Curvas de enfriamiento y sistemas de dos componentes

Las curvas de enfriamiento son una representación gráfica de la temperatura (T o Tº) de un material frente al tiempo (t) conforme este se enfría.

Como se habla de "enfriamiento", la temperatura debe disminuir mientras el tiempo avanza por eso se habla de una proporción inversa donde una cantidad disminuye mientras la otra aumenta.

La transferencia de calor está relacionada con los cuerpos calientes y fríos llamados; fuente y receptor, en donde la misma, tiene sus propios mecanismos (conducción, convección y radiación) y cada uno de ellos cuenta con sus peculiaridades. La transferencia de calor es importante en los procesos, porque es un tipo de energía que se encuentra en tránsito, debido a una diferencia de temperaturas (gradiente), y por tanto existe la posibilidad de presentarse el enfriamiento, sin embargo esta energía en lugar de perderse sin ningún uso es susceptible de transformarse en energía mecánica por ejemplo; para producir trabajo, generar vapor, calentar una corriente fría, etc.

Sistemas de dos componentes:

Fig 1                                                                  Fig 2.                                                     Fig 3.

                         

La Figura 1 muestra el diagrama de fases temperatura-composición a presión constante típico de un sistema de dos líquidos totalmente miscibles que forman eutéctico simple. Para poder construir un diagrama de este tipo se utilizan las curvas de enfriamiento de sistemas de diferente composición.

Consideremos lo que sucede al enfriar un líquido puro (Fig. 2). Para un sistema de un componente puro en la fase líquida, hay un grado de libertad, la temperatura, y usando la ecuación (2), los grados de libertad son V = 1, siendo la temperatura la variable que describe el sistema (porción (a)). Tan pronto coexisten las dos fases (sólido y líquido), P=2 y F=O y por lo tanto la temperatura es constante (b). Cuando todo el sistema se convierte en sólido la temperatura vuelve a variar (c). El cambio en pendiente se debe a la diferencia en la capacidad calorífica del líquido y el sólido.

La Fig. 3 representa la curva de enfriamiento de una mezcla simple. La solución líquida comienza a enfriarse, disminuyendo su temperatura a cierta velocidad (d). A cierta temperatura comienza a separarse un sólido formado por alguno de los componentes puros. El congelamiento es un fenómeno exotérmico y por eso la velocidad de enfriamiento disminuye (e). A medida que el sólido se separa, la composición del líquido se hace más rica en el otro componente y su temperatura de fusión disminuye. Cuando la solución alcanza una cierta composición (la composición eutéctica) el sistema se congela como si se tratase de una sustancia pura y la temperatura se mantiene constante (f).

Así, los puntos de diagrama de fases se obtienen preparando mezclas de los dos componentes de fracciones molares conocidas. Las mezclas se calientan hasta fundirse, se agita la solución para obtener una  solución  homogénea  y  se  deja  enfriar  lentamente.  Mientras  la  solución  se  enfría  se  agita continuamente y se toma la temperatura como función de tiempo.

Fig 4.

