Condiciones microsopcas de un gas ideal

Son las propiedades de partículas no observadas previamente y es por medio de La termodinámica que trata los procesos de transferencia de calor, que es una de las formas de energía y como puede producir un trabajo con ella. En esta área se describe como la materia en cualquiera de sus estados (sólido, líquido, gaseoso) va transformándose. Desde un punto de vista macroscópico de la materia se estudia como ésta reacciona a cambios en su volumen, presión, temperatura entre otros. La termodinámica se basa en cuatro leyes principales: el equilibrio termodinámico (o ley cero), el principio de conservación de la energía (primera ley), el aumento temporal de la entropía (segunda ley) y la imposibilidad del cero absoluto (tercera ley). 

Una consecuencia de la termodinámica es lo que hoy se conoce como mecánica estadística. Ésta rama estudia, al igual que la termodinámica, los procesos de transferencia de calor, pero contrario a la anterior desde un punto de vista molecular. La materia como se conoce está compuesta por moléculas y el conocer el comportamiento de una sola de sus moléculas nos lleva a medidas erróneas. Es por eso que se debe tratar como un conjunto de elementos caóticos o aleatorios, y se utiliza el lenguaje estadístico y consideraciones mecánicas para describir comportamientos macroscópicos de este conjunto molecular microscópico.

Ecuación de Van der WaalsLa ecuación de Van der Waals es una ecuación de estado de un fluido compuesto de partículas con un tamaño no despreciable y con fuerzas intermoleculares, como lasfuerzas de Van der Waals. La ecuación, cuyo origen se remonta a 1873, debe su nombre a Johannes Diderik van der Waals, quien recibió el premio Nobel en 1910 por su trabajo en la ecuación de estado para gases y líquidos, la cual está basada en una modificación de la ley de los gases ideales para que se aproxime de manera más precisa al comportamiento de los gases reales al tener en cuenta su tamaño no nulo y la atracción entre sus partículas.

Ecuación[

Las isotermas de Van der Waals: el modelo predice correctamente la fase de líquido

prácticamente incompresible, pero las oscilaciones en la fase de transición no se corresponden con los

resultados experimentales.

Una forma de esta ecuación es:

donde:

p es la presión del fluido, medido en atmósferas,

v es el volumen en el que se encuentran las partículas dividido por el número de

partículas (en litros),

k es la constante de Boltzmann,

T es la temperatura, en kelvin,

a' es un término que tiene que ver con la atracción entre partículas,

b' es el volumen medio excluido de v por cada partícula.

Si se introducen el número de Avogadro, NA, el número de moles n y, consecuentemente, el número total de partículas n•NA, la ecuación queda en la forma siguiente:

donde:

p es la presión del fluido,

V es el volumen total del recipiente en que se encuentra el fluido,

a mide la atracción entre las partículas  ,

b es el volumen disponible de un mol de partículas  ,

n es el número de moles,

R es la constante universal de los gases ideales,  ,

T es la temperatura, en kelvin.Debe hacerse entre una distinción cuidadosa entre el volumen disponible para una partícula y el volumen de una partícula misma. En particular, en la primera ecuación se refiere al espacio vacío disponible por partícula. Es decir que , es el volumen del recipiente dividido por el número total de de partículas. El parámetro , por el contrario, es proporcional al volumen ocupado de una partícula —únicamente delimitado por el radio radio atómico. Este es el volumen que se restará de debido al espacio ocupado por una partícula. En la derivación original de Van der Waals, que figura a continuación, es cuatro veces el volumen disponible de la partícula. Observe además que la presión tiende a infinito cuando el contenedor está completamente lleno de partículas de modo que no hay espacio vacío dejado por las partículas a moverse. Esto ocurre cuando .

Teorema de equiparticiónFigura 1. Movimiento térmico de un péptido tipohélice-α. El movimiento vibratorio es aleatorio y complejo, y

la energía de un átomo en particular puede fluctuar ampliamente. Sin embargo, el teorema de equipartición

permite que se pueda calcular la energía cinética promedio de cada átomo, como también las energías

potencialespromedio de muchos modos vibracionales. Las esferas grises, rojas y azules

representan átomosde carbono, oxígeno y nitrógeno, respectivamente; las esferas blancas más pequeñas

representan átomos de hidrógeno.

