Ensayo De LA TEORIA CINETICA DE LOS GASES

LA TEORIA CINETICA DE LOS GASES

En lo siguiente, trataré de demostrar como es el movimiento de las moléculas de los gases, explicada desde la teoría cinética, en la que es evidente un continuo movimiento de las moléculas; y la diferencia existente entre el comportamiento ideal de los gases y el comportamiento real de los gases en lo cual realmente el ideal es imaginario.

En el estado gaseoso las partículas por las que está formado son llamadas moléculas, éstas están muy separadas y en un movimiento constante y aleatorio, no todas van a la misma velocidad, pero se mueven libremente, sin existencia de fuerzas de cohesión. Los choques entre si y contra las paredes del recipiente en el que está contenido el gas, ejerce una permanente presión, si el gas se calienta esta energía calorífica se convierte en energía cinética, es decir, las moléculas se mueven con mayor velocidad, por lo tanto aumentan los choques y la energía, trayendo como consecuencia un aumento de la presión; y si se introducen más partículas o se reduce el volumen, hay mas partículas chocando en las paredes y también aumenta la presión.

Existen cinco factores que afectan el movimiento de las moléculas de los gases que son, la presión, la temperatura, la cantidad, el volumen y la densidad.

En segundo lugar la diferencia existente entre un gas ideal y uno real es bastante, un gas ideal es un gas compuesto de un conjunto de partículas con desplazamiento aleatorio individual, el cual ocupa el volumen del recipiente que lo contiene, la interacción entre moléculas son los choques los cuales son elásticos e instantáneos y por lo tanto no hay perdida de energía.

Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llega un momento en el que no ocupan más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean átomos o moléculas como lo es en la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals. Los gases reales siempre que no estén sometidos a condiciones extremas de presión y temperatura cumplirán aproximadamente las reglas de los gases ideales.

Un gas ideal es aquel que cumple con las siguientes leyes:

Ley de Boyle –Mariotte: El volumen es inversamente proporcional a la presión: PV=k.

Ley de Chrales: A una presión dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura: (V1 * T2) = (V2 * T1).

Ley de Gay Lussac: La presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura: (P1/T1)= (P2/T2)

Lo que diferencia al gas ideal del real basándose en la teoría cinética es:

1. Las partículas se comportan como si fueran puntos perfectamente elásticos, duros y lisos.

2. No ejercen fuerza apreciable entre ellas; excepto durante las colisiones.

3. EL volumen ocupado por las partículas es una fracción insignificante del volumen del gas.

4. La duración de cada colisión es insignificante comparada con el tiempo entre colisiones.

Los gases reales, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus moléculas. Cuanto más grande es la partícula que constituye el gas, mayor es la probabilidad de colisión e interacción entre ellas, lo que hace que disminuya la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante, mediante las ecuaciones ideales, mientras que en otros casos hará falta recurrir a ecuaciones reales.

También se pierde la idealidad en condiciones extremas, como altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas. También por su estabilidad química.

CONCLUSIONES

• El movimiento de las moléculas

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