Teoría cinética

La temperatura de un gas ideal monoatómico es una medida relacionada con la energía cinéticapromedio de

sus moléculas al moverse. En esta animación, la relación del tamaño de los átomos dehelio respecto a su

separación se conseguiría bajo una presión de 1950 atmósferas. Estos átomos a temperatura ambiente tienen

una cierta velocidad media (aquí reducida dos billones de veces).

La teoría cinética de los gases es una teoría física y química que explica el comportamiento y propiedades macroscópicas de los gases (Ley de los gases ideales), a partir de una descripción estadística de los procesos moleculares microscópicos. La teoría cinética se desarrolló con base en los estudios de físicos como Daniel Bernoulli en el siglo XVIII y Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX.

Esta rama de la física describe las propiedades térmicas de los gases. Estos sistemas contienen números enormes de átomos o moléculas, y la única forma razonable de comprender sus propiedades térmicas con base en la mecánica molecular, es encontrar determinadas cantidades dinámicas de tipo promedio y relacionar las propiedades físicas observadas del sistema con estas propiedades dinámicas moleculares en promedio. Las técnicas para relacionar el comportamiento macroscópico global de los sistemas materiales con el comportamiento promedio de sus componentes moleculares constituyen la mecánica estadística.

Índice

1 Historia

2 Características

3 Presión

4 Temperatura

5 Velocidad promedio de las moléculas

6 Simplificación

7 Véase también

8 Referencias

9 Enlaces externos

Historia

Portada de Hydrodynamica

Aproximadamente en el 50 a.C., el filósofo romano Lucretius propuso que los cuerpos macroscópicos, aparentemente estáticos, estaban compuestas a pequeña escala de átomos que se movían rápidamente despidiéndose unos de otros.1 Este punto de vista atomista epicúreo fue raramente considerado en siglos posteriores, cuando las ideas aristotélicas eran las dominantes.

En 1738 Daniel Bernoulli publicó la obra Hydrodynamica, sentando las bases de la teoría cinética de los gases y planteando los argumentos, que todavía se utilizan hoy en día, de que los gases se componen de un gran número de moléculas que se mueven en todas las direcciones, que su impacto en una superficie causa la presión del gas que sentimos, y que lo que se experimenta en forma de calor es simplemente la energía cinética de su movimiento. La teoría no fue aceptada de inmediato, en parte debido a que la conservación de la energía todavía no se había establecido y a que los físicos no sabían cómo las colisiones entre moléculas podrían ser perfectamente elásticas.2 :36–37

Otros pioneros de la teoría cinética (no considerados por sus contemporáneos) fueron Mikhail Lomonosov (1747),3 Georges-Louis Le Sage (ca. 1780, publicado en 1818),4 John Herapath (1816)5 y John James Waterston (1843),6 que conectaron sus investigaciones con el desarrollo de lasexplicaciones mecánicas de la gravitación. En 1856, August Krönig (probablemente después de leer un artículo de Waterston) creó un modelo cinético simple de gas, que sólo consideraba el movimiento de traslación de las partículas.

En 1857 Rudolf Clausius, según sus propias palabras independientemente de Krönig, desarrolló una versión de la teoría similar, pero mucho más sofisticada, que incluía no solo movimientos moleculares translacionales, como Kronig, si no también rotacionales y vibracionales. En este mismo trabajo introdujo el concepto decamino libre medio de una partícula.7 En 1859, después de leer un artículo de Clausius, James Clerk Maxwell formuló la distribución de Maxwell de las velocidades moleculares, lo que le dio la proporción de moléculas que tienen una determinada velocidad en un rango específico. Esta fue la primera ley estadística en la física.8 En su artículo de trece páginas de 1873 , «Moléculas», Maxwell dice: «se nos dice que un 'átomo' es un punto

material, investido y rodeado de 'fuerzas potenciales' y que cuando 'moléculas volantes' chocan contra un cuerpo sólido en sucesión constante esto provoca lo que se llama presión del aire y otros gases».9

En 1871, Ludwig Boltzmann generalizó los logros de Maxwell y formuló la distribución de Maxwell-Boltzmann. También afirmó por primera vez la conexión logarítmica entre laentropía y la probabilidad.

En el comienzo del siglo XX, sin embargo, muchos físicos empezaron a considerar que los átomos eran construcciones puramente hipotéticas, en lugar de objetos reales. Un importante punto de inflexión fueron los artículos sobre el movimiento browniano de Albert Einstein (1905)10 y Marian Smoluchowski (1906),11 que lograron hacer ciertas predicciones cuantitativas precisas basándose en la teoría cinética.

CaracterísticasLos principales teoremas de la teoría cinética son los siguientes:12

El número de moléculas es grande y la separación media entre ellas es grande comparada con

sus dimensiones. Por lo tanto ocupan un volumen despreciable en comparación con el volumen

del envase y se consideran masas puntuales.

Las moléculas obedecen las leyes de Newton, pero individualmente se mueven en

forma aleatoria, con diferentes velocidades cada una, pero con una velocidad promedio que no

cambia con el tiempo.

