Unidad V Quimica

Introducción

En el siguiente trabajo se presentan los diferentes conceptos que la química nos brinda para entender muchísimas reacciones que ocurren en nuestra vida diaria. Es necesario tener en claro que para en verdad trabajar con la complejidad de estos conceptos es fundamental entrar a la mente de dos autores grandes en cuestión de química, lo que es Raymond Chang y John Phillips. Autores que nos acompañaran en el trascurso de este trabajo.

Los conceptos que vamos analizar a continuación son indispensables para comprender lo que nosotros necesitamos para la vida en cuestiones de química, muchísimos de ellos los necesitamos en la industria, es decir se utiliza más en la industria. Estos conceptos que se presentan como trabajo de la unidad nos abrirán la mente para comprender lo que como jóvenes necesitamos de la química para el bien de nuestra carrera.

Tal vez al momento de realizar la investigación nos topemos con algunas cosas nuevas para nosotros, es de ahí la importancia de este trabajo que nos brindara nuevos conocimientos acerca de lo importante que resulta la química en nuestra vida cotidiana. La química en si es estupenda y no será más comprensible al terminar dicho trabajo.

UNIDAD V

CONCEPTOS GENERALES DE GASES, TERMOQUÍMICA Y ELECTROQUÍMICA

1. Definir los siguientes conceptos:

a. Gas como estado de agregación

b. Gas ideal

c. Gas real

d. Propiedades críticas

e. Factor de compresibilidad

A. Gas como estado de agregación

Un gas es una sustancia que normalmente se halla en estado gaseoso a temperaturas y presiones ordinarias; un vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia de líquido a solida a temperaturas y presiones normales.- (Raymond Chang, Química Séptima Edición - 2002).

B. Gas ideal

Es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura, se puede describir completamente por su misma ecuación. Las moléculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre sí, y su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que lo contiene. – (Raymond Chang, Química Séptima Edición - 2002).

C. Gas real

Son los gases que existen en la naturaleza, cuyas moléculas están sujetas a la fuerzas de atracción y repulsión. Solamente a bajas presiones y bajas temperaturas las fuerzas de atracción son despreciables y se comportan como gases ideales.

Los gases reales no se expanden infinitamente, si no que llegaría un momento en el que no ocuparía más volumen. Esto se debe a que entre sus átomos se establecen unas fuerzas bastantes pequeñas, debido a los cambios aleatorios de cargas electroestáticas, a las que se les llama fuerzas de Van der Waals.- (Mohína Gabriela, Química Primera Edición - 2011).

D. Propiedades críticas

Experiencias cotidianas a bajas presiones nos muestran cómo el punto de ebullición del agua aumenta con la presión (e.g. con el agua del radiador de un coche no hay que quitar el tapón cuando está sobrecalentado). Si la presión en el sistema se pudiese aumentar en algunos cientos de bares, se podría alcanzar un punto en el cual la ebullición no se daría para ninguna temperatura. Esto es un problema fascinante que no podría predecirse con la Termodinámica clásica.

Para comprender los procesos de ebullición más minuciosamente, vamos a considerar lo que ocurre cuando un mol de vapor a baja P se condensa a lo largo de una isoterma. En la siguiente figura se muestran las relaciones P-V-T para el sistema H2O proyectado tanto en el plano P-V como en el P-T. Si comenzamos por un punto a 340ºC a P= 100 bar (punto X en las figuras), con el aumento de P de 100 bar a 145 bar, el volumen molar del vapor disminuye desde los 320 a 190 cm3, como puede verse siguiendo la isoterma.

A 145 bar, la curva de ebullición se intersecta y el vapor comienza a condensarse, siendo el volumen de la fase líquida de  25cm3mol-1. Puesto que la curva de ebullición tiene un valor único para cada combinación de P-T, el vapor se condensará en líquido sin cambio de P: así, la isoterma de 340ºC es horizontal a 145 bares y se convierte en una “time line” que conecta los volúmenes de las fases coexistentes agua y vapor. Cuando todo el vapor se haya condensado en líquido, la P podrá aumentar de nuevo; en este caso las isotermas son casi verticales puesto que el agua líquida es mucho menos compresible que el vapor. Si el proceso de compresión se repitiese a mayores temperaturas, las densidades del líquido que va a bullir y el vapor irían aproximándose uno a otro, y a T  374ºC ya son idénticas. Para cualquier T > 374ºC, la condensación nunca ocurrirá y el H2O será siempre una fase homogénea. Esta diferencia se ve claramente en la figura XXX, al comparar las isotermas de los 340ºC con la de los 400ºC (indicadas ambas por líneas punteadas). La isoterma de menor temperatura presenta dos quiebres bien marcados en su pendiente, indicando las diferentes densidades de las fases líquido y vapor coexistentes durante la ebullición. Sin embargo, la isoterma de mayor T es continua para todas las P. La máxima temperatura a la que la ebullición puede ocurrir en un sistema puro corresponde con el punto crítico del sistema, caracterizado por una presión crítica (Pc), una temperatura crítica (Tc) y un volumen crítico (Vc). El paso del comportamiento subcrítico al supercrítico puede ser observado en determinadas ocasiones, y corresponde con la desaparición del menisco que separa el líquido del vapor. Puesto que la Tc del CO2 es próxima la del ambiente (304.2ºK) este fenómeno puede reversiblemente ser observado al microscopio mediante leves calentamientos o enfriamientos de inclusiones fluidas con CO2 puro, mediante el uso de una platina calentadora.

Por encima del punto crítico, los límites de fases entre líquidos y gases desaparecen y sólo una fase está presente; esta fase homogénea supercrítica se la conoce con el término “neutro” de “fluido supercrítico”. Afortunadamente, toda las ecuaciones

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