ejemplo donde se aplique la teoria cinetica molecular

Ejemplos prácticos de aplicación de la teoría cinética molecular: ¡domina sus fundamentos!

Imaginemos un recipiente con un tamaño fijo que contiene solamente helio puro en su forma monoatómica (He). Si reducimos la temperatura del recipiente, la presión del gas helio se ve disminuida debido a la disminución de la energía cinética de las moléculas del gas. Debido a la gran separación entre las moléculas de helio, se considera que no hay fuerzas intermoleculares presentes que las mantengan unidas. Además, el tamaño del gas helio en su forma monoatómica es insignificante ya que los átomos son extremadamente pequeños.

Partículas y su movimiento en fluidos Teoría cinética molecular explicada

La teoría cinético-molecular es una explicación científica que consta de una serie de supuestos que ayudan a entender cómo se comporta la materia, cómo se mueven sus partículas y cómo ocurren cambios en su estado.

Uno de los principales objetivos de la teoría cinético-molecular es explicar el comportamiento de los gases, ya que se basa en el movimiento de las partículas de los gases para comprender su comportamiento y propiedades.

Según esta teoría, los gases ideales son aquellos que se comportan de manera perfecta de acuerdo a los principios cinético-moleculares establecidos.

Constante térmica de los gases relación de BoyleMariotte

La teoría cinético-molecular es una herramienta esencial para comprender el comportamiento de los gases y explicar sus leyes. Entre ellas, destaca la ley de Boyle-Mariotte, también conocida como ley de Boyle, que rige su comportamiento cuando la temperatura permanece constante.

En términos simples, esta ley establece que la presión de un gas ideal es inversamente proporcional a su volumen. Sin embargo, para que esta relación se cumpla, es necesario que tanto la cantidad de gas como la temperatura se mantengan constantes.

La teoría de los movimientos moleculares una explicación esencial

La teoría cinética molecular es una explicación desde lo microscópico de las observaciones experimentales de los gases. Relaciona las propiedades físicas del gas como fluido con el comportamiento y naturaleza de sus partículas, permitiendo entender lo macroscópico a nivel microscopicó.

Durante mucho tiempo, los científicos han prestado especial atención a las propiedades de los gases, que los hacen interesantes. Uno de estos rasgos es su capacidad de expandirse sin restricciones a lo largo del recipiente que los contiene, incluso hasta agrietarlo, si se aumenta su temperatura.

Aunque las leyes de los gases ideales resumen de manera efectiva muchas de estas propiedades y comportamientos, se centran en considerar al gas como un todo. No toman en cuenta que se compone realmente de una multitud de millones de partículas que se encuentran en constante movimiento. Tampoco ofrecen nuevas perspectivas acerca del trayecto de estas partículas, a partir de los datos de presión, volumen y temperatura disponibles.

La Evolución del Pensamiento sobre Partículas en Movimiento

Los átomos, o como Lucrecio los llamaba, las esferas, ya habían sido considerados por el filósofo romano en su visión de objetos inamovibles. Sin embargo, fue en 1738 cuando Daniel Bernoulli aplicó esta idea al movimiento de los gases y líquidos, imaginando a las partículas desordenadas en constante movimiento en todas direcciones.

A pesar de su innovadora teoría, Bernardelli se enfrentaba a un gran obstáculo: sus postulados iban en contra de las leyes físicas, ya que la energía no podía mantenerse eternamente en un cuerpo en movimiento. Esto hacía imposible pensar en la existencia de colisiones entre átomos y moléculas sin pérdida de energía, o lo que él llamaba "colisiones elásticas".

No fue hasta un siglo después que otros científicos fortalecieron la Teoría Cinética de los Gases, proponiendo un modelo en el que las partículas se movían en una sola dirección. Rudolf Clausius recogió estos hallazgos y los unió en un modelo más completo que buscaba explicar las leyes de los gases ideales demostradas por grandes figuras como Boyle, Charles, Dalton y Avogadro.

Fundamentos de la teoría molecular del movimiento

El estudio del gas desde un enfoque microscópico requiere un modelo que cumpla con ciertos postulados o suposiciones. Estos deben ser capaces de predecir y explicar, de la manera más precisa posible, las observaciones macroscópicas y experimentales. A continuación, se presentan y describen dichos postulados al modelo cinético del gas.

En un recipiente lleno de partículas gaseosas, estas se dispersan y se mueven en distintas direcciones. Si todas se reunieran en un punto específico del recipiente, sin producirse una conversión a estado líquido, se podría constatar que ocupan una porción ínfima del volumen total del recipiente.

Esto quiere decir que, aunque haya millones de partículas de gas en el recipiente, la cantidad de espacio que ocupan es mucho menor que la cantidad de espacio vacío (relación volumen-vacío menor a 1). En consecuencia, el recipiente y el gas en su interior pueden ser comprimidos fácilmente en caso de que las barreras físicas lo permitan. Esto se debe a que, en última instancia, las partículas de gas son de tamaño muy pequeño, lo que también implica que ocupan un volumen reducido (ver imagen a continuación).

