5.7
Teoría Cinético Molécular y las Leyes de los Gases
Las observaciones de las diferentes propiedades de los gases, como lo expresan las diversas leyes de gases establecidas por Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro, siguen conceptualmente a la teoría de la cinética molecular. La presión ejercida por un gas resulta del impacto de partículas que están en constante movimiento contra las paredes de su contenedor. Disminuir el volumen del contenedor mientras el número de moles y la temperatura se mantienen constantes acerca a las partículas de gas, reduciendo el espacio interparticular.
En este volumen más pequeño, aumenta la densidad del gas y la frecuencia de colisión, o sea, la frecuencia de colisiones entre las moléculas y las paredes. Por lo tanto, la presión ejercida por el gas incrementa. La relación inversa entre la presión y el volumen está establecida en la ley de Boyle.
Añadir más moles de gas al contenedor a una temperatura constante incrementa la densidad del gas y, por lo tanto, la frecuencia de colisión. Para mantener la presión inicial, el volumen debe expandirse. Esta relación directa entre volumen y moles está establecida en la ley de Avogadro.
Ahora, consideremos que el número de moles se mantiene constante y se aumenta la temperatura. Como la energía cinética media de las partículas de gas incrementa proporcionalmente con la temperatura, las partículas colisionan con más frecuencia y con mayor fuerza. Si el volumen se mantiene constante mientras se incrementa la temperatura, la densidad del gas y la frecuencia de colisión aumentan, y, por lo tanto, la presión también aumentará.
La relación directa entre presión y temperatura está establecida en la ley de Gay-Lussac. Si, por otro lado, la presión debe mantenerse constante junto con un número constante de moles, entonces, se debe acompañar con un aumento en la temperatura con un incremento del volumen para dispersar las colisiones sobre la superficie en un área más grande. Esta relación directa entre volumen y temperatura está establecida en la ley de Charles.
Finalmente, de acuerdo con la teoría cinética molecular, las partículas de gas no se atraen ni se repelen entre ellas. En una mezcla de diferentes gases, los componentes actúan de forma independiente y sus presiones individuales no se ven afectadas por la presencia de otro gas. La presión total de una mezcla es, por lo tanto, la suma de las presiones parciales individuales.
Esta es la ley de Dalton.
La prueba de la teoría cinético molecular (TCM) y sus postulados es su capacidad para explicar y describir el comportamiento de un gas. Las diversas leyes de los gases (las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro y Dalton) pueden derivarse de las suposiciones de la TCM, que han llevado a los químicos a creer que las suposiciones de la teoría representan con precisión las propiedades de las moléculas de gas.
La Teoría Cinético Molecular explica el comportamiento de los gases
Recordando que la presión de gas es ejercida por moléculas de gas que se mueven rápidamente y depende directamente del número de moléculas que golpean una unidad de área de la pared por unidad de tiempo, la TCM explica conceptualmente el comportamiento de un gas de la siguiente manera:
- Ley de Gay-Lussac: Si la temperatura aumenta, la velocidad media y la energía cinética de las moléculas de gas aumentan. Si el volumen se mantiene constante, el aumento de la velocidad de las moléculas de gas provoca colisiones más frecuentes y más fuertes con las paredes del contenedor, lo que aumenta la presión. Esto también se denomina ley de Amontons.
- Ley de Charles: Si la temperatura de un gas aumenta, la presión constante sólo puede mantenerse si aumenta el volumen ocupado por el gas. Esto dará como resultado mayores distancias medias recorridas por las moléculas para alcanzar las paredes del contenedor, así como un área mayor de la superficie de la pared. Estas condiciones disminuirán tanto la frecuencia de las colisiones molécula-pared como el número de colisiones por unidad de área, cuyos efectos combinados equilibran el efecto del aumento de las fuerzas de colisión debido a la mayor energía cinética a la temperatura más alta.
