1. Principios físicos fundamentales que
gobiernan las propiedades y comportamiento
de los sistemas químicos
FISICOQUÍMICA
TERMODINÁMICA
MECÁNICA ESTADÍSTICA
QUÍMICA CUÁNTICA
CINÉTICA
MACROSCÓPICA
MICROSCÓPICA
PROP. DE LA MATERIA
PROP. MOLECULARES
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2. CONCEPTOS BÁSICOS
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
 Macroscópico: estudio de la materia a gran escala
 Microscópico: estudio de la materia a escala molecular
 Termodinámica: ciencia macroscópica que estudia las relaciones entre las
diferentes propiedades de equilibrio de los sistemas y los cambios que éstas
experimentan durante un proceso. En particular estudia el calor, la energía, el
trabajo y los cambios que éstos producen en un sistema.
 Sistema: porción del universo que va a ser estudiada
 Alrededores: porción del universo restante y que puede interactuar con el
sistema
 Paredes: elemento que separa a un sistema de sus alrededores.
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3. Sistema
Abierto
Intercambia
energía y materia
Cerrado
Sólo intercambia
energía
Aislado
No intercambia
energía ni materia
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4. CONCEPTOS FUNDAMENTALES
Paredes
Según:
Energía
Adiabática
No adiabática
Materia
Permeable
Impermeable
Movimiento
Rígidas
Móviles
Semipermeable
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5. CONCEPTOS FUNDAMENTALES
 Equilibrio: estado en el que un sistema cumple que:
a. Sus propiedades permanecen constantes con el tiempo
b. Cuando se suprime el contacto con sus alrededores no hay cambio en
Equilibrio termodinámico
sus propiedades
Sistema que está en equilibrio térmico,
 Estado estacionario: Sistema que cumple a pero no b
mecánico y material
Tipos de equilibrio
Gradiente
Mecánico
Térmico
Incremento delta en sentido literal. Desde el
punto de vista físicoMaterial fuerza motriz que
es una
Todas las fuerzas hacia dónde ocurre un proceso  de
indica
No hay cambios
están equilibradas.
mayor reacciones en
No hay a menor
térmicos en el sistema.
Cero aceleración.
No hay gradientes
de velocidad
el sistema ni transferencia neta de materia.
No hay gradientes de
Potencial Qco
No hay gradientes de
temperatura
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6. CONCEPTOS FUNDAMENTALES
 Propiedades termodinámicas: características que definen un sistema:
 Volumen
 Presión
 Temperatura, etc
 Propiedades se dividen en:
 Extensivas: dependen de la cantidad de materia
 Intensivas: no dependen de la cantidad de materia
 Sistema homogéneo: todas las propiedades intensivas son constantes
 Sistema heterogéneo: conformado por dos o más fases
 Fase: porción homogénea de un sistema
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7. CONCEPTOS FUNDAMENTALES
 Presión: Fuerza por unidad de área:
P = F/A  la fuerza es normal a la superficie (F: fuerza, A: área)
 Densidad: masa sobre volumen
r = m/V  es una propiedad intensiva
 Temperatura (T): Propiedad que define a sistemas en equilibrio térmico. Por
definición, dos sistemas en equilibrio térmico tienen igual temperatura, dos
sistemas que no lo están, tienen diferente temperatura.
 Mol: cantidad que expresa la masa de sustancia sobre su peso molecular
n = m/M  M es el peso molecular (peso total de 6,022e23 moléculas)
 Ley cero de la termodinámica: dos sistemas en equilibrio térmico con un
tercero, lo están entre sí.
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8. GASES IDEALES
Sistema particular con las siguientes características
a.
b.
c.
d.
e.
Partículas esféricas
No hay fuerzas intermoleculares de atracción ni de repulsión
Choques elásticos, si es que ocurren
Partículas muy separadas unas de otras
Cumple con la ecuación
PV = nRT
Donde:
P: Presión
V: Volumen
n: moles
R: Constante universal de los gases
T: temperatura
Veamos cómo se determinó la
ecuación anterior
Leyes de los gases ideales
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/LG/L0.html
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9. P 1/a V (T, m cttes)
LEY DE BOYLE
En el s. XVII Boyle descubre que para una cantidad fija de un gas a Temperatura
constante, la presión y el volumen son inversamente proporcionales
PV = K1
P = K1/V
P1V1 = P2V2
K1: es una constante
p
Esta ecuación se cumple para
bajas presiones  bajas
interacciones moleculares
p
Si disminuye el volumen
aumentan
los
choques
moleculares
contra
las
paredes y con ellos la presión
V
1/V
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10. LEY DE CHARLES - GAY LUSSAC
T a V (P, m cttes)
En el s. XIX Charles y Lussac midieron la expansión térmica de los gases y
encontraron que para una m y P constantes , el volumen aumenta al
incrementar la temperatura  directamente proporcionales
V/T = K2
V = TK2
V1/T1 = V2/T2
K2: es una constante
Si incrementa la temperatura,
incrementa
la
velocidad
cinética de los gases y con
ella, las colisiones contra las
paredes
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11. n (V, T, P cttes)
PRINCIPIO DE AVOGADRO
Este principio establece que si dos gases se encuentran a las mismas condiciones
de P, T y V es porque tienen igual número de moles. En otras palabras, dos
volúmenes de gases a las mismas condiciones de P y T contienen el mismo
número de moléculas: 6.0221376*1023 moléculas.
ECUACIÓN DEL GAS IDEAL
Para la determinación de la ecuación del gas ideal, se emplean los tres principios
previamente vistos, al aplicarlos al siguiente proceso.
P1, V1, T1
a
T, m constantes
Ley de Boyle
P1V1 = K1 = P2Va
P2, Va, T1
b
P2, V2, T2
P, m constantes
Ley de Charles
Va/T1 = K2 = V2/T2
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12. ECUACIÓN DEL GAS IDEAL
12

