Teoría cinética molecular de los gases

La teoría cinética molecular de los gases explica las tres características macroscópicas de un gas en términos de la naturaleza microscópica de los átomos y moléculas del gas. El tamaño, la forma, la masa y el volumen de sólidos y líquidos se usan comúnmente para caracterizar sus propiedades físicas. Los gases, por otro lado, no tienen forma ni tamaño definidos, y su masa y volumen no se miden directamente. Las propiedades físicas de cada gas se pueden caracterizar en términos de tres propiedades macroscópicas medibles utilizando la teoría cinética de los gases.

Teoría cinética molecular de los gases

La teoría cinética de los gases es un modelo teórico que describe la composición molecular de un gas en términos de un gran número de partículas submicroscópicas como átomos y moléculas. La teoría también establece que la presión del gas es causada por partículas que chocan entre sí y contra las paredes del recipiente. La temperatura, el volumen y la presión están definidos por la teoría cinética de los gases, también transportan cualidades como la viscosidad y la conductividad térmica, así como la difusividad de masa. Esencialmente explica todos los aspectos del fenómeno microscópico. 

La teoría es importante porque ayuda en el desarrollo de una relación entre las características macroscópicas y los fenómenos microscópicos. La teoría cinética de los gases ayuda a comprender la acción molecular. En general, las moléculas de gas están siempre en movimiento y tienden a chocar entre sí y con las paredes del recipiente. Dado que sus suposiciones se basan en partículas microscópicas que se encuentran en los gases, la teoría cinética molecular a veces se conoce como el modelo microscópico. Bernoulli propuso la idea, que luego fue explorada y ampliada por Clausius, Maxwell, Boltzmann y otros.

Postulados de la teoría cinética molecular de los gases

Los postulados fundamentales de la teoría cinética molecular de los gases son los siguientes:

• Los postulados de la teoría cinética de los gases son útiles para deducir propiedades macroscópicas a partir de propiedades microscópicas.
• Los gases están formados por muchas partículas pequeñas (átomos y moléculas). Cuando se compara con la distancia entre las partículas, estas partículas son extremadamente pequeñas. Las partículas individuales se consideran insignificantes y la mayor parte del volumen ocupado por el gas es espacio vacío.
• Estas moléculas están en un estado constante de movimiento aleatorio, lo que hace que choquen entre sí y con las paredes del recipiente. Cuando las moléculas de gas chocan con las paredes del recipiente, las moléculas dan cierto impulso a las paredes. Esencialmente, esto da como resultado la generación de una fuerza medible. Entonces, si dividimos esta fuerza por el área, la presión está definida.
• Las colisiones de las moléculas con las paredes son completamente elásticas. Eso significa que las moléculas no pierden energía cinética cuando chocan. Las moléculas no disminuyen la velocidad y continuarán moviéndose al mismo ritmo. Durante las colisiones, sin embargo, puede haber una redistribución de energía.
• La cinética promedio de las partículas de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Como resultado, a medida que aumenta la temperatura, la energía cinética promedio de las partículas de gas disminuye. En otras palabras, cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la energía cinética promedio del gas.
• Las moléculas están separadas por una cantidad significativa de espacio. Los espacios vacíos entre las moléculas son tan grandes que el volumen real de las moléculas en comparación con el volumen total del gas es insignificante.
• A temperatura y presión ordinarias, no hay fuerzas de interacción (atractivas o repulsivas) entre las moléculas. Se mueven completamente aislados unos de otros.
• El gas ejerce presión debido a la colisión de sus moléculas con las paredes del recipiente por unidad de área.

Leyes de los gases para los gases ideales

• Presión α Número de partículas a volumen constante: La presión se crea cuando las partículas chocan con las paredes del recipiente. Cuanto mayor es el número de partículas de gas, mayor es el número de partículas que chocan con las paredes del recipiente. Cuanto mayor sea la cantidad (o el número de partículas) del gas, a temperatura y volumen constantes, mayor será la presión.
• Ley de Avogadro – A Presión Constante: N α V. El número de colisiones y la presión aumentan a medida que aumenta el número de partículas. Si la presión permanece constante, la única forma de reducir el número de colisiones es aumentar el volumen. El volumen es proporcional a la cantidad de gas a presión constante.
• Ley de Boyle (Presión a temperatura constante): La energía cinética de las partículas permanece constante a temperatura constante. El número de partículas por unidad de volumen o área aumenta cuando el volumen se reduce a una temperatura constante. La frecuencia de colisiones por unidad de área aumenta a medida que aumenta el número de partículas en la unidad de área. A temperatura constante, cuanto mayor es la presión, menor es el volumen del recipiente.
• Ley de Amonton:  A volumen constante: P α T. La energía cinética de la partícula aumenta a medida que aumenta la temperatura. Cuando el volumen se mantiene constante, las partículas viajan rápidamente, aumentando la frecuencia de colisiones por unidad de tiempo en las paredes del recipiente y, en consecuencia, la presión. Cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la presión del gas a volumen constante.
• Ley de Charles – A presión constante: V α T. El cambio de temperatura es proporcional al cambio de presión. Si la presión también debe mantenerse constante, el número de colisiones debe ajustarse en consecuencia. Las colisiones solo se pueden modificar cambiando el área o el volumen a presión constante y una cantidad constante de sustancia. El volumen cambia proporcionalmente a la temperatura bajo presión constante.
• Ley de difusión de Graham: La ley de Graham establece que la velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a su peso molecular al cuadrado. A la misma temperatura, dos gases con pesos moleculares M ₁ y M ₂ tendrán la misma energía cinética. Después,

Los pesos moleculares son inversamente proporcionales a la velocidad de las moléculas.

