Teoría cinético-molecular

Teoría cinético-molecular

En 1.857, 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:

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.

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.

Las fuerzas atractivas de cohesión entre las moléculas, o fuerzas intermoleculares, son muy débiles o nulas.

La temperatura es proporcional a la energía cinética media de las moléculas y, por tanto, a la velocidad media de las mismas. ( Ec = 1/2 m .v 2 )

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.

Este modelo también es aplicable a sólidos y líquidos:

En una sustancia gaseosa las fuerzas atractivas intermoleculares son muy débiles y su influencia sobre el movimiento de las moléculas es despreciable que se desplazan a gran velocidad, sin embargo, al enfriar el gas la velocidad de sus moléculas se reduce, lo que hace que las fuerzas intermoleculares cobren importancia dando como resultado que las moléculas dejen de moverse independiente y aleatoriamente. Cuando la temperatura se hace lo suficientemente baja, las moléculas están en contacto y a pesar de no poder moverse independientemente siguen teniendo la suficiente energía cinética para poder desplazarse unas respecto de otras y el gas pasa al estado líquido.

Si la temperatura se hace más baja, las fuerzas intermoleculares son muy intensas lo que obliga a que las moléculas, en contacto unas con otras, queden atrapadas en una posición fija y sólo tengan libertad de girar y oscilar ligeramente en torno a esas posiciones medias, adoptando por lo general, una disposición ordenada característica de la mayoría de los sólidos.

Con la teoría cinético-molecular se pueden explicar las características de cada estado:

Sólidos: Dado que las partículas se encuentran en contacto y no pueden desplazarse, los sólidos tienen una forma y volumen propios, no son compresibles ni expansibles, son relativamente duros y rígidos y su densidad es alta.

Líquidos: Dado que las partículas se encuentran muy próximas y pueden desplazarse unas sobre otras, tienen volumen propio pero se adaptan a la forma del recipiente que las contiene y su densidad es algo menor que la de los sólidos.

Gases: Como las fuerzas de atracción son muy débiles, las partículas están muy separadas unas de otras y se mueven en todas las direcciones y dado que no hay nada que retenga las partículas próximas entre sí, los gases se expanden hasta llenar el recipiente, y por existir grandes distancias entre ellas, son fácilmente compresibles y su densidad es mucho menor que la de los sólidos y líquidos.

Leyes de los Gases

Ley de Boyle

La ley de Boyle establece la relación entre presión y volumen de un gas a temperatura constante.

Fue descubierta en 1662 por Robert Boyle. Edme Mariotte llegó a la misma conclusión que Boyle pero publicó sus resultados en 1676. Por esta razón algunos libros se lo puede encontrar como Ley de Boyle-Mariotte.

Esta ley establece que:

“La presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante”

P*V=K Donde:

P: Presión

V: Volumen

K: Constante

El volumen es inversamente proporcional a la presión:

•Si la presión aumenta, el volumen disminuye.

•Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Mediante esta ecuación podemos establecer que si un mismo gas, con un volumen V1 y a presión P1, al inicio, varía a un volumen V2 y a una presión P2, se cumplirá que:

P1*V1=P2*V2

¿A qué se debe esto?

Se debe a que al aumentar el volumen de un gas, las moléculas del gas tardarán más en llegar a las paredes del recipiente que lo contiene, por lo que chocarán menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto quiere decir que la presión disminuye, porque la presión representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes del contenedor.

Si disminuye el volumen del gas, las distancia que recorrerán las moléculas será menor por lo que los choques serán más frecuentes, en otras palabras aumenta la presión.

Gráfico Volumen vs Presión

Ley de Charles

La ley de Charles establece la relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante.

Fue descubierta por Jack Charles en 1787, se encontró con la dificultad de que en sus tiempos aún no se trabajaba con la escala absoluta (grados Kelvin). Charles estudió la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que si se elevaba la temperatura, el volumen también lo hacía, lo inverso ocurría si se enfriaba el gas.

Esta ley establece que:

“Si la cantidad de gas y presión permanecen constantes, el cociente entre volumen y temperatura será siempre constante”

K= V/T

Donde:

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