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Galería de mapas mentales Química Física - Propiedades del Gas
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Química Física - Propiedades del Gas
Contenido básico relevante sobre las propiedades de los gases en química física, incluida la compilación de "gas perfecto", "modelo teórico dinámico", "gas real", etc. El contenido principal proviene de Química Física de Peter Atkins.
Editado a las 2022-08-02 18:09:14,
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Propiedades de los gases
gas perfecto
1. Las ecuaciones relacionadas con los gases perfectos proporcionan la base para el establecimiento de muchas relaciones en termodinámica. La ley de los gases perfectos también es una buena aproximación de primer orden para explicar las propiedades de los gases reales; 2. La ley de los gases perfectos establecida sobre la base de una serie de fenómenos experimentales es la ley límite de los gases reales cuando la presión tiende a cero. A medida que la presión de los gases reales disminuye, el grado de cumplimiento aumenta (idea central).
1.1variables de estado El estado físico de una sustancia está determinado por sus propiedades físicas. Dos muestras de la misma sustancia con las mismas propiedades físicas se encuentran en el mismo estado. Las variables utilizadas para caracterizar el estado de un sistema incluyen la cantidad de material que contiene n, el volumen que ocupa V, la presión p y la temperatura T.
1.1.1 Presión
La fuerza del gas proviene de la fuerza generada por el impacto continuo de las moléculas contra la pared del recipiente.
unidad
1.1.2 Temperatura
La temperatura es una propiedad que determina la dirección en la que se transfiere térmicamente la energía cuando dos objetos están en contacto entre sí a través de un conductor térmico: la energía se transfiere de un objeto caliente a un objeto frío.
En esta serie de mapas mentales, la temperatura marcada con la escala de temperatura Celsius está marcada con θ y la unidad es Celsius (℃). La presión del gas se puede utilizar para construir una escala de temperatura del gas perfecta, que es exactamente igual a la escala de temperatura termodinámica.
unidad
En la escala de temperatura termodinámica, la temperatura está representada por T, normalmente en Kelvin (K). La relación exacta entre la temperatura termodinámica y la temperatura Celsius es la siguiente: T/K=θ/°C 273,15
1.2 Ecuación de estado En principio, el estado de una sustancia pura se puede determinar especificando los valores de n, V, p y T, pero según la experiencia, sólo se dan tres variables. Es decir, cada sustancia puede describirse mediante una ecuación que exprese la relación entre cuatro variables, es decir, la ecuación de estado.
1.2.1 Fórmula general de la ecuación de estado
Si se conocen n, V y T de una sustancia específica, también se puede determinar su p.
Cada sustancia tiene su propia ecuación de estado, pero sólo en algunos casos concretos existen leyes claras e inequívocas.
Ecuación de estado del "gas perfecto": p=nRT/V R es una constante independiente del tipo de gas.
1.2.1.1 Leyes empíricas
Ley de Boyle: PV=constante, n y T son constantes
Explicación a nivel molecular: cuando la muestra de gas se comprime a la mitad de su volumen original, el número de moléculas que chocan con la pared del dispositivo en un período determinado es el doble que antes de la compresión, por lo que la fuerza promedio de las moléculas de gas en la pared será también es doble, por lo que pV sigue siendo constante
ley de carlos V=constante*T, n y p son constantes p=constante*T, n y V son constantes
ley limite
La ley del límite es estrictamente cierta sólo en un límite específico (aquí p→0). Aunque muchas relaciones son estrictamente verdaderas sólo cuando p→0, siguen siendo razonables y confiables a presión normal (p≈1 bar) y se usan comúnmente en sistemas químicos.
principio de avogadro V=constante*n, T y p son constantes
ley de los gases perfectos pV=nRT
Cuanto menor es la presión, más se comporta un gas real como un gas perfecto. A temperatura ambiente y presión estándar (298,15 K y 1 bar), el volumen molar de un gas perfecto, Vm=V/n, se puede obtener como Vm=24,789dm^3·mol^-1
1.2.1.2 Mezcla de gases
presión parcial
Cuando se trabaja con mezclas de gases, es importante conocer la contribución de cada componente a la presión total en la muestra.
presión parcial
La suma de todas las presiones parciales es igual a la presión total.
