Diferencia entre revisiones de «Teoría cinética de los gases»
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Estos postulados describen el comportamiento de un [[gas ideal]]. Los gases reales se aproximan a este comportamiento ideal en condiciones de baja [[densidad (física)|densidad]] y [[temperatura]].
==Presión==
En 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 mas presion si las particulas se encuentran en estado solido, si se encuentran en estado liquido es minima distancia entre una y otra y por ultimo 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 '''v<sub>rms</sub>''' 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
:<math>P = {Nmv_{rms}^2 \over 3V} </math>
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]] traslacional promedio por molécula, ''1/2 mv<sub>rms</sub>²'', 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.
==Temperatura==
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