Fundamentos de la Teoría Cinética Molecular y Leyes de los Gases

Teoría Cinética Molecular y Leyes de los Gases

La teoría cinética molecular, desarrollada por Daniel Bernoulli, James Clerk Maxwell y Ludwig Boltzmann, es fundamental para comprender el comportamiento de los gases.

Postulados de la Teoría Cinética Molecular

1. Un gas consiste en pequeñas partículas que se mueven aleatoriamente a alta velocidad.
2. Las fuerzas entre las partículas de un gas son generalmente muy pequeñas.
3. El volumen real ocupado por las moléculas de un gas es muy pequeño comparado con el volumen total que ocupa el gas.
4. La energía cinética de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura en Kelvin.
5. Las partículas de gas están constantemente en movimiento rápido en trayectorias rectas.

La Atmósfera Terrestre

La atmósfera mantiene vivo el planeta, es responsable del clima y su clave es el calor. Está compuesta de mezclas de gases como oxígeno (O₂), hidrógeno (H₂) y dióxido de carbono (CO₂).

Capas de la Atmósfera

La atmósfera se divide en cuatro capas principales:

• Troposfera: Es la primera capa, donde vivimos y donde ocurren los fenómenos meteorológicos.
• Estratosfera: Contiene la capa de ozono y actúa como un campo magnético protector.
• Mesosfera: Protege la Tierra de los meteoritos.
• Termosfera: Su temperatura puede alcanzar los 1000°C y se considera el comienzo del espacio.

Leyes de los Gases

Ley de Boyle

Establece que el volumen que ocupa una determinada masa de gas es inversamente proporcional a la presión, cuando la temperatura permanece constante.

Ley de Charles

Establece que, a presión constante, el volumen de una masa fija de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

Ley de Gay-Lussac

La presión de una masa fija de gas a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

Ley de Avogadro

Si dos gases de masas diferentes tienen el mismo volumen y la misma presión, entonces contienen el mismo número de moléculas.

Ley de Dalton

La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales que ejercen los gases de forma independiente.

Unidades de Medida de la Presión

Las unidades comunes para medir la presión de un gas son atmósferas (atm), torr, milímetros de mercurio (mmHg), kilopascales (kPa) y libras por pulgada cuadrada (lb/in²).

Ejemplos y Aplicaciones

¿Qué cambio de volumen ocurre cuando los gases para los globos aerostáticos se calientan previo a su ascenso? La presión disminuye al aumentar el volumen. En pocas palabras, el volumen AUMENTA.

¿Por qué el agua hierve a 87°C en la cima del Monte Whitney? Porque disminuye la presión atmosférica.

Ejemplos de variables:

• 350 K = Temperatura
• Espacio ocupado = Volumen
• 2.0g de O₂ = Masa

¿Quién enuncia la ley que establece que a presión constante, el volumen de una masa fija de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta? Charles Darwin (incorrecto, es Charles).

Conversiones Útiles

• 1 atm = 760 mmHg
• 760 torr = 1 atm
• 1 kPa = 101.325 Pascales

Temperaturas de Referencia

• °C = 0 o -273
• K = 273
• F = 32

Constantes y Valores

• Ley de Avogadro: 1 mol TPN = 22.4 L, T = 273 K
• R = 0.082 L·atm / mol·K
• R = 62.4 L·mmHg o torr / mol·K