En mecánica estadística, clásica, el teorema de equipartición es una fórmula general que relaciona la temperatura de un sistema con su energía media. El teorema de equipartición es también conocido como la ley de equipartición, equipartición de la energía, o simplemente equipartición. La idea central de la equipartición es que, en equilibrio térmico, la energía se reparte en partes iguales entre sus varias formas; por ejemplo, la energía cinética promedio en un movimiento de traslación de una molécula debe ser igual a la energía cinética promedio en su movimiento de rotación.

De la aplicación del teorema de equipartición surgen predicciones cuantitativas. Al igual que el teorema de virial, da las energías cinética y potencial totales del sistema a una dada temperatura, a partir de la cual es posible calcular la capacidad calórica del sistema. Sin embargo, equipartición también da los valores promedio de los componentes individuales de la energía, tal como la energía cinética de una partícula específica o la energía potencial de un resorte aislado. Por ejemplo, el teorema predice que cada molécula en un gas ideal posee una energía cinética promedio de (3/2)kBT en equilibrio térmico, donde kB es la constante de Boltzmann y T es la temperatura. En forma más general, puede ser aplicado a cualquier sistema clásico en equilibrio térmico, no importa cuán complejo sea el mismo. El teorema de equipartición puede ser utilizado para derivar la ley de los gases ideales clásica  , y la Ley de Dulong-Petit para los calores específicos de los sólidos. También puede ser utilizado para predecir las propiedades de las estrellas, aún las enanas blancas y estrellas de neutrones, dado que su validez se extiende a situaciones en las que existan efectos relativistas.A pesar de que el teorema de equipartición realiza predicciones muy precisas en ciertas circunstancias, esto no es así cuando los efectos cuánticos son relevantes. La equipartición es válida solo cuando la energía térmica kBT es mucho mayor que el espaciamiento entre los niveles de energía cuánticos. Cuando la energía térmica es menor que el espaciamiento entre niveles de energía cuánticos en un grado de libertad en particular, la energía promedio y la capacidad calórica de este grado de libertad son menores que los valores predichos por la equipartición. Se dice que dicho grado de libertad está "congelado". Por ejemplo, el calor específico de un sólido disminuye a bajas temperaturas dado que varios tipos de movimientos se congelan, en lugar de permanecer constantes como predice la equipartición. Estas reducciones en los calores específicos fueron los primeros síntomas que notaron los físicos del siglo XIX en el sentido que la física clásica era incorrecta y que era necesario avanzar en el desarrollo de nuevas teorías físicas. La falla de la equipartición en el campo de la radiación electromagnética — también conocida como catástrofe ultravioleta — indujo a Albert Einstein a sugerir que la luz exhibe un comportamiento dual: como onda y como fotones, una hipótesis revolucionaria que impulsó el desarrollo de la mecánica cuántica y la teoría cuántica de campos.

Proceso adiabático

En termodinámica se designa como proceso adiabático a aquél en el cual el sistema (generalmente, un fluido que realiza un trabajo) no intercambia calor con su entorno. Un proceso adiabático que es además reversible se conoce como proceso isoentrópico. El extremo opuesto, en el que tiene lugar la máxima transferencia de calor, causando que la temperatura permanezca constante, se denomina proceso isotérmico.

El término adiabático hace referencia a elementos que impiden la transferencia de calor con el entorno. Una pared aislada se aproxima bastante a un límite adiabático. Otro ejemplo es la temperatura adiabática de llama, que es la temperatura que podría alcanzar una llama si no hubiera pérdida de calor hacia el entorno. En climatización los procesos de humectación (aporte de vapor de agua) son adiabáticos, puesto que no hay transferencia de calor, a pesar que se consiga variar la temperatura del aire y su humedad relativa.

El calentamiento y enfriamiento adiabático son procesos que comúnmente ocurren debido al cambio en la presión de un gas. Esto puede ser cuantificado usando la ley de los gases ideales.