Consideremos el diagrama de fases de la Fig. 4. En este diagrama TA y Tb son las temperaturas de fusión de los sólidos A y B puros. Las distintas curvas separan las regiones donde el sistema presenta una o más fases. En la Región I, cualquier punto corresponde al sistema formado por una solución homogénea. En la región II, un punto corresponde a una situación en la que el sólido A puro coexiste en equilibrio con una solución líquida de B disuelto en A. Una situación análoga corresponde a la región III, con el sólido B en equilibrio con una solución de A disuelto en B. Por debajo de la temperatura Te, en la región IV, existen los sólidos A y B y no puede observarse ninguna solución líquida. A la temperatura Te  se la llama temperatura eutéctica. Las curvas “a” y “b” dan la dependencia de la composición de la solución líquida con la temperatura. En términos generales, estas curvas indican cómo varía la solubilidad de A en B o B en A en función de la temperatura. En la región I el número de grados de libertad es 2, por lo tanto, debe especificarse la temperatura y la composición para definir el estado del sistema. En las demás regiones, el número de grados de libertad se reduce a 1. Así, los puntos de diagrama de fases se obtienen preparando mezclas de los dos componentes de fracciones molares conocidas. Las mezclas se calientan hasta fundirse, se agita la solución para obtener una solución homogénea y se deja enfriar lentamente. Mientras la solución se enfría se agita continuamente y se toma la temperatura como función de tiempo. La región entre a1 y a2 representa el enfriamiento de la solución. Al llegar a la temperatura T2, se nota un cambio en la pendiente debido a que a esa temperatura empieza a separarse el sólido A puro. La precipitación del sólido A libera energía. Esto hace que la mezcla se enfríe más lentamente que la solución. T2 es el punto de fusión de la solución de composición x1. De T2 a Te hay una sucesión de equilibrios entre la solución y el sólido A. La temperatura no se mantiene constante en esta región ya que el sólido A se está precipitando y la concentración de A en la solución disminuye. Esto es, la composición de la solución está cambiando entre a2 y a3. A partir de Te ocurre la precipitación simultánea de dos sólidos separados en fases diferentes. Una inspección microscópica de ese sólido revela cristales de A puros mezclados con cristales de B puro. Al llegar a Te la composición de la solución ha cambiado el máximo permitido para ese sistema binario. La solución en Te tiene el punto de fusión más bajo posible. A esta temperatura y composición es donde la fase líquida esta en equilibrio con los sólidos A y B. A la temperatura Te se le llama la temperatura eutéctica y la composición de la solución cuyo punto de fusión es Te (el más bajo posible) es la composición eutéctica. La palabra eutéctica viene del griego que significa "fácilmente fundible"

Ley de Raoult

La ley de Raoult fue propuesta por el químico francés François-Marie Raoult en 1887, y sirve para explicar el comportamiento de la presión de vapor de una solución de dos sustancias miscibles (típicamente ideal) en función a la presión parcial de vapor de cada componente presente en esta.

Existen leyes de la química que se utilizan para describir el comportamiento de sustancias en diferentes condiciones y explicar los fenómenos en los que se encuentran involucrados, haciendo uso de modelos matemáticos científicamente demostrados. La ley de Raoult es una de estas.

Usando una explicación basada en las interacciones entre las moléculas de los gases (o líquidos) para predecir el comportamiento de las presiones de vapor, esta ley usarse para estudiar soluciones no-ideales o reales, siempre que se consideren los coeficientes necesarios para corregir el modelo matemático y ajustarlo a condiciones no-ideales.

¿En qué consiste?

La ley de Raoult está fundamentada en la suposición de que las soluciones involucradas se comportan de manera ideal: esto ocurre porque esta ley está basada en la idea de que las fuerzas intermoleculares entre moléculas distintas son iguales a las que existen entre moléculas similares (lo cual no es tan acertado en la realidad).

De hecho, mientras más se acerque a la idealidad una solución, más oportunidad tendrá de cumplir con las características que propone esta ley.

Esta ley relaciona la presión de vapor de una solución con un soluto no-volátil, enunciando que esta será igual a la presión de vapor de ese soluto puro a esa temperatura, multiplicada por la fracción molar del mismo. Esto se expresa en términos matemáticos para un solo componente de la siguiente forma:

P_i = Pº_i . X_i

En esta expresión P_i es igual a la presión parcial de vapor del componente i en la mezcla gaseosa, Pº_i es la presión de vapor del componente puro i, y X_i es la fracción molar del componente i en la mezcla.

De la misma forma, cuando se tengan varios componentes en una solución y estos hayan alcanzado un estado de equilibrio, se puede calcular la presión total de vapor de la solución por combinación de la ley de Raoult con la de Dalton:

P = Pº_AX_A + Pº_BX_B + Pº_CX_c …

Asimismo, en aquellas soluciones donde únicamente están presentes un soluto y el solvente, se puede formular la ley como se ve a continuación:

P_A = (1-X_B) x Pº_A

Desviaciones positivas y negativas

Las soluciones que pueden ser estudiadas con esta ley normalmente deben comportarse de manera ideal, ya que las interacciones entre sus moléculas son pequeñas y permiten que se asuman las mismas propiedades a través de toda la solución sin excepción.

