FISICOQUIMICA

Docente: Dra. Iuliana Cota

Extensión: 3044

Email: micota@utpl.edu.ec

Septiembre 2014 – Febrero 2015

Bibliografía

2

CHANG Raymond. 20048. Fisicoquímica, Ediciones Mc Graw Hill, México

BALL David W.2004. Fisicoquímica, Ediciones Thomson, México.

MARON Samuel PRUTTON Carl. 2001. Fundamentos de Fisicoquímica, Ediciones Limusa, México

ATKINS PETER, DE PAULA JULIO. 2006. ATKINS' PHYSICAL CHEMISTRY, Eighth Edition.

OXFORD University Press.

Leyes de los Gases

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Ley de Boyle

𝑽 ∝𝟏

𝑷 , PV = constante

P1V1=P2V2 (temperatura constante)

Ley de Charles y Gay-Lussac

(volumen constante) 𝑷𝟏

𝑻𝟏=

𝑷𝟐

𝑻𝟐

P1 = Presión inicial

T1= Temperatura inicial

P2= Presión final

T2= Temperatura final

𝑽𝟏𝑻𝟏

= 𝑽𝟐𝑻𝟐

(presión constante)

V1 = Volumen inicial

T1= Temperatura inicial

V2= Volumen final

T2= Temperatura final

𝑽

𝑻 = constante

𝑽 ∝ 𝑻 , 𝑷

𝑻 = constante

𝑷 ∝ 𝑻 ,

𝑻 𝑲 = 𝒕 °C + 𝟐𝟕𝟑. 𝟏𝟓

4

Leyes de los Gases

Ley de Avogadro

𝑽

𝒏 = constante 𝑽 ∝ 𝒏 ,

n = numero de moles

Ecuacion de los Gases Ideales

PV = nRT

R = constante de los gases

R = (𝟏 𝒂𝒕𝒎)(𝟐𝟐.𝟒𝟏𝟒 𝑳)

(𝟏 𝒎𝒐𝒍)(𝟐𝟕𝟑.𝟏𝟓 𝑲) = 0.08206 L atm K-1 mol -1

𝑽 ∝𝟏

𝑷 , 𝐕 ∝ 𝑻 , 𝑽 ∝ 𝒏

𝑽 ∝𝒏𝑻

𝑷 = 𝐑

𝒏𝑻

𝑷

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Leyes de los Gases Ley de la Presiones Parciales de Dalton

𝑷𝑻 = 𝑷𝟏 + 𝑷𝟐 + … = 𝑷𝒊𝒊

P1, P2 ... = presiones individuales o parciales de los componentes 1, 2 …

𝑷𝟏𝐕 = 𝒏𝟏𝐑𝐓 o 𝑷𝟏 = 𝒏𝟏𝑹𝑻

𝑽

𝑷𝟐𝐕 = 𝒏𝟐𝐑𝐓 o 𝑷𝟐 = 𝒏𝟐𝑹𝑻

𝑽

𝒏𝟏 , 𝒏𝟐 = numero de moles de los gases presentes

𝑷𝑻 = 𝑷𝟏+ 𝑷𝟐 = 𝒏𝟏𝑹𝑻

𝑽 + 𝒏𝟐

𝑹𝑻

𝑽 = (𝒏𝟏+𝒏𝟐)

𝑹𝑻

𝑽

𝑷𝟏 = 𝒏𝟏

𝒏𝟏 + 𝒏𝟐 𝑷𝑻 = 𝑿𝟏 𝑷𝑻 𝑷𝟐 =

𝒏𝟐

𝒏𝟏 + 𝒏𝟐 𝑷𝑻 = 𝑿𝟐 𝑷𝑻

𝑿𝟏, 𝑿𝟐= fracciones molares de los gases 1 y 2

𝑿𝒊𝒊 = 1

6

Leyes de los Gases

Ejemplo 2.2 El oxigeno que se genera en un experimento de fotosíntesis in vitro

(por irradiación de luz visible sobre un extracto de cloroplasto) se recoge en

agua. El volumen del gas recogido a 22°C y una presión atmosférica de 758 mm

de Hg fue de 186 ml. Calcúlese la masa de oxigeno que se obtuvo. La presión

de vapor de agua a 22°C es de 19.8 mm de Hg.

𝑷𝑻= 𝑷𝑶𝟐+ 𝑷H2O

𝑷𝑶𝟐= 𝑷𝑻 − 𝑷H2O

𝑷𝑶𝟐= (758-19.8) mm Hg = 738.2 mm Hg = 0.971 atm

PV = nRT = 𝒎

𝑴 RT

𝒎 = 𝑷𝑽𝑴

𝑹𝑻 =

(𝟎.𝟗𝟕𝟏 𝒂𝒕𝒎)(𝟎.𝟏𝟖𝟔 𝑳)(𝟑𝟐 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏)

𝟎.𝟎𝟖𝟐𝟎𝟔 𝑳 𝒂𝒕𝒎 𝑲−𝟏 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝟐𝟕𝟑.𝟐+𝟐𝟐 𝑲 = 0.239 g

7

Leyes de los Gases

Gases Reales

PV = nRT

(1) las moléculas gaseosas no tienen volumen finito

(2) no existe interacción, de atracción o repulsión, entre las

moléculas

𝒁 = 𝑷𝑽

𝒏𝑹𝑻 =

𝑷𝑽

𝑹𝑻

𝒁 = factor de compresibilidad

𝑽 = volumen molar del gas o el volumen de 1 mol del gas a una temperatura y

presión especificadas

presiones bajas:

𝒁=1 (todos los gases reales se comportan idealmente a presiones bajas)

presiones altas:

𝒁 <1 (𝑷𝑽 < RT, los gases son mas comprensibles que los gases ideales)

𝒁 >1 (𝑷𝑽 > RT, los gases son mas difícilmente compresibles)

8

Leyes de los Gases

Ecuación de estado de van der Waals

PV = nRT

𝑃 + 𝑎𝑛2

𝑉2𝑉 − 𝑛𝑏 = 𝑛RT

𝒏

𝑽= densidad del gas

𝒂 = constante de proporcionalidad

𝒂 𝒏𝟐

𝑽𝟐 = reducción de la presión debida a las fuerzas de atracción

𝑷 = presión del gas medida experimentalmente

𝑷 + 𝒂𝒏𝟐 𝑽𝟐 = presión del gas si no estuvieran presentes las fuerzas

intermoleculares

𝑽 𝑽 − 𝒏𝒃

𝒏𝒃 = volumen efectivo total de 𝒏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒈𝒂𝒔

9

Leyes de los Gases

Ecuación virial de estado

𝑷𝑽

𝒏𝑹𝑻=

𝑷𝑽

𝑹𝑻 =𝟏 +

𝑩𝒏

𝑽+

𝑪𝒏𝟐

𝑽𝟐+

𝑫𝒏𝟑

𝑽𝟑+ …

B, C, D, … = coeficientes viriales segundo, tercero, cuarto…

B >> C >> D

para los gases ideales B , C , D =0

La no idealidad de los gases se explica :

(1) en forma matemática por una expansión en serie, en la cual los coeficiente

B, C, D … pueden determinarse experimentalmente (Ecuación virial de

estado);

(2) mediante la corrección del volumen molecular finito y las fuerzas

intermoleculares (Ecuación van der Waals)