¿Cómo te fue en el primer parcial?
¿Qué te pareció el nivel de los problemas?(Comparados con los de la Guía de problemas y comparados con otros problemas de parcial)
¿Estabas bien preparado? ¿Que mejorarías para el segundo? ¿Qué cambiarías?
¿Se entienden las consignas? ¿Te alcanzó el tiempo para resolverlo?
Espero tu comentario.
Las notas del primer parcial ya están. Si querés saber tu nota antes de la próxima clase, enviá tu Nombre completo y DNI a elviravaccaro@hotmail.com .
domingo, 31 de mayo de 2009
15ava. CLASE: 28/05/09
En la clase de hoy estudiamos la Teoría cinética de los gases. En esencia esta Teoría supone lo siguiente:
-Los gases están formados de moléculas discretas. Las moléculas están relativamente lejanas entre sí y ejercen muy poca atracción una respecto a otra (razón por la cual vamos a suponer que esa interacción es despreciable) , excepto a temperaturas y presiones a las cuales se licúa el gas (no hay ningún ejercicio de la guía en la que se presente alguna de estas excepciones).
- Las moléculas gaseosas tienen movimiento aleatorio continuo en línea recta con velocidades variables. Los choques entre las moléculas de gas y con las paredes del recipiente son elásticas (esto quiere decir que en los choques las moléculas no pierden ni ganan energía)
- La energía cinética promedio de las moléculas gaseosas (es decir una "medida" de la velocidad de las moléculas) es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra. Las energías cinéticas ("velocidad") promedio de moléculas de gases distintos son iguales a una temperatura dada.
Luego tomando en cuenta la Teoría Cinética de los gases, analizamos tres leyes:
- Ley de Boyle: La presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente que lo contienen es ocasionada por las moléculas que chocan contra ellas, es decir que la presión depende del número de choques por unidad de tiempo y la fuerza con que se producen esos choques.
La ley de Boyle dice que a Temperatura constante la Presión es inversamente proporcional al Volumen del recipiente en que se encuentra el gas.
- Ley de Charles: Como la energía cinética promedio ("velocidad") de las moléculas es directamente proporcional a la Temperatura, entonces el número de choques contra las paredes del recipientes, o sea la Presión, también aumentará proporcionalmente con la Temperatura.
En síntesis: a Volumen constante la Presión es proporcional a la Temperatura.
-La Ley de Avogadro (Hipótesis de Avogadro) propone que a la misma Temperatura y Presión colúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas.
Los postulados de las leyes de los gases fueron formalizadas en una ecuación matemática conocida como la Ecuación General de los Gases Ideales:
P.V=n.R.T,
Y la Ecuación de Estado: Pi.Vi/Ti = Pf.Vf/Tf
donde P=Presión expresada en atmósferas (atm); V=Volumen expresado en dm3; n=cantidad de moléculas expresado en moles; R=la constante de los gases ideales y T= Temperatura absoluta expresada en Kelvin (K).
El valor de la constante con las unidades enunciadas más arriba es 0,082 dm3.atm / mol.K
Otra forma de escribir la ecuación de los Gases Ideales es como
P.M=d.R.T,
donde M es la masa molar y d es la densidad del gas.
Te proponemos que trates de llegar a esta expresión de la ecuación de los Gases partiendo de P.V=n.R.T (empezá escribiendo a "n" como masa/masa molar).
También estudiamos algunas equivalencias de unidades, por ejemplo:
760 mmHg = 760 Torr = 1 atm
1 litro = 1 dm3
Para pasar una temperatura en ºC a K es necesario sumarles 273 a los ºC. Por ejemplo 25ºC son 298 K.
Con estos conceptos hicimos los ejercicios 7.1, 7.2, 7.5, 7.8 y 7.10
Luego qué sucede cuando hay una Mezcla de gases en un recipiente. Para eso estudiamos la Ley de Dalton que dice que: la Presión Total en un recipiente que contienen distintos gases será igual a la suma de las Presiones Parciales de cada uno de esos gases. Es decir si en un recipiente hay un gas A y un gas B, las presiones parciales serán:
Presión parcial del gas A
pA= nA.R.T/V
Presión parcial del gas B
pB= nB.R.T/V
donde nA es la cantidad de moléculas del gas y nB la cantidad de moléculas del gas B
Por lo tanto la Presión Total (PT) será:
PT = nT.R.T/V
donde nT es la cantidad total de moléculas de gas en el recipientes, es decir nA + nB
También vimos el concepto de Fracción molar (x). La fracción molar se define como:
La fracción molar del gas A
xA= nA/nT
La fracción molar del gas B
xB= nB/nT
Es decir que la fracción molar es la proporción de cada uno de los gases presentes en el recipiente y por lo tanto no lleva unidades. Si se multiplica a la fracción molar por 100 se puede expresar esa proporción en porcentaje.
La suma de las fracciones molares de los gases presentes en la mezcla siempre es igual a 1.
Si hay 2 gases en el recipiente y hay la misma cantidad de cada uno de ellos, entonces la fracción molar de ambos es 0,5.