Sin embargo, las soluciones ideales son prácticamente inexistentes en la realidad, por lo que se deben incorporar dos coeficientes a los cálculos que representan las interacciones intermoleculares. Estos son el coeficiente de fugacidad y el coeficiente de actividades.

En este sentido, las desviaciones con respecto a ley de Raoult se definen como positivas o negativas, dependiendo de los resultados obtenidos en el momento.

·        Desviaciones positivas

Las desviaciones positivas con respecto a la ley de Raoult ocurren cuando la presión de vapor de la solución es mayor a la que se calculó con la ley de Raoult.

Esto sucede cuando las fuerzas de cohesión entre las moléculas similares son mayores a las mismas fuerzas entre moléculas distintas. En este caso, ambos componentes se vaporizan de manera más sencilla.

Esta desviación se aprecia en la curva de presión de vapor como un punto máximo en una composición en particular, formando un azeótropo positivo.

El azeótropo es una mezcla líquida de dos o más compuestos químicos que se comporta como si estuviera formada por un solo componente y que evapora sin cambiar de composición.

·        Desviaciones negativas

Las desviaciones negativas respecto a la ley de Raoult se presentan cuando la presión de vapor de la mezcla es menor a la esperada tras el cálculo con la ley.

Estas desviaciones aparecen cuando las fuerzas de cohesión entre las moléculas de la mezcla son mayores a la media de fuerzas entre las partículas de los líquidos en su estado puro.

Este tipo de desviación genera una retención de cada componente en su estado líquido por fuerzas atractivas mayores a las de la sustancia en estado puro, por lo que la presión parcial de vapor del sistema se ve reducida.

Los azeótropos negativos en las curvas de presión de vapor representan un punto mínimo, y demuestran una afinidad entre los dos o más componentes involucrados en la mezcla.

Equilibrio binario

El equilibrio binario es la  mezcla dos componentes; A y B
Depende de la solubilidad: totalmente soluble, parcialmente soluble, totalmente insoluble

Equilibrio liquido vapor

El equilibrio termodinámico  líquido vapor se alcanzará cuando los potenciales químicos de la sustancia son los mismos en ambas fase, a cierta Temperatura y Presión dadas.

Consideraciones importantes en el equilibrio líquido-vapor:

-La fase vapor se considera como una mezcla de gases ideales.

-La fase líquida es considerada como una solución ideal.

El estado de equilibrio se da cuando se llega a la presión de vapor (presión ejercida cuando la fase de vapor esta en equilibrio con la fase líquida). Esta, además de depender de la temperatura, dependerá de la naturaleza de los componentes y la composición de cada fase.

Equilibrio solido liquido

El equilibrio sólido-líquido es una división más de los equilibrios de interfaces. Es aquella combinación de condiciones en que una sustancia pura en estado líquido puede estar en equilibrio con su estado sólido, o bien una mezcla de sustancias en solución puede solidificarse y estar ambas fases en equilibrio.

El comportamiento de fases de los estados sólido y líquido es la base para los procesos de separación en ingeniería química. Para sistemas binarios se pueden observar comportamientos sólido/sólido, líquido/sólido y sólido/líquido/sólido; a continuación se realiza una formulación rigurosa del equilibrio sólido líquido (ESL) y se presenta como aplicación para el análisis de dos comportamientos límites

Equilibrio liquido liquido

El equilibrio se produce cuando la energía libre de la mezcla sea menor que la energía libre de los componentes puros

ECUACIÓN DE CLAPEYRON Y SU RELACIÓN CON LOS DIAGRAMAS DE FASES

En termoquímica, la ecuación de Clausius-Clapeyron es una manera de caracterizar una transición de fase de primer orden que tiene lugar en un sistema monocomponente. En un diagrama P-T (presión-temperatura), la línea que separa ambos estados se conoce como curva de coexistencia. La relación de Clausius-Clapeyron determina la pendiente de dicha curva. Matemáticamente se puede expresar como:

dp/dT= vaciacion de H/ T* variación de volumen

Dónde: dp/dT ${\displaystyle \mathrm {d} p/\mathrm {d} T}$ es la pendiente de dicha curva,  H es el calor latente o entalpía del cambio de fase y V  es la variación de volumen.

