UNIDAD 3.- Teoría cinético-molecular y leyes de los gases

TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR  

En 1857, el físico alemán R. Clausius desarrolló un modelo que pretendía explicar la naturaleza de la materia y reproducir su comportamiento. Se conoce como teoría cinético-molecular o teoría cinética, y fue desarrollada inicialmente para los gases. Puede resumirse en las siguientes premisas:


  1. Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas) que se encuentran a grandes distancias en comparación con su tamaño, por lo que el volumen realmente ocupado por las moléculas es despreciable frente al volumen total, es decir, la mayor parte del volumen ocupado por un gas es espacio vacío. 
  2. La moléculas están en un continuo movimiento aleatorio. Se desplazan en línea recta chocando entre sí y contra las paredes del recipiente. Estos choques son elásticos, es decir, en el choque una molécula puede ganar energía y la otra perderla, pero la energía total permanece constante.
  3. Las fuerzas atractivas de cohesión entre las moléculas, o fuerzas intermoleculares, son muy débiles o nulas.
  4. La temperatura es proporcional a la energía cinética media de las moléculas y, por tanto, a la velocidad media de las mismas. Ec = ½ m V2 
  5. La presión ejercida por un gas es proporcional al número de choques por unidad de superficie de las moléculas contra las paredes del recipiente que lo contiene.




LEYES DE LOS GASES IDEALES

 Un gas queda definido por cuatro variables:

  • Cantidad de sustancia             moles 
  • Volumen                                 l, m3 , …
  • Presión                                   atm, mm Hg o torr, Pa, bar              Pa = N/m2 (Unidad del SI)
  • Temperatura                         ºC, K 

                                                                            Volumen


                      Presión                                                                  Temperatura



Unidades:  

  • 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 bar = 101.325 Pa  
  • K = ºC + 273  
  • 1l = 1dm3
Ley de Boyle y Mariotte 

El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta soporta (a temperatura  y cantidad  de materia constantes). V α 1/P (a n y T ctes)  

Transformación isotérmica.       PV = k


A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una masa de gas permanece también constante.



P1.V1 = P2.V2




Por: Ruben Sebastian




Experimento
Por: fq-experimentos


 Ley de Charles

El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (a presión y cantidad de materia constantes).      V α T (a n y P ctes)

Transformación isobárica.   V = k.T



A presión constante, el volumen de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. 


Por: Ruben Sebastian


Experimento

Por: luchin12tube


Ley de Gay-Lussac

La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (a volumen y cantidad de materia constantes). P a T (a n y V ctes)

Transformación isocora.   P = k.T




Por: Ruben Sebastian

Experimento

Por: Adrian León







LEY GENERAL DE LOS GASES

La ley combinada de los gases o ley general de los gases es una ley de los gases que combina la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac

 La relación entre el producto presión-volumen y la temperatura de un sistema permanece constante.
Matemáticamente puede formularse como:
\qquad \frac {PV}{T}= K
donde:
  • P es la presión
  • V es el volumen
  • T es la temperatura absoluta (en kelvins)
  • K es una constante (con unidades de energía dividido por la temperatura) que dependerá de la cantidad de gas considerado.
Otra forma de expresarlo es la siguiente:
\qquad \frac {P_1V_1}{T_1}= \frac {P_2V_2}{T_2}
donde presión, volumen y temperatura se han medido en dos instantes distintos 1 y 2 para un mismo sistema.

Por: Ruben Sebastian




ECUACIÓN DE ESTADO DEL GAS IDEAL




Por: Ruben Sebastian

Experimento

Por: Juan Andres Padilla








SIMPLIFICACIÓN DE LAS LEYES DE LOS GASES IDEALES









Suscribirse a: Entradas (Atom)