CINÉTICA DE LOS GASES

Toda la materia está formada por moléculas (también consideramos las moléculas monoatómicas). Para cada sustancia, las moléculas tienen un modo particular de agregarse. Esto da origen a los estados de agregación sólido, líquido y gaseoso. Macroscópicamente describimos a los sólidos como sustancias con volumen y forma definidos. A nivel molecular veríamos que las moléculas están relativamente fijas (excepto por la agitación térmica) en posiciones bien definidas del espacio. Esto es debido a la fuerza de las interacciones intermoleculares de la sustancia en cuestión, las cuales son tan fuertes que no permiten mucha libertad de movimiento a las moléculas del sólido. Para el caso de un líquido, veríamos que las moléculas tienen mucha más libertad de movimiento, aunque se mantienen a distancias relativamente cortas, unas de otras. Esto lo racionalizaríamos como debido a interacciones intermoleculares más débiles que en el sólido, por lo cual los líquidos mantienen su volumen pero no su forma. Para el caso del gas, las interacciones intermoleculares son tan débiles que permiten completa libertad de movimiento de las moléculas que lo constituyen. Por esta razón, los gases no mantienen su forma ni su volumen. De hecho, el modelo teórico más simple que existe para los gases (el modelo del gas ideal) supone que las moléculas del gas no interactúan en modo alguno.

LEYES DE LOS GASES

• Ley de Boyle - Mariotte        A temperatura constante, el volumen de cualquier gas, es inversamente proporcional a la presión a que
• se somete   
                                                                                                                     
• Ley de Charles : A presión constante, el volumen de una masa dada de gas varia directamente con la temperatura absoluta.
• Ley de gay-Lussac     A volumen constante , la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura 

Proceso isobaro ( Charles)



Proceso isocoro ( Gay Lussac)


• Ley combinada de los gases  A partir de la ley combinada podemos calcular la forma como cambia el volumen o presión o temperatura si se conocen las condiciones iniciales   (Pi,Vi,Ti) y se conocen dos de las condiciones finales (es decir, dos de las tres cantidades        Pt, Vt, Tf).

• ley de Dalton  En una mezcla de gases, la presión total es igual a la suma de las presiones parciales.

• Hipótesis de Avogadro          Volúmenes iguales de cualquier gas en las mismas condiciones de temperatura y presión , contienen el mismo numero de moléculas.

• Leyes de Graham       Las velocidades de difusión de dos gases a la misma temperatura son inversamente proporcional a raíz cuadrada de sus densidades .