Aplicación de la ecuación de Clapeyron a distintos cambios de fase.

En el siguiente esquema se puede ver el comportamiento de la Ecuación de Clapeyro según la fase presente:

PRESIÓN DE VAPOR Y PUNTO DE EBULLICION

Medida de la presión de vapor: podemos formular una definición precisa de presión de vapor pensando en lo que sucede en la superficie del agua. Cuando se introduce el agua, algunas de sus moléculas dejan el líquido y forman vapor. Cuando las moléculas de agua que han escapado del agua líquida chocan con su superficie pueden ser recapturadas por las fuerzas intermoleculares atractivas. A medida que aumenta el número de moléculas en el vapor, muchas de ellas chocan con la superficie hasta que se obtiene una situación en la que el número de moléculas que vuelven al líquido compensa exactamente al número de las que escapan del mismo. En este punto, el vapor se condensa a la misma velocidad que el líquido se evapora. Esto es, la velocidad de vaporización, en moles de H₂O por segundo, es igual a la velocidad de condensación. La concentración de moléculas en el vapor, y por tanto su presión, permanece constante y el líquido y el vapor están en "equilibrio dinámico".

En un recipiente cerrado, un líquido y su vapor llegan a un equilibrio dinámico cuando la presión del vapor ha alcanzado su valor particular, que depende del líquido y de la temperatura. Esto sugiere la siguiente definición:

La presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por su vapor cuando ambas fases están en equilibrio dinámico.

Presiones de vapor y punto de ebullición: Consideremos ahora lo que ocurre cuando calentamos agua en un recipiente abierto. Cuando la temperatura del líquido aumenta hasta el punto en que su presión de vapor iguala a la presión atmosférica, la vaporización tiene lugar en todo el líquido porque todo el vapor que se forma escapa a la atmósfera. De esta manera, se forman burbujas de vapor en el líquido y suben a la superficie. Puesto que la vaporización ya no tiene lugar solamente en la superficie, se produce muy rápidamente. Esta es la condición que denominamos "ebullición", la temperatura a la que tiene lugar es el "punto de ebullición".

El punto de ebullición aumenta paralelamente a la presión exterior porque deben alcanzarse, mayores temperaturas antes que la presión de vapor iguale a la presión exterior. Por tanto, el punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor es igual a 1 atm.

Gráfico de la presión de vapor del agua.

REGLA DE FASES DE GIBBS

Esta regla nos define los grados de libertad que posee el sistema dependiendo del tipo de variables que consideremos. Establece la siguiente relación:

                                                                          F = C - P + 2

 Donde  F = número de grados de libertad

               C = número de componentes

               P = número de fases presentes

               2 = es el número de variables de estado del sistema (temperatura y presión)

En los casos experimentales que se  traten, el efecto de la variación de la presión es despreciable, así establecemos que: P = 1 atm = constante durante todo el experimento. Así pues, la regla de las fases queda establecida para propósitos empíricos como:

                                                             F = C - P + 1

Véase con un ejemplo la gran utilidad de esta ecuación:

                                 

 

1. Si se  tiene un metal puro y se sitúa en su punto de fusión: C=1, P=2 (sólido + líquido).  Así, F=0, con lo que se puede deducir que el punto de fusión es un punto fijo que se da a una temperatura y presión fijas.

2. Si se situa en el punto donde coexisten dos fases: C=2, P=2, se obtiene  que F=1. Se tiene  un único grado de libertad, es posible mantener la microestructura de 2 fases mientras se modifica la temperatura del material (en un rango limitado).