En otras palabras se considera proceso adiabático a un sistema especial en el cual no se pierde ni tampoco se gana energía calorífica. Esto viene definido según la primera ley de termodinámica describiendo que Q=0

Si se relaciona el tema del proceso adiabático con las ondas, se debe tener en cuenta que el proceso o carácter adiabático solo se produce en las ondas longitudinales

Molécula.

. Estas fuerzas explican las propiedades físicas como la solubilidad o el punto de ebullición de un compuesto molecular.Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases enrarecidos y en los gases nobles. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las moléculas de H2O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida. En orden creciente de intensidad, las fuerzas intermoleculares más relevantes son: las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno. La dinámica molecular es un método de simulación por computadora que utiliza estas fuerzas para tratar de explicar las propiedades de las moléculas.

Definición y sus límites[editar]De manera menos general y precisa, se ha definido molécula como la parte más pequeña de una sustancia química que conserva sus propiedades químicas, y a partir de la cual se puede reconstituir la sustancia sin reacciones químicas. De acuerdo con esta definición, que resulta razonablemente útil para aquellas sustancias puras constituidas por moléculas, podrían existir las "moléculas monoatómicas" de gases nobles, mientras que las redes cristalinas, sales, metales y la mayoría de vidrios quedarían en una situación confusa.Las moléculas lábiles pueden perder su consistencia en tiempos relativamente cortos, pero si el tiempo de vida medio es del orden de unas pocas vibraciones moleculares, estamos ante un estado de transición que no se puede considerar molécula. Actualmente, es posible el uso de láser pulsado para el estudio de la química de estos sistemas.Las entidades que comparten la definición de las moléculas pero tienen carga eléctrica se denominan iones poliatómicos, iones moleculares o moléculas ion. Las salescompuestas por iones poliatómicos se clasifican habitualmente dentro de los materiales de base molecular o materiales moleculares.

La estructura molecular puede ser descrita de diferentes formas. La fórmula molecular es útil para moléculas sencillas, como H2O para el agua o NH3 para el amoníaco. Contiene los símbolos de los elementos presentes en la molécula, así como su proporción indicada por los subíndices.

Para moléculas más complejas, como las que se encuentran comúnmente en química orgánica, la fórmula química no es suficiente, y vale la pena usar una fórmula estructural o una fórmula esqueletal, las que indican gráficamente la disposición espacial de los distintos grupos funcionales.

Cuando se quieren mostrar variadas propiedades moleculares, o se trata de sistemas muy complejos como proteínas, ADN o polímeros, se utilizan representaciones especiales, como los modelos tridimensionales (físicos o representados por ordenador). En proteínas, por

ejemplo, cabe distinguir entre estructura primaria (orden de los aminoácidos), secundaria (primer plegamiento en hélices, hojas, giros…), terciaria (plegamiento de las estructuras tipo hélice/hoja/giro para dar glóbulos) y cuaternaria (organización espacial entre los diferentes glóbulos).

Coeficiente de dilatación adiabáticaConceptoPara comprender esta relación entre las capacidades caloríficas a presión y volumen constante se considera el siguiente experimento:

Un cilindro cerrado con un pistón bloqueado contiene aire. La presión interior es igual a la presión atmosférica del aire fuera. Este cilindro se calienta. Dado que el pistón no se puede mover, el volumen es constante. La temperatura y la presión aumentarán. La fuente de calor se detiene y la energía añadida al sistema es proporcional a  . El pistón es liberado y se mueve hacia el exterior, la ampliación del volumen, sin intercambio de calor (expansión adiabática). Al hacer esto trabajo (proporcional a  ) se enfría el aire en el interior del cilindro a la temperatura por debajo de su instante de inicio. Para volver al estado inicial de temperatura (todavía con un pistón libre), el aire debe ser calentado. Este exceso de calor se eleva a cerca del 40% de la cantidad anterior.En el ejemplo anterior, tal vez no fuese evidente cómo   debido a que está implicado en la ampliación y posterior calentamiento del sistema y durante el proceso la presión no permanece constante. Otra forma de entender la diferencia entre   y   consiste en considerar la diferencia entre la adición de calor al gas con un pistón bloqueado, y la adición de calor con un pistón con libertad de movimiento, de manera que la presión se mantiene constante. En este caso, el gas se expandirá por el calor causando que el pistón haga el trabajo mecánico contra la atmósfera. El calor que se añade al gas va sólo en parte en la calefacción de gas; Mientras que el resto se transforma en el trabajo mecánico realizado por el pistón. En el caso de volumen constante (pistón bloqueado) no existe un movimiento externo, y por lo tanto no se realiza el trabajo mecánico en la atmósfera. Así, la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura del gas (la capacidad térmica) es mayor en el caso de una presión constante.