13. 13

14. ECUACIÓN DEL GAS IDEAL
Si combinamos las dos expresiones anteriores, encontramos que:
P1V1 / T1 = P2V2 / T2
Al aplicar el famoso principio de Avogadro, vemos que, si ambos gases están a
las mismas condiciones de PTV, entonces, se encuentra una relación directa con
las moles. Esta relación es la constante de proporcionalidad R
PV = nRT
OTRAS FORMAS DE LA ECUACIÓN DEL GAS IDEAL
PV = (m/M)RT
PV = nRT
P = (m/V)*(RT/M)
P(V/n) = RT
r  densidad
Vm  volumen
molar
P = rRT/M
PVm = RT
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15. ECUACIÓN DEL GAS IDEAL
Valores de la constante universal de los gases R






R
8,314 J/molK
8,314 m3Pa/molK
83,14 cm3bar/molK
82,06 cm3atm/molK
1,987 cal/molK
0,082 atmL/molK
LEY DE DALTON: LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES 1803
La presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a
la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si sólo uno
ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura.
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16. ECUACIÓN DEL GAS IDEAL  FÓRMULAS DE T
(9/5)K=R
16

17. Problema
Se hace reaccionar una tira de magnesio de 0.0282g con ácido clorhídrico
diluido al 10%, contenido en una probeta invertida en el seno del agua de un
cristalizador. Al terminar la reacción Mg (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2(g)
Se lee en la escala de la probeta que el hidrógeno desplazó 35mL. Calcular la
masa de H2 en gramos correspondiente al volumen obtenido, si la temperatura
es de 26 °C y la presión atmosférica es de 601 mmHg. (Presión del agua a 26°C
25,02 mmHg). Determinar el % en peso que reaccionó del Mg y la masa de HCl
que reaccionó. Determinar las moles y la masa del agua que hay contenida en la
fase vapor
H2
HCl
10%
H2O de la
llave
Tira de
magnesio
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18. PROBLEMAS
Presión manométrica = Presión absoluta - Presión Atmosférica
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http://www7.uc.cl/sw_educ/educacion/grecia/plano/html/pdfs/cra/fisica/NM4/RFE4T_001.pdf, consultado 20/04/2013

19. PROBLEMAS
Presión manométrica = Presión absoluta - Presión Atmosférica
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http://www7.uc.cl/sw_educ/educacion/grecia/plano/html/pdfs/cra/fisica/NM4/RFE4T_001.pdf, consultado 20/04/2013

20. PROBLEMA
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