3. Cuando se situa en la región donde hay una sola fase a una composición intermedia: C=2, P=1, es por esto que: F=2, se tiene  dos grados de libertad, se puede  variar tanto la temperatura como la composición en un rango limitado manteniendo la microestructura.

Diagrama de FASES

    En termodinámica y ciencia de materiales se denomina diagrama de fase o diagrama de estados de la materia, a la representación entre diferentes estados de la materia, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo. Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado.

Los diagramas de equilibrio pueden tener diferentes concentraciones de materiales que forma una aleación a distintas temperaturas. Dichas temperaturas van desde la temperatura por encima de la cual un material está en fase líquida hasta la temperatura ambiente y en que generalmente los materiales están en estado sólido.

Modelo del diagrama de fases típico de una sustancia de único componente en función de la temperatura y la presión. La línea roja muestra la interfase sólido-gas. La línea verde muestra la forma habitual de la interfase sólido-líquido, mientras que la alineación de puntos verdes muestra el comportamiento anómalo de dicha interfase para el agua (hielo-agua líquida). La línea azul muestra la interfase líquido-gas.

Cociente de Joule-Thompson (Experimento de Joule-Thompson)

  Experimento del tapón poroso.

El experimento consiste en dejar fluir un gas desde una presión elevada a otra presión inferior, a través de un tubo que contiene un “estrangulamiento” u obstáculo que puede ser un tapón poroso, una válvula apenas abierta, un orificio muy pequeño, etc. Debido al estrangulamiento, la expansión es muy lenta de tal forma que las presiones a cada lado del obstáculo se mantienen prácticamente constantes.

Se impide el intercambio de calor entre el gas y el medio exterior mediante un aislamiento térmico, de modo tal que el proceso se realice en condiciones adiabáticas.

Supongamos, como observamos en la figura, que el gas fluye por un tubo horizontal, aislado adiabáticamente, que contiene un obstáculo. A un lado del obstáculo se mantiene la presión mayor P1, constante mediante una bomba, y al otro lado una presión menor P2. Esta presión P2 en muchos casos puede ser la presión del medio exterior, por ejemplo la presión atmosférica.

Las temperaturas a las presiones P1 y P2 son respectivamente T1 y T2.

Aplicando la ecuación del Primer Principio para sistemas abiertos, que ya vimos en el tema anterior:

Debido a que el gas fluye lentamente ω1 y ω2 son prácticamente nulos, y ω12/2 y ω22/2 ≅ 0. Como el tubo es horizontal h1 ≅ h2. Además, por estar el sistema aislado adiabáticamente,

Q = 0. Por último, no hay trabajo de circulación, Wc= 2

En consecuencia resulta que U1 + P1 . v1 = U2 + P2 . v2 y por definición de entalpía: H1 = H2.

Este resultado nos indica que el valor de la entalpía es el mismo antes y después del proceso de estrangulamiento. Sin embargo como el proceso es irreversible, y por consiguiente no se conocen los estados intermedios, no se puede decir que la transformación se realice a entalpía constante. Es entonces conveniente aclarar que el proceso de Joule-Thomson no es una transformación isoentálpica, entendiéndose por transformación isoentálpica el lugar geométrico de todos los puntos que representan “estados de equilibrio” de la misma entalpía. No obstante, como la entalpía es una función de estado, en un proceso de estrangulamiento entre dos estados, se cumple que ΔH = 0 y si la transformación es elemental, dH = 0.

a.     Se pueden referir a él otras propiedades termodinámicas, que pueden evaluarse a partir de este efecto, como: volúmenes específicos, calores específicos y temperaturas.

b.     El resultado de la estrangulación, en ciertas condiciones, es una reducción en la temperatura del fluido, de forma que podemos tener un enfriamiento mediante un sistema sin partes móviles. De hecho, bajo condiciones adecuadas, es posible que uno o más componentes de una corriente fluida pase a la fase líquida durante el proceso de estrangulación, de forma que puede utilizarse el sistema para proceder a la separación de componentes de una mezcla gaseosa.

