Termodinamica 1

Propiedades Térmicas de la Materia

Objetivos: Después de terminar
esta unidad, deberá:
• Escribir y aplicar relaciones entre presión, volumen,
temperatura y cantidad de materia para gases ideales
que experimentan cambios de estado.
• Definir y aplicar conceptos que
involucren masa molecular, moles y
número de Avogadro.
• Escribir y aplicar la ley general de
los gases para un estado particularde
un gas ideal.

Estado termodinámico
El estado termodinámico de un gas
se define con cuatro coordenadas:

• Presión absoluta, P
• Temperatura absoluta, T
• Volumen, V
• Masa m o cantidad de materia n

Leyes de gas entre estados
Las leyes de Boyle, de Charles y de Gay-Lusac se
pueden combinar en una sola fórmula para un gas
ideal que cambia del estado 1 a otro estado 2.
Estado
1

PV
1 1
m1T1P1, V1
T1 m1

PV
2 2
m2T2

P2, V2
T2 m2

Estado
2

Cualquier factor que
permanezca
constante se elimina

Ejemplo 1: La llanta de un automóvil tiene una presión
manométrica de 28x103 Pa en la mañana a 20 0C.
Después de conducir durante horas la temperatura del
aire interior de la llanta es de 30 0C. ¿Cuál será la
lectura manométrica? (P0 = 1.013x105 Pa)

T1 = 20 + 273 = 293 K
T2 = 30 + 273 = 303 KPabs = Pmanom + P0;
P1 = 28x103 + 1.013x105 = 129.3x103 Pa

PV
1 1
m1T1

PV
2 2
m2T2

Mismo aire en llantas: m1 = m2
Mismo volumen de aire: V1 = V2

Ejemplo 1: ¿Cuál será la presión manométrica?
Dado: T1 = 293 K; T2 = 303 K; P1 = 129.3x103 Pa

PV
1 1
m1T1

PV
2 2
m2T2

P1
T1

P2
T2

Masa atómica
La masa atómica de un elemento es la masa de un átomo del
elemento comparada con la masa de un átomode carbono
tomado como 12 unidades de masa atómica (u).
Masas atómicas de algunos elementos:

Hidrógeno, H = 1.0 u

Carbono, C = 12.0 u

Helio,

He = 4.0 u

Nitrógeno, N = 14.0 u

Litio,

Li = 7.0 u

Neón,

Berilio, Be = 9.0 u

Ne = 20.0 u

Cobre, Cu = 64.0 u

Masa molecular
La masa molecular M es la suma de las masas
atómicas de todos los átomos que conforman la
molécula.
Considere dióxido decarbono (CO2)

La molécula
tiene un átomo
de carbono y
dos átomos de
oxígeno

1 C = 1 x 12 u = 12 u
2 O = 2 x 16 u = 32 u
CO2 = 44 u

Definición de mol
Un mol es aquella cantidad de una sustancia que
contiene el mismo número de partículas que hay en
12 g de carbono 12. (6.023 x 1023 partículas)

1 mol de carbono tiene una masa de 12 g
1 mol de helio tiene una masa de 4 g
1 mol de neón tiene una masade 20 g
1 mol de hidrógeno (H2) = 1 + 1 = 2 g
1 mol de oxígeno (O2) es 16 + 16 = 32 g

Masa molecular en gramos/mol
La unidad de masa molecular M es gramos por mol.

Hidrógeno, H = 1.0 g/mol H2

= 2.0 g/mol

Helio, He = 4.0 g/mol

= 16.0 g/mol

O2

Carbono, C = 12.0 g/mol H O = 18.0 g/mol
2
Oxígeno, O = 16.0 g/mol CO2 = 44.0 g/mol
Cada mol tiene 6.23 x 1023 moléculas

Moles y número demoléculas
Encontrar el número de
moles n en un número
dado N de moléculas:

n

N
NA

Número de Avogadro: NA = 6.023 x 1023 partículas/mol

Ejemplo 2: ¿Cuántos moles de cualquier gas
contendrán 20 x 1023 moléculas?
n

N
NA

20 10 23 moléculas
6.023 10 23 moléculas mol

n = 3.321 mol

Moles y masa molecular M
Encontrar el número de
moles n en una masa
dada m de una sustancia:

n

m
M

La masa molecular M seexpresa en gramos por mol.
Ejemplo 3: ¿Cuántas moles hay en 200 g de
gas oxígeno O2? (M = 32 g/mol)

n

m
M

200 g
32 g/mol

n = 6.25 mol

Ejemplo 4: ¿Cuál es la masa de un
sólo átomo de boro (M = 11 g/mol)?
Se proporcionan tanto un número N = 1 como una
masa molecular M = 11 g/mol. Recuerde que:

n

m

N
NA
NM
NA

n

m
M

(1)(11 g/mol)
6.023 x 1023atoms/mol

m
M

N
NA

m = 1.826x10-23 g

Leyde gas ideal
PV
PV
Al sustituir moles n por
1 1
2 2
masa m, se sabe que:
n1T1 n2T2
En otras palabras, la razón PV/nT es una constante, y
si se puede encontrar su valor, se puede trabajar con
un sólo estado.
Dado que un mol de cualquier gas contiene el mismo número
de moléculas, tendrá el mismo volumen para cualquier gas.

Volumen de un
mol de un gas:

V = 22.4 L o 22.4 x 10-3 m3

La constante...