- Ley de Boyle: Si el volumen de gas disminuye, el área de la pared del contenedor disminuye y la frecuencia de colisión molécula-pared aumenta, lo que aumenta la presión ejercida por el gas.
- Ley de Avogadro: A presión y temperatura constantes, la frecuencia y la fuerza de las colisiones molécula-pared son constantes. En tales condiciones, el aumento del número de moléculas gaseosas requerirá un aumento proporcional en el volumen del contenedor para producir una disminución en el número de colisiones por unidad de área y compensar el aumento de la frecuencia de las colisiones.
- Ley de Dalton: Debido a las grandes distancias entre ellas, las moléculas de un gas en una mezcla bombardean las paredes del contenedor con la misma frecuencia, independientemente de si otros gases están presentes o no, y la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones (parciales) de los gases individuales.
Este texto ha sido adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 9.5: La Teoría Cinético-Molecular.
Las observaciones de las diferentes propiedades de los gases, como lo expresan las diversas leyes de gases establecidas por Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro, siguen conceptualmente a la teoría de la cinética molecular. La presión ejercida por un gas resulta del impacto de partículas que están en constante movimiento contra las paredes de su contenedor. Disminuir el volumen del contenedor mientras el número de moles y la temperatura se mantienen constantes acerca a las partículas de gas, reduciendo el espacio interparticular.
En este volumen más pequeño, aumenta la densidad del gas y la frecuencia de colisión, o sea, la frecuencia de colisiones entre las moléculas y las paredes. Por lo tanto, la presión ejercida por el gas incrementa. La relación inversa entre la presión y el volumen está establecida en la ley de Boyle.
Añadir más moles de gas al contenedor a una temperatura constante incrementa la densidad del gas y, por lo tanto, la frecuencia de colisión. Para mantener la presión inicial, el volumen debe expandirse. Esta relación directa entre volumen y moles está establecida en la ley de Avogadro.
Ahora, consideremos que el número de moles se mantiene constante y se aumenta la temperatura. Como la energía cinética media de las partículas de gas incrementa proporcionalmente con la temperatura, las partículas colisionan con más frecuencia y con mayor fuerza. Si el volumen se mantiene constante mientras se incrementa la temperatura, la densidad del gas y la frecuencia de colisión aumentan, y, por lo tanto, la presión también aumentará.
La relación directa entre presión y temperatura está establecida en la ley de Gay-Lussac. Si, por otro lado, la presión debe mantenerse constante junto con un número constante de moles, entonces, se debe acompañar con un aumento en la temperatura con un incremento del volumen para dispersar las colisiones sobre la superficie en un área más grande. Esta relación directa entre volumen y temperatura está establecida en la ley de Charles.
Finalmente, de acuerdo con la teoría cinética molecular, las partículas de gas no se atraen ni se repelen entre ellas. En una mezcla de diferentes gases, los componentes actúan de forma independiente y sus presiones individuales no se ven afectadas por la presencia de otro gas. La presión total de una mezcla es, por lo tanto, la suma de las presiones parciales individuales.
Esta es la ley de Dalton.
From Chapter 5:
Now Playing
5.7 : Teoría Cinético Molécular y las Leyes de los Gases
Gases
30.9K Views
5.1 : Presión y Medición de la Presión
Gases
35.2K Views
5.2 : Las Leyes de los Gases
Gases
62.1K Views
5.3 : Aplicaciones de la Ley de los Gases Ideales: Masa Molar, Densidad y Volumen
Gases
64.8K Views
5.4 : Mezcla de Gases - Ley de las Presiones Parciales de Dalton
Gases
36.6K Views
5.5 : Estequimetría Química y Gases
Gases
25.1K Views
5.6 : Teoría Cinético Molecular: Postulados Básicos
Gases
29.5K Views
5.8 : Velocidades Moleculares y Energía Cinética
Gases
24.3K Views
5.9 : Efusión y Difusión
Gases
25.1K Views
5.10 : Gases reales - Desviación de la Ley de los Gases Ideales
Gases
31.2K Views