Relaciones con un gas ideal[Para un gas ideal la capacidad calorífica es constante con la temperatura. De acuerdo con esta afirmación la entalpía puede expresarse como   y la energía internacomo  . Por lo tanto, se puede decir que el coeficiente de dilatación adiabática es la razón entre la entalpía y la energía interna:

De la misma forma, las capacidades caloríficas pueden ser expresadas en términos del ratio (   ) y la constante de gas (   ):

,

donde   es la cantidad de sustancia en moles.

Es difícil encontrar tabulada información sobre  , y es frecuente encontrar, sin embargo, más fácilmente información tabular sobre  . La siguiente relación se puede emplear para determinar  :

Relación con los grados de libertad[editar]

La razón de capacidades caloríficas (   ) para un gas ideal puede estar relacionado con los grados de libertad (   ) de una molécula por lo siguiente:

Se puede observar que en el caso de un gas monoatómico, con tres grados de libertad:

,

mientras que en un gas diatómico, con cinco grados de libertad (a temperatura ambiente):

.

Por ejemplo: la atmósfera terrestre está compuesta principalmente de gases diatómicos (~78% nitrógeno (N2) y [~21% [oxígeno]] (O2)) y a condición estándard puede considerarse como un gas ideal. Una molécula de un gas diatómico posee cinco grados de libertad (tres translacionales y dos rotacionales, el grado de libertad vibracional no se tiene en cuenta si no es a grandes temperaturas). con todo ello resulta un valor de

.

Esto es consistente con las medidas del índice adiabático de aproximadamente de 1.403 (se puede ver en la tabla susodicha).

Diferencias entre gas real e ideal? Un gas ideal es aquel que cumple con la formula Pv=nRT v= Volumen Es la cantidad de espacio que tiene un recipiente. Medidos en Litros o en algunos de sus derivados. V=nRT 

P=Presión Fuerza que ejerce el contenido de un recipiente, al recipiente. P=nRT 

T=Temperatura Es la medida de calor que presenta un elemento. Es medida en oK T=PV 

nR= Número de partículas Cantidad de partes (moles) presentes. n=PV 

por lo tanto que cumple con la Ley de Boyle -Mariotte , Chrales y Gay Lussac , aquellas que decian que alguna propiedad constante otras eran inversa o directamente proporcional. 

Un gas real es aquel gas que precisamente no se considera ideal esto quiere decir no cumple con las anteriores.

En el mundo no hay gases ideales pero para problemas se consideran todos ideales , además a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales las diferencias son minimas. 

OTRAS DIFERENCIAS - Para un gas ideal la variable "z" siempre vale uno, en cambio para un gas real, "z" tiene que valer diferente que uno. 

- La ecuación de estado para un gas ideal, prescinde de la variable "z" ya que esta para un gas ideal, vale uno. Y para un gas real, ya que esta variable tiene que ser diferente de uno, así que la formula queda de esta forma: p.V = z.n.R.T. 

- La ecuación de Van der Waals se diferencia de las de los gases ideales por la presencia de dos términos de corrección; uno corrige el volumen, el otro modifica la presión. 

- Los gases reales, a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales, actúan como gases ideales.

Ley De Dulong y Petit

Ley de Dulong y Peti, ley empírica enunciada en 1802 por los químicos franceses Pierre Louis Dulong y Alexis Thérèse Petit, y según la cual para la mayoría de los elementos sólidos, el producto de su calor específico por su masa atómica es una cantidad aproximadamente constante. Al producto del calor específico por la masa atómica le dieron el nombre de “calor atómico”.

Los calores atómicos, a presión constante, de los elementos en estado sólido, medidos a temperatura ambiente, tienden a un valor constante común: 6,4 calorías por átomo gramo y por grado Celsius, es decir, aproximadamente 26,8 Jmol-1K-1.