Explorando los principios de la teoría cinéticomolecular

Cuando exploramos las características fundamentales de los gases, descubrimos que estos toman la forma y el espacio del recipiente en el que se encuentran: los gases son compresibles y ejercen una fuerza sobre las paredes del recipiente, conocida como presión.

Esta presión surge de la colisión entre las partículas del gas y el recipiente. Dentro del recipiente, las moléculas de gas se mueven en una trayectoria recta constante y al azar, golpeando las paredes del recipiente y entre sí. Este constante movimiento impide que las partículas se queden estancadas en una zona del recipiente y facilita su distribución por todo el espacio.

Imagina un globo lleno de helio. Con el tiempo, el globo empezará a disminuir su tamaño. Esto ocurre porque la goma del globo tiene pequeñas aberturas que permiten que las moléculas de gas se escapen. Por lo tanto, al examinar los gases, también es importante considerar sus características de difusión y efusión.

Presión de gas

La presión: un concepto presente en nuestra vida cotidiana

Cuando una persona se encuentra de pie, sus pies generan presión sobre la superficie en la que se encuentran. Este fenómeno está influenciado tanto por la masa de la persona como por el área que abarcan sus pies. De igual modo, si la persona sostiene un objeto pesado, la presión aumenta debido a una mayor fuerza ejercida. Por otro lado, si la persona se para de puntillas, también se produce un aumento de la presión debido a la disminución del área de contacto.

Pero la presión no solo es generada por los cuerpos en contacto. Las moléculas de gas también la ejercen. En este sentido, la atmósfera terrestre ejerce presión debido a la atracción gravitatoria que mantiene en equilibrio la inmensa cantidad de partículas de gas que la componen. De igual manera, pequeñas muestras de gas, como el aire dentro de un globo, también generan presión hacia afuera. Esta presión resulta del choque de las moléculas de gas con los objetos que lo rodean. Es por eso que, en el caso del globo, el aire dentro de él se mantiene inflado gracias a las colisiones de las partículas con sus paredes internas.

Pero, ¿cómo se mide la presión? Para esto, se utiliza un barómetro, un instrumento que nos permite medir la presión atmosférica. El clásico barómetro de mercurio consiste en un tubo vacío sumergido en un recipiente de mercurio. El aire de la atmósfera empuja hacia abajo sobre la superficie del mercurio fuera del tubo, pero como en el interior del tubo no hay presión, el mercurio en su interior se eleva. De esta forma, la altura a la que llega el mercurio sirve como una medida de la presión atmosférica en un determinado lugar.

Implementación práctica de la teoría de la molécula en movimiento

A continuación se presentarán unos pequeños ejemplos de cómo la teoría cinética molecular (TCM) ha logrado explicar las leyes de los gases ideales. Aunque no se aborden, también se pueden explicar otros fenómenos como la difusión y la efusión de gases mediante la TCM.

Si se reduce el volumen del recipiente manteniendo una temperatura constante, las partículas gaseosas tendrán que recorrer una distancia más corta para chocar con las paredes, lo que resulta en un aumento en la frecuencia de colisiones y, por lo tanto, en la presión. Al mantener la temperatura constante, la energía cinética promedio (ECmp) también se mantiene constante.

En cambio, si se incrementa la temperatura, la ECmp aumentará. Esto significa que las partículas gaseosas se moverán con mayor velocidad y chocarán con las paredes del recipiente con mayor frecuencia. Como resultado, la presión también aumentará.

Ejemplo de cálculo de velocidades en una distribución de Maxwell-Boltzmann

Según la teoría cinético-molecular, es posible analizar estadísticamente las velocidades de partículas en una distribución de Maxwell-Boltzmann. A continuación, se mostrará un ejemplo de este cálculo, utilizando 10 velocidades distintas (en m/s): 1,0 , 2,0 , 4,0 , 4.0 , 6,0 , 6.0 , 6.0 , 10.0 , 10,0 y 12,0.

La velocidad más probable se refiere a la que mayor número de partículas presentan. En este caso, de las 10 partículas, 3 tienen una velocidad de 6,0 m/s, por lo tanto, podemos deducir que vp= 6,0 m/s.

Variabilidad térmica en la ley de los gases relación entre Charles y Gay Lussac

Temperatura y Gases

Cuando varía la temperatura de un sistema, podemos aplicar dos leyes explicativas sobre el comportamiento de los gases: la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac.

Para entender su significado, veamos cada una por separado:


La ley de Charles establece que, manteniendo la presión constante, el cambio de volumen en una masa determinada de gas es proporcional al cambio de temperatura.

Para calcular esta relación, podemos emplear una fórmula relacionada con esta ley, que conecta la temperatura y el volumen iniciales y finales al variar la otra variable.

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