Las moléculas realizan choques elásticos entre sí, por lo tanto se conserva tanto el momento

lineal como la energía cinética de las moléculas.

Las fuerzas entre moléculas son despreciables, excepto durante el choque. Se considera que

las fuerzas eléctricas o nucleares entre las moléculas son de corto alcance, por lo tanto solo se

consideran las fuerzas impulsivas que surgen durante el choque.

El gas es considerado puro, es decir todas las moléculas son idénticas.

El gas se encuentra en equilibrio térmico con las paredes del envase.

Propiedad, definición:

Son aquellas propiedades distintivas de las sustancias que se observan cuando reaccionan, es decir, cuando se rompen y/o se forman enlaces químicos entre los átomos, formándose con la misma materia sustancias nuevas distintas de las originales.

Las propiedades químicas se manifiestan en los procesos químicos (reacciones químicas), mientras que las propiedades propiamente llamadas propiedades físicas, se manifiestan en los procesos físicos, como el cambio de estado, la deformación, el desplazamiento, etc.

Ejemplos de propiedades químicas: - corrosividad de ácidos - poder calorífico o energía calórica - acidez - reactividad

PresiónEn el marco de la teoría cinética la presión de un gas es explicada como el resultado macroscópico de las fuerzas implicadas por las colisiones de las moléculas del gas con las paredes del

contenedor. La presión puede definirse por lo tanto haciendo referencia a las propiedades microscópicas del gas.

En general se cree que hay más presión si las partículas se encuentran en estado sólido, si se encuentran en estado líquido es mínima la distancia entre una y otra y por último si se encuentra en estado gaseoso se encuentran muy distantes.

En efecto, para un gas ideal con N moléculas, cada una de masa m y moviéndose con una velocidad aleatoria promedio o raíz cuadrada de la media aritmética de los cuadrados de las velocidades, en inglés "root mean square" vrms = v, contenido en un volumen cúbico V las partículas del gas impactan con las paredes del recipiente de una manera que puede calcularse de manera estadística intercambiando momento lineal con las paredes en cada choque y efectuando una fuerza neta por unidad de área que es la presión ejercida por el gas sobre la superficie sólida.

La presión puede calcularse como

 (gas ideal)

Este resultado es interesante y significativo no sólo por ofrecer una forma de calcular la presión de un gas sino porque relaciona una variable macroscópica observable, la presión, con la energía cinética promedio por molécula, 1/2 mv², que es una magnitud microscópica no observable directamente. Nótese que el producto de la presión por el volumen del recipiente es dos tercios de la energía cinética total de las moléculas de gas contenidas.

TemperaturaLa ecuación superior dice que la presión de un gas depende directamente de la energía cinética molecular. La ley de los gases ideales nos permite asegurar que la presión es proporcional a la temperatura absoluta. Estos dos enunciados permiten realizar una de las afirmaciones más importantes de la teoría cinética: La energía molecular promedio es proporcional a la temperatura. La constante de proporcionales es 3/2 la constante de Boltzmann, que a su vez es el cociente entre la constante de los gases R entre el número de Avogadro. Este resultado permite deducir el principio o teorema de equipartición de la energía.

La energía cinética por Kelvin es:

Por mol 12,47 J

Por molécula 20,7 yJ = 129 μeV

En condiciones estándar de presión y temperatura (273,15 K) se obtiene que la energía cinética total del gas es:

Por mol 3406 J

Por molécula 5,65 zJ = 35,2 meV

Ejemplos:

Dihidrógeno  (peso molecular = 2): 1703 kJ/kg

Dinitrógeno  (peso molecular = 28): 122 kJ/kg

Dioxígeno  (peso molecular = 32): 106 kJ/kg

Velocidad promedio de las moléculasDe las fórmulas para la energía cinética y la temperatura se tienen características, tales como

en donde kB es la constante de Boltzmann y T la temperatura en kelvin. Sustituyendo los valores, se obtiene que

donde v se mide en m/s, T en kelvin y mm en uma.

Para una temperatura estándar la velocidad promedio de las moléculas de gas son:

Dihidrógeno  1846 m/s

Dinitrógeno  493 m/s

Dioxígeno  461 m/s

Las velocidades más probables son un 81,6% de estos valores.

Simplificación

La teoría cinética es una teoría física, basada en unos pocos hechos:

La densidad de los gases es muy pequeña.

Las moléculas se mueven individualmente de forma aleatoria y con distinta velocidad, que

aumenta o se reduce a la vez que la temperatura; el movimiento causa que se golpeen

entre si, aumentando la presión al golpearse más veces.

Las fuerzas de cohesión o fuerzas intermoleculares en los gases son casi nulas.

Si todas las moléculas que forman el gas son idénticas, se dice que es un gas puro.

Véase también

Distribución de Boltzmann

Ley de los gases ideales

Mecánica estadística

Teoría de las colisiones

Estadística de Maxwell-Boltzmann