Cuando todos los componentes son gases perfectos, la presión parcial de cada componente corresponde a la presión que tendría el gas si se colocara solo en un recipiente del mismo volumen y a la misma temperatura. (Significado original del concepto de presión parcial)
La base de la fórmula original de la Ley de Dalton: La presión de una mezcla de gases es la suma de las presiones que tendría cada componente si existiera solo y ocupara el mismo volumen.
lista de conceptos
1. El estado físico de la materia, es decir, las condiciones físicas, está determinado por sus propiedades físicas.
2. El equilibrio de fuerzas es la condición de que la presión en ambos lados de la partición móvil compartida sea igual.
3. La ecuación de estado es una ecuación que relaciona las variables que determinan el estado de la materia.
4. La ley de Boyle y la ley de Charles son leyes límite, que sólo son verdaderas en un cierto límite (p→0)
5. Las isotermas se refieren a curvas correspondientes a una misma temperatura.
6. Las isobaras se refieren a curvas correspondientes a la misma presión.
7. Las líneas isovolumétricas se refieren a curvas correspondientes al mismo volumen a lo largo del camino.
8. Un gas perfecto es un gas que obedece la ley de los gases perfectos en todas las condiciones.
9. La ley de Dalton establece que la presión de una mezcla de gases (perfecta) es la suma de las presiones que tendrían los componentes si ocuparan el mismo volumen.
modelo de teoría dinámica
Idea central: los gases están compuestos de moléculas de tamaño insignificante que se mueven de forma irregular y sin fin. Sus colisiones siguen las leyes de la mecánica clásica.
En la teoría cinética de los gases (a veces llamada teoría cinética molecular, la teoría cinética molecular se abrevia como KMT), se supone que la energía del gas proviene únicamente de la energía cinética del movimiento de las moléculas de gas. Modelo atrapante y más importante en química física. Uno de los modelos excelentes.
2.1 Modelo
Supuestos: 1. El gas está compuesto por moléculas de masa m, que se mueven de forma irregular e infinita y obedecen las leyes de la mecánica clásica; 2. En relación con la distancia promedio que se moverán las moléculas cuando colisionen, el diámetro de la molécula es muy pequeño y su tamaño es insignificante, similar a una "partícula". 3. Las moléculas interactúan únicamente mediante colisiones elásticas.
Colisión elástica: la colisión elástica se refiere a una colisión en la que se conserva la energía de traslación total de las moléculas.
Presión y velocidad molecular.
Tasa promedio de actualización de cuadrados
relación de presión y volumen
Para obtener un breve proceso de derivación, consulte el tema especial 1B de química física de Peter Atkins.
Distribución de tasas de Maxwell-Boltzmann
La distribución de velocidades de las moléculas de gas individuales es muy amplia y las colisiones garantizan que la velocidad de movimiento de las moléculas de gas cambie constantemente. Si las moléculas se movían rápidamente antes de la colisión, pueden acelerar a un ritmo más rápido después de la colisión y sólo disminuir la velocidad después de la siguiente colisión. Para calcular la tasa de reemplazo cuadrática media, se debe conocer la fracción de moléculas con una tasa determinada en cualquier instante. La fracción de moléculas en el rango v a v dv es proporcional al ancho del rango de velocidad y se puede escribir como f(v)dv, donde f(v) se llama distribución de velocidad.
Función de distribución de tasas de Maxwell-Boltzmann
Para obtener un breve proceso de derivación, consulte el tema especial 1B de química física de Peter Atkins.
