PROPIEDADES TÉRMICAS DE LA MATERIA

La ecuación de Van der Waals
2. La ecuación fue desarrollada en el siglo XIX por el físico holandés J. D. Van der Waals;se llamó interacción de Van der Waals en su honor.
3. La ecuación de Van der Waals es
4. Las constantes a y b son constantes empíricas, diferentes para cada gas; b representa aproximadamente el volumen de un mol de moléculas, así que el volumen total de las moléculas es nb y el volumen neto disponible para que se muevan es V - nb
5. Si n/V es un valor pequeño (es decir, cuando el gas está diluido), la distancia media entre moléculas es grande, las correcciones de la ecuación de Van der Waals se vuelven insignificantes y se reduce a la ecuación del gas ideal.
6. Gráficas pV
  3. La figura 18.7 presenta una gráfica pV para un material que no obedece la ecuación del gas ideal. A temperaturas por debajo de Tc, las isotermas tienen regiones planas en las que podemos comprimir el material sin aumentar la presión. La observación del gas revela que se está condensando de la fase de vapor (gas) a la de líquido. Las partes planas de las isotermas en la parte sombreada de la figura 18.7 representan condiciones de equilibrio de fase líquido-vapor. Al disminuir el volumen, más y más material pasa de vapor a líquido, pero la presión no cambia.
  4. La figura 18.6 muestra isotermas pV para una cantidad constante de gas ideal. La temperatura más alta es T4; la más baja, T1. Ésta es una representación gráfica de la ecuación de estado del gas ideal. Podemos leer el volumen V correspondiente a cualquier presión p y temperatura T dadas en el intervalo mostrado
Ecuaciones de estado
1. Las condiciones en que existe un material dado se describen con cantidades físicas como
  1. Presión
  2. Volumen
  3. Temperatura
  4. Cantidad de sustancia
2. El volumen V de una sustancia suele estar determinado por su presión p, temperatura T y cantidad de sustancia, descrita por la masa mtotal o número de moles n.
4. La ecuación del gas ideal
  1. La masa molar M de un compuesto (a veces llamada peso molecular) es la masa de un mol, y la masa total mtotal de una cantidad dada de ese compuesto es el número de moles n multiplicado por la masa de un mol M:
  2. Las mediciones del comportamiento de diversos gases dan origen a tres conclusiones:
    1. 1. El volumen V es proporcional al número de moles n. Si duplicamos el número de moles, manteniendo constantes la temperatura y la presión, el volumen se duplica.
    2. 2. El volumen varía inversamente con la presión absoluta p. Si duplicamos la presión manteniendo constantes la temperatura T y el número de moles n, el gas se comprime a la mitad de su volumen inicial. Dicho de otro modo, pV = constante cuando n y T son constantes
    3. 3. La presión es proporcional a la temperatura absoluta. Si duplicamos la temperatura absoluta, manteniendo constantes el volumen y el número de moles, la presión se duplica. En otras palabras, p = (constante)T si n y V son constantes
  3. 1. El gas ideal es un gas para el que la ecuación se cumple con precisión a todas las presiones y temperaturas
Propiedades moleculares de la materia
1. Moléculas y fuerzas intermoleculares
  1. Toda la materia conocida se compone de moléculas. Todas las moléculas de un compuesto químico específico son idénticas. Las moléculas más pequeñas contienen un solo átomo y su tamaño es del orden de
  2. En los gases, las moléculas se mueven de forma casi independiente; en líquidos y sólidos se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares de naturaleza eléctrica que surgen de las interacciones de las partículas con carga eléctrica que constituyen las moléculas
  4. La fuerza entre las moléculas de un gas varía con la distancia r entre las moléculas aproximadamente, donde una Fr positiva corresponde a una fuerza de repulsión, y una negativa corresponde a una fuerza de atracción.
2. Las moléculas siempre están en movimiento; su energía cinética normalmente aumenta con la temperatura. A temperaturas muy bajas, la energía cinética media de una molécula puede ser mucho menor que la profundidad del pozo de potencial.
3. En los sólidos, las moléculas vibran alrededor de puntos más o menos fijos. En un sólido cristalino, esos puntos están dispuestos en una red cristalina recurrente.
4. En un líquido, las distancias intermoleculares no suelen ser mucho mayores que en la fase sólida de la misma sustancia, pero las moléculas tienen una libertad de movimiento mucho mayor. Los líquidos sólo muestran estructuras regulares en las inmediaciones de unas cuantas moléculas. Esto se denomina orden de corto alcance, en contraste con el orden de largo alcance de un cristal sólido.
5. Las moléculas de un gas suelen estar muy separadas y por ello sólo tienen fuerzas de atracción muy pequeñas. Una molécula de gas se mueve en línea recta hasta chocar con otra molécula o con una pared del recipiente.
Modelo cinético-molecular del gas ideal
1. El objetivo de cualquier teoría molecular de la materia es entender las propiedades macroscópicas de la materia en términos de su estructura y comportamiento atómicos o moleculares.El objetivo de cualquier teoría molecular de la materia es entender las propiedades macroscópicas de la materia en términos de su estructura y comportamiento atómicos o moleculares.
2. La siguiente explicación del modelo cinético-molecular abarca varios pasos
  1. 1. Un recipiente con volumen V contiene un número muy grande N de moléculas idénticas, cada una con masa m.
  2. 2. Las moléculas se comportan como partículas puntuales; su tamaño es pequeño en comparación con la distancia media entre partículas y las dimensiones del recipiente.
  3. 3. Las moléculas están en constante movimiento, y obedecen las leyes del movimiento de Newton. Las moléculas chocan ocasionalmente con las paredes del recipiente. Tales choques son perfectamente elásticos
  4. 4. Las paredes del recipiente son perfectamente rígidas y con masa infinita; no se mueven.
3. Colisiones y presión de gas
  1. Durante los choques, las moléculas ejercen fuerzas sobre las paredes del recipiente; éste es el origen de la presión del gas.
  2. primero determinaremos el número de choques por unidad de tiempo para cierta área de pared A. Luego calcularemos el cambio de cantidad de movimiento total asociado con estos choques y la fuerza necesaria para provocar ese cambio. Así podremos determinar la presión, que es la fuerza por unidad de área, y comparar el resultado con la ecuación del gas ideal.
  4. De acuerdo con la segunda ley de Newton, esta tasa de cambio de la cantidad de movimiento es igual a la fuerza ejercida por el área de pared A sobre las moléculas del gas. Por la tercera ley de Newton, ésta es igual y opuesta a la fuerza ejercida sobre la pared por las moléculas. La presión p es la magnitud de la fuerza ejercida sobre la pared por unidad de área, y obtenemos
    2. La presión ejercida por el gas depende del número de moléculas por volumen (N/V), la masa m por molécula y la rapidez de las moléculas.
Rapideces moleculares
2. Para calcular la rapidez eficaz, elevamos al cuadrado cada rapidez molecular, sumamos, dividimos entre el número de moléculas y sacamos la raíz cuadrada; es la raíz de la media de los cuadrados
3. las moléculas de gas con diferente masa m tienen la misma energía cinética media pero diferente rapidez eficaz.
  1. Son más rápidas las moléculas de Hidrógeno
4. las moléculas de nitrógeno
  1. Del aire se mueven más rápidamente que las de oxígeno
5. La suposición de que los choques de las moléculas con las paredes del recipiente son perfectamente elásticos es una simplificación excesiva.
6. El gas y la pared por lo regular están en equilibrio térmico y tienen la misma temperatura, así que no hay transferencia neta de energía entre el gas y la pared, y este descubrimiento no altera la validez de nuestras conclusiones.

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