Fundamentos de la Teoría Cinético-Molecular y Propiedades de Gases, Líquidos y Sólidos

1. Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas). El tamaño de estas es despreciable en relación con las distancias que las separan, de modo que las interacciones entre ellas pueden despreciarse.
2. Las moléculas del gas se mueven de forma continua y al azar, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene.
3. Los choques que se originan son completamente elásticos, es decir, no hay variación en su energía cinética.
4. La energía cinética media de las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura de la muestra.

PV = constante: Si comprimimos un gas y reducimos el volumen del recipiente a la mitad, manteniendo la temperatura constante, las partículas del gas irán a la misma velocidad. Como el recipiente es la mitad de grande, chocarán con las paredes el doble de veces y, por tanto, la presión se duplicará.

V/T = constante: Si aumentamos la temperatura de un gas, las partículas irán más deprisa. Esto aumentaría la presión del recipiente, pero como la presión debe permanecer constante, lo que hace el gas es ampliar el volumen del recipiente para compensar ese exceso de presión.

Como el tamaño de las partículas es despreciable frente al volumen del recipiente, en una mezcla de varios gases, cada uno se comporta como si estuviera solo, ejerciendo su propia presión parcial. La presión total del recipiente es la suma de las presiones que ejerce cada gas de manera independiente.

Mfm = Mfe · n

NA = 6,022 · 10²³

%X = nº át. X · M át. X / M. molar cpto · 100

• La viscosidad de los líquidos aumenta al descender la temperatura: Las interacciones entre las partículas provocan el fenómeno llamado viscosidad (resistencia a la fluidez).
• Evaporación: A cierta temperatura, las moléculas de la superficie de un líquido alcanzan la energía necesaria para vencer las fuerzas intermoleculares y escapar. Se dice que el líquido se está evaporando. Si, por el contrario, las partículas del gas chocan entre sí, la velocidad disminuye, la energía cinética también y la velocidad, por lo que las fuerzas intermoleculares comienzan a tener importancia y el gas pasa a ser líquido de nuevo (condensación). Si el recipiente está cerrado, habrá un equilibrio entre las partículas de líquido que pasan a gas y las de gas que pasan a líquido.
• La presión de vapor: Es la presión que se mide en el recipiente cuando se alcanza ese equilibrio, para una determinada temperatura. La presión de vapor es característica de cada sustancia y solo varía con la temperatura. Si aumentamos la temperatura de un líquido hasta que la presión de vapor sea igual a la presión atmosférica, se habrá alcanzado la temperatura de ebullición.
• La temperatura de ebullición: De un líquido es aquella para la cual la presión de vapor es igual a la presión exterior (la atmosférica en recipientes abiertos).

Si la presión de vapor de un sólido alcanza la presión atmosférica a una temperatura inferior al punto de fusión, se producirá la sublimación, pasando de estado sólido a gaseoso directamente.

Al disminuir la temperatura de un líquido, disminuye la energía cinética de las partículas y aumentan las fuerzas de interacción, que acaban adoptando posiciones fijas. De ahí que los sólidos tengan forma y volumen propios.

A presión constante, si se aumenta la temperatura, el sólido pierde su rigidez y funde. De la superficie del sólido pueden escapar partículas con energía suficiente, presión de vapor, que puede superar a la atmosférica (sublimación).

1 atm = 760 mmHg = 1,01325 · 10⁵ c.n. --> 22.4 L

PT = P1 + P2 + P3

Pi = ni/nT · P

d = m/v

PV = m/M · RT

D = PM/RT

1 m³ = 1 kL

n = m/M

PM = m/V · RT

1 dm³ = 1 L

1 cm³ = 1 mL