1. Propiedades térmicas de la materia
Presentación PowerPoint de
Paul E. Tippens, Profesor de Física
Southern Polytechnic State University

2. 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 particular de
un gas ideal.

3. 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

4. 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 P1, V1 P2, V2 Estado
1 T1 m1 T2 m2 2
PV1 PV2 Cualquier factor que
1 2
permanezca
m1T1 m2T2 constante se elimina

5. Ejemplo 1: La llanta de un automóvil tiene una presión
manométrica de 28 psi 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? (Suponga 1 atm = 14.7 psi.)
T1 = 20 + 273 = 293 K
T2 = 30 + 273 = 303 K
Pabs = Pmanom + 1 atm; P1 = 28 + 14.7 = 42.7 psi
PV1
1 PV2
2 Mismo aire en llantas: m1 = m2
m1T1 m2T2 Mismo volumen de aire: V1 = V2

6. Ejemplo 1: ¿Cuál será la presión manométrica?
Dado: T1 = 293 K; T2 = 303 K; P1 = 42.7 psi
PV1
1 PV2
2 P1 P2
m1T1 m2T2 T1 T2
PT2 (42.7 psi)(303 K)
P2 1
P2 = 44.2 psi
T1 293 K
La presión manométrica es 14.7 psi menos que este valor:
P2 = 44.2 psi - 14.7 psi ; P2 = 29.5 psi

7. La composición de la materia
Cuando se trata con gases, es mucho más conveniente
trabajar con masas relativas de átomos.
Bloques protón neutrón
constructores
de los
Átomo de
átomos. electrón helio
Los átomos contienen protones y neutrones , que
tienen casi la misma masa, rodeados por electrones
que en comparación son casi despreciables.

8. Masas relativas
Para entender escalas relativas, ignore los electrones y compare
los átomos por el número total de partículas nucleares.
Hidrógeno, H 1 partícula
Helio, He 4 partículas
Litio, Li 7 partículas
Carbono, C 12 partículas
Oxígeno, O 16 partículas

9. Masa atómica
La masa atómica de un elemento es la masa de un átomo del
elemento comparada con la masa de un átomo de 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, Ne = 20.0 u
Berilio, Be = 9.0 u Cobre, Cu = 64.0 u

10. Masa molecular
La masa molecular M es la suma de las masas
atómicas de todos los átomos que conforman la
molécula.
Considere dióxido de carbono (CO2)
La molécula
tiene un átomo 1 C = 1 x 12 u = 12 u
de carbono y 2 O = 2 x 16 u = 32 u
dos átomos de
CO2 = 44 u
oxígeno

11. 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 masa de 20 g
1 mol de hidrógeno (H2) = 1 + 1 = 2 g
1 mol de oxígeno (O2) es 16 + 16 = 32 g

12. 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 O2 = 16.0 g/mol
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

13. Moles y número de moléculas
Encontrar el número de N
moles n en un número n
dado N de moléculas: NA
Número de Avogadro: NA = 6.023 x 1023 partículas/mol
Ejemplo 2: ¿Cuántos moles de cualquier gas
contendrán 20 x 1023 moléculas?
N 20 10 23 moléculas
n n = 3.32 mol
NA 6.023 10 23 moléculas mol

14. Moles y masa molecular M
Encontrar el número de m
moles n en una masa n
dada m de una sustancia: M
La masa molecular M se expresa en gramos por mol.
Ejemplo 3: ¿Cuántas moles hay en 200 g de
gas oxígeno O2? (M = 32 g/mol)
m 200 g
n n = 6.25 mol
M 32 g/mol

15. 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 m N
n n
NA M M NA
NM (1)(11 g/mol)
m m = 1.83 x 10-23 g
NA 6.023 x 1023atoms/mol

16. Ley de gas ideal
Al sustituir moles n por PV1 PV2
1 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
V = 22.4 L o 22.4 x 10-3 m3
mol de un gas:

17. La constante universal de gas R
La constante universal de gas R se define del modo
siguiente:
PV
nT
R PV nRT
Evalúe para un mol de gas a 1 atm, 273 K, 22.4 L.
PV (101,300 Pa)(22.4 x 10-3m 3 )
R
nT (1 mol)(273 K)
R = 8.314 J/mol·K

18. Ejemplo 5: Doscientos gramos de oxígeno (M = 32
g/mol) llenan un tanque de 2 L a una temperatura de
250C. ¿Cuál es la presión absoluta P del gas?
V=2L
T = 250 + 2730 = 298 K
O2 t = 25 C
0
V = 2 L = 2 x 10-3 m3 m = 200 g
m m
PV nRT n PV RT
M M
mRT (200 g)(8.314 J/mol K)(298 K)
P P = 7.74 MPa
MV (32 g/mol)(2 x 10-3m3 )

19. Ejemplo 6: ¿Cuántos gramos de gas nitrógeno
(M = 28 g/mol) ocuparán un volumen de 2.4 m3
si la presión absoluta es 220 kPa y la
temperatura es 300 K?
V = 2.4 m3
m
PV RT N2 T = 300 K
M P = 220 kPa
3
PVM (220, 000 Pa)(2.4 m )(28 g/mol)
m
RT (8.314 J/mol K)(300 K)
m = 5930 g o m = 5.93 kg

20. Resumen de fórmulas
PV1
1 PV2
2
PV1
1 PV2
2
m1T1 m2T2 n1T1 n2T2
N m
n n
NA M
PV
nT
R PV nRT

21. CONCLUSIÓN:
Propiedades térmicas de la materia