Todos los calores atómicos de los sólidos varían con la temperatura, y tienden a un valor constante a temperaturas elevadas y se anulan en las proximidades del cero absoluto. Lo que ocurre es que la mayor parte de los elementos sólidos alcanzan a temperatura ambiente este valor límite.

La ley de Dulong y Petit es una ley límite y las discrepancias con los resultados

experimentales se acentúan a medida que la temperatura disminuye.

Estructura Molecular De Los Gases, Por El Numero De Átomos

Estructura molecular, distribución de los átomos en un compuesto por medio de los enlaces químicos. Existen varios tipos de enlace y las características típicas de la sustancia se deben a ellos. Cuando los átomos de un elemento pierden uno o más electrones se convierten en iones cargados positivamente (cationes). Estos electrones son captados por los átomos de otro elemento, convirtiéndolos en iones cargados negativamente (aniones). Como las cargas positivas y negativas se atraen, esos cationes y aniones se unen mediante un enlace iónico para formar un conjunto que consiste en grandes cantidades de iones de ambas clases. El compuesto resultante se llama compuesto iónico. Un ejemplo es el cloruro de sodio, que está compuesto por la misma cantidad de cationes de sodio y aniones de cloro. Casi todos los compuestos iónicos contienen un elemento metálico, porque sólo estos elementos pueden perder electrones fácilmente y formar cationes, y un elemento no metálico que capta los electrones. Los átomos de los compuestos que no son iónicos se mantienen unidos por enlaces covalentes. Un enlace covalente consiste en un par de electrones que son compartidos por dos átomos vecinos. Los enlaces covalentes son típicos entre los elementos no metálicos. Hay dos clases principales de sustancias con enlaces covalentes: las sustancias moleculares y los sólidos covalentes reticulares.

a) Definir :

Capacidad Especifica Molar

Se define como la energía necesaria para aumentar en un grado la temperatura de un cuerpo. Sus unidades son J·K-1 o J·ºC-1.

Si un cuerpo intercambia cierta cantidad de energía térmica Q y se produce un incremento de temperatura T, la relación entre ambas magnitudes es:

Q = C· tDonde C es la capacidad calorífica del cuerpo. Aumentar o disminuir la temperatura de un gas encerrado en un recipiente se puede realizar a volumen o a presión constante, por lo que en el caso de las sustancias gaseosas se habla de capacidad calorífica a volumen constante, Cv, y de capacidad calorífica a presión constante, Cp.

La capacidad calorífica de un cuerpo es proporcional a la cantidad de masa

presente:

C = m·c

La constante c se denomina capacidad calorífica específica o, más comúnmente, calor específico y sólo depende del tipo de sustancia de que se trate, pero no de su cantidad. Es la energía necesaria para elevar en un grado la temperatura de un kilogramo de una sustancia.

Igualmente se puede utilizar el concepto de capacidad calorífica molar, que se define como la energía necesaria para elevar en un grado la temperatura de un mol de sustancia.

Calor De Transformación

A este se le conoce como calor latente, se puede igualmente definir los calores latentes de disolución y de dilución correspondientes a la adición de un gramo de cuerpo disuelto o de un gramo de disolvente en una disolución.

Tensión de vapor

El estado del sistema se representa por un punto en un diagrama p-V. Podemos llevar al sistema desde un estado inicial a otro final a través de una sucesión de estados de equilibrio.

Proceso Adiabático

En termodinámica se define como cualquier proceso físico en el que magnitudes como la presión o el volumen se modifican sin una transferencia significativa de energía calorífica hacia el entorno o desde éste (véase Transferencia de calor). Un ejemplo corriente es la emisión de aerosol por un pulverizador, acompañada de una disminución de la temperatura del pulverizador. La expansión de los gases consume energía, que procede del calor del líquido del pulverizador. El proceso tiene lugar demasiado rápido como para que el calor perdido sea reemplazado desde el entorno, por lo que la temperatura desciende. El efecto inverso, un aumento de temperatura, se observa cuando un gas se comprime rápidamente. Muchos sistemas comunes, como los motores de automóvil, presentan fenómenos adiabáticos.