Constante de los gases (moles)
valor promedio
Tasa cuadrática media<v^2>=3RT/M
Tasa de actualización cuadrada promedio V_rms=<v^2>^1/2=(3RT/M)^1/2
Velocidad relativa promedio (mismas moléculas)
Velocidad relativa media (gas perfecto)
2.2 Colisión
Frecuencia de colisión
La teoría cinética se puede utilizar para derivar la frecuencia de colisión, z, que es el número de colisiones de una molécula dividido por el intervalo de tiempo en el que ocurren estas colisiones.
camino libre medio λ
La distancia promedio que se mueve una molécula entre colisiones.
camino libre medio
Camino libre medio (gas perfecto)
Se puede observar que si se duplica la presión, el camino libre medio se acorta al valor general original.
Los gases típicos como el oxígeno y el oxígeno a 1 atm y 25°C pueden considerarse como un conjunto de moléculas que se mueven a una velocidad promedio de 500 m·s^-1 por mes. Cada molécula chocará una vez en aproximadamente 1 ns. Entre las dos colisiones, se mueve una distancia de aproximadamente 10 ^ 3 diámetros de molécula.
lista de conceptos
1. El modelo teórico de cinética molecular de gases sólo considera el aporte energético de la energía cinética de las moléculas.
2. Las conclusiones importantes de este modelo incluyen las expresiones de presión y velocidad cuadrática media.
3. La distribución de tasas de Maxwell-Boltzmann proporciona la fracción de moléculas dentro de un rango de tasas específico.
4. La frecuencia de colisiones es igual al número promedio de colisiones moleculares dentro de un determinado intervalo de tiempo dividido por la duración del intervalo de tiempo.
5. El camino libre medio es la distancia promedio que recorre una molécula entre colisiones.
gasolina de verdad
Los gases reales tienen propiedades diferentes a las de los gases perfectos. Además, estudiar las desviaciones del comportamiento perfecto de los gases puede proporcionar información sobre la naturaleza de las interacciones intermoleculares. Las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas de gas explican las modificaciones de la isoterma del gas e ilustran su comportamiento crítico.
3.1 Desviación del comportamiento perfecto del gas
La desviación de los gases reales de la ley de los gases perfectos se debe a interacciones entre moléculas. La fuerza de repulsión entre moléculas favorece la expansión, mientras que la fuerza de atracción favorece la compresión.
La fuerza repulsiva es significativa sólo cuando las moléculas están casi en contacto, y la fuerza repulsiva es una interacción de corto alcance, incluso tan corta como el diámetro de la molécula. Debido a que las fuerzas repulsivas son interacciones de corto alcance, sólo se puede esperar una contribución significativa de las fuerzas repulsivas cuando la distancia promedio entre moléculas es pequeña.
Las atracciones intermoleculares tienen un alcance relativamente largo y son efectivas dentro de unos pocos diámetros moleculares; son fuertes cuando las moléculas son relativamente cristalinas y no tienen contacto, y son ineficaces cuando las moléculas están muy separadas. Las fuerzas intermoleculares también son importantes cuando la temperatura es tan baja que las moléculas se mueven a una velocidad promedio bastante lenta y pueden quedar fácilmente atrapadas por otras moléculas.
3.1.1 Factor de compresión·
El factor de compresión Z es la relación entre el volumen molar medido de un gas Vm=V/energía y el volumen molar de un gas perfecto a la misma presión y temperatura.
∵El volumen molar de un gas perfecto es RT/p ∴La expresión equivalente es Z=pVm/RT ∴Hay pVm=RTZ
A presiones muy bajas, todos los gases Z≈1 y tienden a ser gases perfectos.
A presiones más altas, todos los gases tienen Z>1, lo que indica que sus volúmenes molares son mayores que los de los gases perfectos y dominan las fuerzas repulsivas.
A presiones moderadas, la mayoría de los gases tienen Z < 1, lo que indica que las fuerzas de atracción reducen el volumen molar en relación con un gas perfecto.