Como la presión parcial de cada uno de los gases en una mezcla es proporcional a la cantidad que haya de ese gas en el recipiente, se puede utilizar la fracción molar para determinar su presión parcial como el producto de la Presión Total por la fracción molar:
Por ejemplo, presión parcial del gas A
pA=PT.xA
Con estos conceptos hicimos los ejercicios 7.15, 7.16 y 7.19
Con lo visto hoy pueden hacer toda la serie 7 de ejercicios.
Esperamos tu comentario.
-Los gases están formados de moléculas discretas. Las moléculas están relativamente lejanas entre sí y ejercen muy poca atracción una respecto a otra (razón por la cual vamos a suponer que esa interacción es despreciable) , excepto a temperaturas y presiones a las cuales se licúa el gas (no hay ningún ejercicio de la guía en la que se presente alguna de estas excepciones).
- Las moléculas gaseosas tienen movimiento aleatorio continuo en línea recta con velocidades variables. Los choques entre las moléculas de gas y con las paredes del recipiente son elásticas (esto quiere decir que en los choques las moléculas no pierden ni ganan energía)
- La energía cinética promedio de las moléculas gaseosas (es decir una "medida" de la velocidad de las moléculas) es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra. Las energías cinéticas ("velocidad") promedio de moléculas de gases distintos son iguales a una temperatura dada.
Luego tomando en cuenta la Teoría Cinética de los gases, analizamos tres leyes:
- Ley de Boyle: La presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente que lo contienen es ocasionada por las moléculas que chocan contra ellas, es decir que la presión depende del número de choques por unidad de tiempo y la fuerza con que se producen esos choques.
La ley de Boyle dice que a Temperatura constante la Presión es inversamente proporcional al Volumen del recipiente en que se encuentra el gas.
- Ley de Charles: Como la energía cinética promedio ("velocidad") de las moléculas es directamente proporcional a la Temperatura, entonces el número de choques contra las paredes del recipientes, o sea la Presión, también aumentará proporcionalmente con la Temperatura.
En síntesis: a Volumen constante la Presión es proporcional a la Temperatura.
-La Ley de Avogadro (Hipótesis de Avogadro) propone que a la misma Temperatura y Presión colúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas.
Los postulados de las leyes de los gases fueron formalizadas en una ecuación matemática conocida como la Ecuación General de los Gases Ideales:
P.V=n.R.T,
Y la Ecuación de Estado: Pi.Vi/Ti = Pf.Vf/Tf
donde P=Presión expresada en atmósferas (atm); V=Volumen expresado en dm3; n=cantidad de moléculas expresado en moles; R=la constante de los gases ideales y T= Temperatura absoluta expresada en Kelvin (K).
El valor de la constante con las unidades enunciadas más arriba es 0,082 dm3.atm / mol.K
Otra forma de escribir la ecuación de los Gases Ideales es como
P.M=d.R.T,
donde M es la masa molar y d es la densidad del gas.
Te proponemos que trates de llegar a esta expresión de la ecuación de los Gases partiendo de P.V=n.R.T (empezá escribiendo a "n" como masa/masa molar).
También estudiamos algunas equivalencias de unidades, por ejemplo:
760 mmHg = 760 Torr = 1 atm
1 litro = 1 dm3
Para pasar una temperatura en ºC a K es necesario sumarles 273 a los ºC. Por ejemplo 25ºC son 298 K.
Con estos conceptos hicimos los ejercicios 7.1, 7.2, 7.5, 7.8 y 7.10
Luego qué sucede cuando hay una Mezcla de gases en un recipiente. Para eso estudiamos la Ley de Dalton que dice que: la Presión Total en un recipiente que contienen distintos gases será igual a la suma de las Presiones Parciales de cada uno de esos gases. Es decir si en un recipiente hay un gas A y un gas B, las presiones parciales serán:
Presión parcial del gas A
pA= nA.R.T/V
Presión parcial del gas B
pB= nB.R.T/V
donde nA es la cantidad de moléculas del gas y nB la cantidad de moléculas del gas B
Por lo tanto la Presión Total (PT) será:
PT = nT.R.T/V
donde nT es la cantidad total de moléculas de gas en el recipientes, es decir nA + nB
También vimos el concepto de Fracción molar (x). La fracción molar se define como:
La fracción molar del gas A
xA= nA/nT
La fracción molar del gas B
xB= nB/nT
Es decir que la fracción molar es la proporción de cada uno de los gases presentes en el recipiente y por lo tanto no lleva unidades. Si se multiplica a la fracción molar por 100 se puede expresar esa proporción en porcentaje.
La suma de las fracciones molares de los gases presentes en la mezcla siempre es igual a 1.
Si hay 2 gases en el recipiente y hay la misma cantidad de cada uno de ellos, entonces la fracción molar de ambos es 0,5.
Como la presión parcial de cada uno de los gases en una mezcla es proporcional a la cantidad que haya de ese gas en el recipiente, se puede utilizar la fracción molar para determinar su presión parcial como el producto de la Presión Total por la fracción molar:
Por ejemplo, presión parcial del gas A
pA=PT.xA
Con estos conceptos hicimos los ejercicios 7.15, 7.16 y 7.19
Con lo visto hoy pueden hacer toda la serie 7 de ejercicios.
Esperamos tu comentario.
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