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Teoría cinética de los gases

Publicado por Ángeles Méndez

La ley de los gases ideales resume de una manera acertada el comportamiento que lleva a cabo cualquier tipo de gas, y además está de acuerdo con las experimentaciones realizadas sobre los gases por Boyle, Charles y Gay- Lussac, Dalton, etc. El trabajo científico continua en el campo explicando el porqué todos los gases parecen comportarse de una manera similar. Es decir, el siguiente paso fue proponer un modelo teórico adecuado.

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Un modelo debe exponer las observaciones científicas experimentales, así como las leyes que derivan de ello. Su propuesta puede surgir de manera intuitiva y debe realizarse sobre bases de tipo matemático. El modelo conocido como teoría cinética de los gases, nos explica, de manera cualitativa y cuantitativa, todas las leyes que ocupa el campo de los gases.

La teoría cinética de los gases, se conoce también bajo el nombre de teoría cinético molecular, fue realizada por varios científicos de mitad del siglo XIX. Las hipótesis fundamentales en las que se basa son:

– Los gases se encuentran constituidos por un alto número de moléculas cuyos tamaños son despreciables en comparación con el volumen del recipiente que las ocupa. Esto implica que la gran parte del volumen ocupado por un gas es espacio vacío.
– Las moléculas de un gas se encuentran en continuo movimiento aleatorio, de tipo rectilíneo, el cual solamente se ve alterado por las colisiones que tienen lugar entre sí o con las paredes del contenedor. Todas las colisiones producidas son elásticas, es decir, la energía cinética no se ve modificada o alterada por dicho choque.
– Las moléculas que constituyen un gas, son independientes, esto supone la ausencia de fuerzas de atracción, así como de repulsión entre ellas.
– La energía cinética que tienen como promedio todas las moléculas es de tipo proporcional a la temperatura absoluta.

Conforme con la teoría cinética, el comportamiento que posee una masa de un gas puede ser descrito partiendo del comportamiento de las moléculas individualmente; por ejemplo, la presión se debe a los choques que se producen en las paredes del contenedor. La teoría cinética describe de forma cuantitativa y cualitativamente el comportamiento y las leyes de los gases, y tiene la capacidad de poder predecir con exactitud otros fenómenos, como puede ser la difusión de los gases, su conductividad térmica, etc.

No obstante, la teoría cinética de los gases no describe de manera adecuada el comportamiento de los gases en depende qué condiciones. Por ejemplo, a presiones muy altas o temperaturas demasiado bajas, se puede observar una desviación del comportamiento ideal que describe la ley de los gases ideales. La razón por la cual existe esta desviación se encuentra en las fuerzas intermoleculares que operan en los gases reales. A presiones altas, las moléculas se encuentran más próximas entre sí, y el volumen que éstas ocupan puede ser una fracción considerable del volumen del que se dispone, pudiéndose así manifestar fuerzas de atracción intermoleculares. En el mismo sentido, al bajar la temperatura, la velocidad promedio que tienen las moléculas es más bien baja, por lo que las fuerzas de tipo intermoleculares pueden considerarse apreciables.
En el trabajo científico es habitual la introducción de correcciones razonadas de las diferentes leyes, con el interés de hacerlas compatibles con las nuevas observaciones experimentales, y de de extender así, su posible aplicación al mayor número de situaciones posibles. Ésta fue la aproximación que realizó el científico holandés Van der Waals, al modificar la ecuación de los gases ideales para su posible aplicación a los gases reales. La ecuación que desarrolló Van der Waals para un mol resultó así:

(p+ a/V^2) (V-b) = RT

Donde a/V^2, es un factor que corrige la disminución de la presión provocada por las fuerzas de tipo intermolecular, mientras que b, hace referencia a la constante, la cual corrige el volumen a tener en cuenta como el volumen real de las moléculas. Los valores de a y b, son también constantes, las cuales difieren para cada gas, y se consiguen determinar de manera experimental.

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