3.1.2 Coeficiente virial
A grandes volúmenes molares y altas temperaturas, la isoterma del volumen real no es muy diferente de la isoterma de un gas perfecto. Esta pequeña diferencia muestra que; de hecho, la ley de los gases perfectos es el primer término de la expresión subordinada.
ecuación de estado virial
Los coeficientes B, C, etc. están relacionados con la temperatura, y son el segundo, tercer... Coeficientes viriales respectivamente; El primer coeficiente virial es 1.
El valor del coeficiente virial de un gas se puede determinar midiendo su factor de compresión.
3.1.3 Constante crítica
Temperatura crítica
La separación de las dos regiones conductuales de la materia juega un papel especial en la teoría de los estados de la materia.
El comportamiento de una isoterma por debajo de la temperatura crítica es: a cierta presión, un gas se condensa en un líquido y existe una interfaz visible entre el gas y el líquido. Sin embargo, si la compresión ocurre a la temperatura crítica, no aparece ninguna interfaz que separe las dos fases y los volúmenes en cada extremo de la porción horizontal de la isoterma se fusionan en un punto, el punto crítico del gas. La presión y el volumen molar en el punto crítico se convierten en la presión crítica Pc y el volumen molar crítico Vc de la sustancia. En resumen, las constantes críticas de la materia a presión crítica, volumen crítico y temperatura crítica.
A temperaturas superiores a la temperatura crítica, la muestra es una sola fase que ocupa todo el recipiente. Por definición, dicha fase es un gas. Por lo tanto, por encima de la temperatura crítica, no se puede formar la fase líquida de una sustancia. Cuando T>Tc, el único elemento que llena todo el recipiente puede ser mucho más denso que el gas que normalmente se considera, por lo que es más probable que se le llame fluido supercrítico.
ecuación de van der Waals
ecuación de van der Waals
a y b son ambos coeficientes de van der Waals
a representa la fuerza de la atracción mutua entre moléculas
b representa la fuerza de la repulsión mutua entre moléculas
Ambas son propiedades de cada gas y se cree que son independientes de la temperatura y están relacionadas con las propiedades físicas de la fuerza de las interacciones intermoleculares.
Principales características
A altas temperaturas y grandes volúmenes molares se obtienen isotermas de gases perfectas.
Cuando los efectos de Xiyingli y las fuerzas repulsivas están equilibrados, coexisten líquidos y gases.
La constante crítica está relacionada con el coeficiente de van der Waals.
principio de estado contrastivo
En ciencia, una técnica común importante para comparar las propiedades de diferentes objetos es seleccionar propiedades fundamentales relevantes del mismo tipo y establecer una escala relativa basada en ellas. Las constantes críticas son propiedades especiales de los gases, por lo que pueden usarse como reglas para establecer cantidades relativas, mientras que dividir la variable real por la constante crítica correspondiente introduce una variable comparativa de dimensión 1 para el gas.
Bajo el mismo volumen y temperatura de contraste, diferentes gases tienen la misma presión de contraste. Este fenómeno se compara con el principio estatal de Chen Wei.
Este principio sólo se aplica mejor aproximadamente a gases compuestos de moléculas esféricas; cuando las moléculas no son esféricas o polares, el principio no se aplica, a veces bastante mal.
lista de conceptos
1. Resuma el grado de desviación del comportamiento perfecto del gas introduciendo un factor de compresión.
2. La ecuación de estado de Virial es una expansión empírica de la ecuación de estado de los gases perfectos, que resume el comportamiento de los gases reales bajo una serie de condiciones.
3. Las isotermas de los gases reales introducen el concepto de comportamiento crítico.
4. Un gas puede licuarse mediante compresión sólo cuando su temperatura es igual o inferior a su temperatura crítica.
5. La ecuación de van der Waals es una ecuación modelo del estado real del gas representado por dos parámetros. Un coeficiente (a) representa la atracción de las moléculas y el otro coeficiente (b) representa la repulsión de las moléculas.
6. La ecuación de van der Waals captura las características generales del comportamiento del gas real, incluido su comportamiento crítico.
7. Al comparar variables para expresar la ecuación de estado, se pueden armonizar y unificar las propiedades de los gases reales.