Explorando la Ley de Dalton y la Teoría Cinético-Molecular: Gases, Líquidos y Sólidos

Ley de Dalton para las Presiones Parciales

La Ley de Dalton está relacionada con la mezcla de gases. Las presiones que ejerce cada gas en el recipiente de forma independiente son las presiones parciales (p_i). El volumen (V) será el del recipiente y la temperatura (T) es la misma en toda la mezcla.

Teoría Cinético-Molecular

(cte de Boltzmann, la velocidad de las partículas está relacionada con la Temperatura)

Propiedades de los Gases (Explicación)

• Partículas en continuo movimiento y chocando con las paredes del recipiente, ejercen presión porque la presión es el número de choques de las partículas con las paredes del recipiente que las contiene.
• Volumen y forma variables, porque las partículas están en constante movimiento y las fuerzas de atracción entre partículas son casi inexistentes (de ahí que ocupen todo el volumen disponible).
• La distancia partícula-partícula nos permite explicar que el espacio vacío que hay explica la compresibilidad de los gases.

Ley de Boyle según la Teoría Cinético-Molecular de la Materia (Justificación): T=cte, V=cte, p·V=cte

Si aumentamos el volumen, disminuye la presión. Al aumentar el volumen, aumenta la distancia partícula-partícula y el número de colisiones contra las paredes disminuye, por lo que la presión disminuye.

Ley de Charles y Gay-Lussac según la Teoría Cinético-Molecular de la Materia (Justificación): p=cte, V/T=cte

Si aumentamos el volumen, aumentamos la distancia partícula-partícula para que la presión (número de colisiones) sea constante, tiene que aumentar la velocidad.

Segunda Ley de Charles y Gay-Lussac (Justificación): V=cte, p/T=cte

Si aumentamos la presión, el número de choques partícula-pared aumenta. Para que esto se mantenga, se aumenta la velocidad, por lo que aumenta la Temperatura.

Justificación de la Ley de Dalton

Como el tamaño de las partículas es despreciable frente al volumen del recipiente, cada gas dentro de él se comporta como si estuviera solo, ejerciendo su propia presión parcial.

Temperatura de Ebullición

Aquella para la cual la presión de vapor es igual a la presión exterior (la atmosférica en recipientes cerrados).

Propiedades Físicas de los Líquidos

• Viscosidad: Resistencia que ofrecen los líquidos a fluir. A mayor resistencia, mayor viscosidad. Si elevamos la temperatura, la viscosidad disminuye; las fuerzas de atracción se debilitan y el líquido fluye más.
• Evaporación: Las partículas líquidas adquieren energía suficiente para pasar a gas (chocan con las partículas del aire).
• Condensación: Para que condense, las partículas de vapor tienen que disminuir la energía cinética bien porque choquen con una superficie o haya una disminución de Temperatura (la velocidad de las partículas disminuye).
• Presión de Vapor: Presión que ejerce el vapor (fase gaseosa) sobre el líquido. Es una propiedad característica, depende de la Temperatura. A mayor Temperatura, hay más partículas que pasen a estado líquido por lo que habrá más gas (aumenta la presión de vapor).
• Temperatura de Ebullición: Temperatura a la cual se produce el cambio de estado de líquido a gas (rompe a hervir). Depende de la presión, porque si la presión cambia, cambia la Temperatura, porque el líquido empezará a hervir cuando la presión de vapor sea igual a la presión exterior.

Propiedades Físicas de los Sólidos

• Punto de Fusión: No depende de la presión de vapor del sólido (generalmente) porque son muy pequeñas comparadas con las del estado líquido. Hay pocos sólidos que a una Temperatura por debajo del punto de fusión su presión de vapor se iguala a la presión exterior, se sublima.

Sublimación

Ejemplo: yodo. La interacción entre las partículas de un sólido es alta, lo que obliga a sus partículas a colocarse de manera ordenada formando estructuras geométricas cristalinas.