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UNIDAD 3 Interludio Microscópico - Coggle Diagram
UNIDAD 3
Interludio Microscópico
Teoría Cinética del Gas Ideal
Hipotesis
Son un nro enorme, por lo que se usa promedio para describir sus propiedes. Un gas CNPT ocupa 22,4 l y tiene 6,022x10^23 moleculas. Una micra cubica tiene 3x10^7
Las moleculas estan separadas por distancias mucho mas grandes de sus propiedas dimensiones, tienen un volumen propio que resulta insignificante.
Se presentan como pequeñas esferas rígidas que se hallan en perpetuo movimiento aleatorio. No tienen dirección preferente para sus movimientos.
no experimentan fuerzas de atracción ni de repulsión entre si excepto cuando chocan entre ellas o con la pared.
Chocan entre ellas con choques elasticos: se conserva la cantidad de movimiento.
Para una especie quimica cualquiera cuyas moleculas son todas identicas, la masa total es: M= m . N = n .
M
siendo m la masa de una molecula y
M
la masa molecular
Presión de un Gas Ideal
La presión es producida por los choques elásticos de las moleculas del gas contra las paredes del recipiente. Un aumento de la temperatura (aumenta energia cinetica) o una reducción de volumen (aumenta la densidad y habria mas moleculas) haran que choquen con mas frecuencia, elevando la presión.
VCM y Distr. de Partículas
En el cero absoluto, las moléculas no se mueven y su Ec. es cero. A una Tº dada, la energía cinética media de las moléculas de todos los gases ideales es la misma.
Leyes deducibles
Ley de Boyle: La presion de un gas varia en forma inversamente proporcional con el volumen a temperatura constante
Ley de Charles: La energía cinética de un gas es proporcional a la temperatura, si aumenta la temperatura aumenta la Ek , aumentan las colisiones con la pared del recipiente y por ende la P
Ley de Difusion de Graham: Si tenemos dos gases distintos que con la misma cantidad de moleculas, P y T. Las velocidades de difusion de las sustancias gaseosas son inversamente proporcionales a la raiz cuadrada de su relacion de masas molares.
Ley de Avogadro: Sean dos gases distintos a igual P, V y T el nro de moles va a ser igual de acuerdo con:
P.V = nA . R . T = nB . R . T
Conclusiones
El volumen de un gas refleja la distribucion de posiciones de las moleculas que lo componen. La variable macroscopica V representa el espacio disponible para el movimiento de una molecula.
La presion del gas es manisfetacion de la variacion promedio de momento que exprimentan las moleculas al chocar contra las paredes y rebotar.
La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que es función del cuadrado de su velocidad.
Gases Reales (Ec Van der Waals)
Hipótesis
Las moléculas interaccionan entre sí, siendo repulsivas a corta distancia y atractivas a distancia intermedias, pero desaparece a distancias más grandes. Las moléculas alejadas de las paredes tendrán toda su esfera de acción dentro del recipiente, por lo que estará equilibrada con las esferas de acción de otras moléculas.
Ecuación
"(P + a/V^2) * (V-b) = R.T" a Tº bajas y pequeños volúmenes (alta densidad) no se desprecia ninguno de los términos.
Semejanza Termodinámica
Gases diferentes en estados correspondientes se comportan de la misma manera, y estados correspondientes son a los que se corresponden iguales parámetros incluidos.
Mecánica Estadística
Descripción del Estado de Eq.
El estado de equlibrio de un sistema queda definido cuando se conoce su energia total
Desde el punto de vista microscópico: conocer el nivel de energía de cada partícula
Desde el punto de vista estadístico: conocer el nro de partículas n que se encuentran en cada nivel de energía ( configuración instantánea)
Principio de equiparticion
La energía disponible se comparte, en promedio, de manera equitativa por cada grado de libertada independiente. Cada grado de libertad aporta 1/2 KT a la energía de un sistema donde los posibles grados de libertad son aquellos asociados con la traslacion, rotacion y vibración de las moléculas
Hipótesis
Las propiedades macroscopicas estudiadas son el resultado del comporatmiento colectivo de un elevado nro de particulas individuales.
Los estados de equilibrio definidos por la termodinamica son estados de equilibrio estadistico, solo es cte el valor medio de las magnitudes que lo definen, porque las particulas estan en movimiento incesante.
En un colectividad de N articulas idénticas, cada partícula puede encontrarse solo en uno de los niveles de energía permitidos.
Punto de Vista y Nivel de Energía
El punto de vista macroscopico de la termodinámica trabaja con estados de equilibrio caracterizados por variables macroscopicas medibles, que se relacionan entre si mediante la ecuación de estado
El punto de vista de la mecánica estadística trabaja con macroestados caracterizados por el peso estadistico las distintas configuraciones (P) entre las que la energia total (Et) de una poblacion de particulas (Nt) se distribuye entre los niveles (Ei) permitidos
Coeficiente de Compresibilidad
Comportamiento
Si los valores de Z son tabulados en función de los parámetros reducidos, se observa que a iguales parámetros reducidos corresponden iguales valores de Z, lo que refuerza el concepto de que gases distintos se comportan de igual modo en iguales estados.
Fundamento
En gases reales deja de cumplirse la igualdad de gases ideales, por lo que se introduce este factor para corregirlo. P.V=Z.R.T
Z es adimensional. Si Z<1 el gas real es más comprensible que el ideal. Si Z>1 el gas real es menos compresible que el ideal. Si Z=1 el gas real es tan compresible como el ideal.
Modelo Sencillo de Líquido
Un líquido puro en eq. se describe como gas modelo en la fase vapor y un líquido modelo en la fase líquida si se encuentra a temperaturas moderadas y en un recipiente cerrado.
Cerca del punto crítico el gas comienza a parecer líquido y viceversa, por lo que en dicho punto ambos se confunden conformando un continuo único con fuerzas adhesivas y repulsivas completamente balanceadas.