• Ley de Dalton: La presión de las moléculas de gas en las paredes del recipiente. Las moléculas de un gas se comportan independientemente de las moléculas de otros gases en la mezcla debido a la ausencia de fuerzas de atracción. Como resultado, ninguna molécula es influenciada por otras cuando choca con las paredes del recipiente. Como si las moléculas de un gas no existieran, las moléculas del otro gas contribuyen a la presión total. Como resultado, la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de sus presiones parciales. Esto se conoce como la ley de Dalton.

Comportamiento de gases no ideales

Solo bajo condiciones específicas de bajas presiones y altas temperaturas, todas las moléculas de gas obedecen las leyes de los gases ideales. Las desviaciones de los gases reales del comportamiento de los gases ideales se remontan a suposiciones de postulados inadecuados o incorrectos.

Estas leyes son,

1. Dado que las partículas son cargas puntuales sin volumen, debería ser concebible comprimir los gases a volumen cero. Sin embargo, el hecho de que los gases no puedan reducirse a volumen cero implica que las partículas, a pesar de su pequeño tamaño, tienen volumen y no deben pasarse por alto.
2. Las partículas son independientes y no interactúan entre sí: las partículas interactúan entre sí según su naturaleza. La presión del gas se ve afectada por las interacciones. El volumen y las interacciones difieren de un gas a otro. Para los gases reales, se han ideado varias leyes de los gases que incluyen factores de corrección para la presión y el volumen.
3. Las colisiones entre partículas son elásticas y se intercambia energía. Como resultado, las partículas no tienen la misma energía y tienen una distribución de energía.

Maxwell – Boltzmann Distribución molecular de velocidades moleculares

Un gas está formado por miles de pequeñas partículas separadas por enormes espacios vacíos. Estas partículas se mueven en todas las direcciones en todo momento. Chocan entre sí y con las paredes del contenedor durante su movimiento. La velocidad y la dirección de las moléculas cambian como resultado de las colisiones. 

Entonces, no todas las moléculas en una muestra de gas en particular tienen la misma velocidad. Las velocidades moleculares individuales varían y se distribuyen en un amplio rango. Incluso si todas las partículas partieron a la misma velocidad, las colisiones moleculares harán que diverjan. Las velocidades de ciertas moléculas también se modifican constantemente. Sin embargo, a una temperatura dada, la distribución de velocidades entre varias moléculas permanece constante, incluso si las velocidades individuales de las moléculas fluctúan.

Como resultado, la proporción de moléculas que se mueven a una velocidad específica permanece constante. Dado que Maxwell y Boltzmann fueron los primeros en formularla, esto se conoce como la distribución de velocidades y también como la ley de distribución de Maxwell-Boltzmann. La teoría cinética de los gases predice que las partículas están continuamente en movimiento y que su energía cinética es proporcional a la temperatura del gas. Maxwell – Boltzmann usó esta teoría para determinar la distribución de partículas gaseosas entre energía cero e infinita, así como la velocidad cuadrática media más común, promedio y raíz de las partículas.

Ejemplos de preguntas

Pregunta 1: ¿Cuál es el fundamento principal de la teoría cinética?

Responder:

La teoría cinética de los gases explica cómo se comportan los gases asumiendo que están formados por átomos o moléculas que se mueven rápidamente.

Pregunta 2: Defina la ecuación cinética del gas.

Responder:

Se derivó una ecuación para la presión del gas utilizando los postulados de la teoría cinética molecular. La ecuación cinética del gas es el nombre de esta ecuación. Está escrito como,

donde m es la masa de la molécula, N es el número de moléculas del volumen y u es la velocidad.

Pregunta 3: ¿Por qué las verduras son más difíciles de cocinar en las estaciones de montaña?

Responder:

Dado que la presión atmosférica es más baja en las estaciones de montaña, el punto de ebullición también es más bajo y se vuelve más difícil cocinar en las estaciones de montaña.

Pregunta 4: ¿Cuáles son los tres puntos principales del modelo cinético?

Responder:

El modelo cinético más básico se basa en las siguientes suposiciones.

• El gas está formado por un gran número de moléculas idénticas que se mueven en direcciones aleatorias, separadas por grandes distancias en comparación con su tamaño.
• Las moléculas chocan de forma totalmente elástica (sin pérdida de energía) entre sí y con las paredes del recipiente, pero por lo demás no interactúan.
• La energía cinética se transfiere entre las moléculas a través del calor.

Pregunta 5: Explique por qué -273 ⁰ C es la temperatura más baja según la ley de Charle.

Responder:

Bajo presión constante, el volumen cambia proporcionalmente a la temperatura, según la ley de Charle. A -273 ⁰ C, el volumen del gas es igual a cero, lo que indica que el gas ya no existe. Como resultado, la temperatura más baja es -273 ⁰ C.