Experimentos con teoría cinética molecular

La teoría cinética molecular, también conocida como la teoría cinética de los gases es un modelo poderoso que busca Explicar las características medibles del gas en términos de los movimientos de gas a pequeña escala. partículas. La teoría cinética explica las propiedades de los gases en términos del movimiento de sus partículas. La teoría cinética se basa en una serie de supuestos y, por ello, es un modelo aproximado.

Los gases en el modelo cinético se consideran "perfectos". Los gases perfectos se componen de moléculas que se mueven completamente al azar y nunca dejan de moverse. Todas las colisiones de partículas de gas son completamente elásticas, lo que significa que no se pierde energía. (Si este no fuera el caso, las moléculas de gas eventualmente se quedarían sin energía y se acumularían en el piso de su contenedor.) La siguiente suposición es que el tamaño de las moléculas es insignificante, lo que significa que esencialmente tienen cero diámetro. Esto es casi cierto para gases monoatómicos muy pequeños como helio, neón o argón. La suposición final es que las moléculas de gas no interactúan excepto cuando chocan. La teoría cinética no considera fuerzas electrostáticas entre moléculas.

Un gas tiene tres propiedades intrínsecas: presión, temperatura y volumen. Estas tres propiedades están vinculadas entre sí y se pueden explicar mediante la teoría cinética. La presión es causada por partículas que golpean la pared del recipiente de gas. Un recipiente no rígido, como un globo, se expandirá hasta que la presión del gas dentro del globo sea igual a la del exterior. Cuando un gas está a baja presión, el número de colisiones es menor que a alta presión. El aumento de la temperatura de un gas en un volumen fijo también aumenta su presión ya que el calor hace que las partículas se muevan más rápidamente. De manera similar, expandir el volumen en el que puede moverse un gas reduce tanto su presión como su temperatura.

Robert Boyle fue uno de los primeros en descubrir vínculos entre las propiedades de los gases. La ley de Boyle establece que a temperatura constante la presión de un gas es inversamente proporcional a su volumen. La ley de Charles, después de que Jacques Charles considera la temperatura, encuentra que para una presión fija, el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura. Estas ecuaciones se combinaron para formar la ecuación de estado de gas perfecta para un mol de gas, pV = RT, donde p es presión, V es volumen, T es temperatura y R es la constante universal de gas.

La ley de los gases perfectos funciona bien para presiones bajas. A altas presiones o bajas temperaturas, las moléculas de gas se acercan lo suficiente para interactuar; Son estas interacciones las que hacen que los gases se condensen en líquidos y sin ellas toda la materia sería gaseosa. Estas interacciones interactómicas se denominan fuerzas de Van der Waals. En consecuencia, la ecuación del gas perfecto se puede modificar para incluir un componente que describa las fuerzas intermoleculares. Esta ecuación más complicada se llama ecuación de estado de Van der Waals.

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