intervalo amplio de temperaturas, durante el cual el cuerpo pasa por un estado pastoso intermedio.
    • 23. Fusión y Solidificación El proceso inverso a la fusión se denomina solidificación , es el paso de líquido a sólido, y para conseguirla hay que disminuir la temperatura del cuerpo. Fusión Solidificación
    • 24. Fusión del hielo H 2 O Fusión del hierro
    • 25. Fusión Durante la fusión, la energía calorífica se emplea en romper las fuerzas atractivas entre las moléculas, no en aumentar la temperatura que, como puede observarse en la gráfica, permanece constante. Gráfica temperatura-tiempo de calentamiento para una sustancia pura
    • 26. Vaporización y Condensación
      • El proceso de vaporización tiene lugar de dos formas:
        • La evaporación es un fenómeno que se produce exclusivamente en la superficie del líquido y a cualquier temperatura. La evaporación aumenta al aumentar la temperatura y disminuir la presión sobre el líquido.
        • La ebullición es un fenómeno que afecta a toda la masa del líquido. Tiene lugar a una temperatura determinada constante, llamada temperatura o punto de ebullición de la sustancia que también depende de la presión.
      • La vaporización es el paso del estado líquido al gaseoso.
      • Puede conseguirse aumentando la temperatura del líquido o bien disminuyendo la presión sobre él.
        • Al calentar un líquido, aumenta la velocidad de desplazamiento de las partículas y, con ella, su energía.
        • Esta energía es suficiente para que las partículas próximas a la superficie del líquido puedan vencer las fuerzas de cohesión que las demás les ejercen y escapar a su atracción. Entonces se produce la vaporización.
        • Al elevarse la temperatura del líquido, la velocidad media de las partículas aumenta y cada vez es mayor el número de ellas que pueden escapar y pasar al estado gaseoso, grupos grandes de partículas se mueven en todas las direcciones y dejan espacios vacíos entre ellos (burbujas); dichos espacios, contienen unas pocas partículas en movimiento muy rápido.
    • 27. Vaporización y Condensación El proceso inverso a la vaporización se llama condensación o licuación , es el paso de gas a líquido, Se consigue disminuyendo la temperatura del gas o bien aumentando la presión sobre él. A medida que disminuye la energía de las partículas gaseosas, éstas son capturadas por las fuerzas de cohesión y pasan al estado líquido. Vaporización Condensación
    • 28. Vaporización de nitrógeno N 2 Vaporización de bromo
    • 29. Fusión y Vaporización Al recibir calor, la temperatura del sólido aumenta. Cuando se alcanza el punto de fusión, la temperatura permanece constante y el calor se utiliza únicamente para fundir el sólido. Cuando todo el sólido ha fundido, la temperatura del líquido comienza a aumentar otra vez. Una pausa similar en el aumento de temperatura ocurre cuando se alcanza el punto de ebullición. Curva de calentamiento del agua. Gráfica temperatura-calor añadido Liquid and vapor Solid and liquid
    • 30. Sublimación
      • La sublimación es el paso directo del estado sólido al gaseoso. La sublimación regresiva es el proceso inverso
      • Para que se produzca es necesario que los cuerpos se encuentren en unas determinadas condiciones de presión y temperatura, que varían según la sustancia de que se trate.
      Sublimación de yodo
    • 31. RESUMEN Cambios de estado Solidificación Fusión Condensación Vaporización Sublimación Sublimación Regresiva Sólido Gas líquido E N E R G I A

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