Coeficiente de Joule-Thomson.

Si hacemos H=f(P,T), como la entalpía es una función de estado, en un proceso elemental se cumple:

En un proceso de Joule-Thomson: dH=0 por lo tanto:

Haciendo pasaje de términos e indicando con el subíndice H que en el proceso la entalpía inicial y final es la misma:

La cantidad  , que representa la variación de la temperatura con la presión en un proceso de Loule-Thomson, se denomina “coeficiente de Joule-Thomson” y se lo simboliza con la letra μ. Como en la ecuación anterior  es igual a CP, nos queda finalmente:

   (36)

Como H=U + P.V la expresión puede también tomar la forma:

   (37)

Que nos da una ecuación completamente general, aplicable a cualquier gas.

En el caso particular de un gas ideal, se cumple que:

en consecuencia, como CP ≠ 0 resulta μ =0

Que nos indica que si un gas ideal sufre un estrangulamiento, su temperatura varía, pues:

Cambio de entalpia para un proceso

     La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción.

Definida como «el flujo de calor en los procesos químicos efectuados a presión constante cuando el único trabajo es de presión-volumen»,​ es decir, la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno.

L

Procesos Químicos y Postulados de la Energía Cinética

Autores: Maria Galindez, Karina Aleuy, Kharelys Urdaneta.

                                                 Definición procesos químicos

    Los procesos químicos son operaciones que derivan en la modificación de una sustancia, ya sea a partir de un cambio de estado, de composición o de otras condiciones. Estos procesos implican el desarrollo de reacciones químicas.

   Asimismo, pueden ilustrarse generalmente como diagramas de flujo de bloque o en más detalle como diagramas de flujo de proceso. Diagramas de flujo de bloques muestran las unidades como bloques y las corrientes que fluyen entre ellos como la conexión de líneas con puntas de flecha para mostrar la dirección del flujo.

    Sin embargo, transforman materias primas en productos útiles que generan beneficios a los colaboradores y dueños de las empresas y a la comunidad en general. Estos productos se emplean como bienes de consumo y como productos intermedios para modificaciones químicas y físicas en la elaboración de productos de consumo. Aproximadamente una cuarta parte de la producción total de sustancias químicas se utiliza en la manufactura de otras, de modo que la industria química es la mejor cliente de sí misma.

v  Procesos químicos con cambio de Fase

En la física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios  estados de agregación  sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres  estados más estudiados y comunes en la tierra son  el solido, el liquido y el gaseoso, no  obstante, el estado  de agregación mas común en nuestro universo es el plasma, material del que están compuestas las estrellas (si es descartada la materia oscura).

·         La fusión es una cambio de solido a liquido.

·         Por el contrario la solidificación o congelación  es el cambio inverso, de liquido a solido.

·         La vaporización es el cambio de líquido a gas.

·         Contrariamente la licuación o condensación es el cambio  inverso, de gas a líquido.

·         La sublimación es el cambió de estado de  solido a gas

·         El cambio inverso de la sublimación recibe es nombre de  sublimación regresiva o cristalización.

·         La ionización es el cambio de estado de un gas o plasma

·         El caso contrario a la ionización se conoce como des-ionización.

Ejemplos:

Cuando se quema troncos para hacer una fogata, se produce un cambio químico, esto se debe a que la madera de los troncos se convierte en cenizas y, a su vez, libera algunos gases como dióxido de carbono.

Cuando ponemos un pedazo de papel a fuego y este se quema, y se convierte en cenizas, también hay un cambio químico.

La cocción de una torta es un cambio químico con cambio de fase puesto que al momento de estar la torta lista nunca podrá regresar a su estado original (mezcla liquida).

  Procesos químicos sin cambio de fase:

Un proceso químico sin cambio de fase es  un conjunto de operaciones  químicas encaminadas a la transformación de unas sustancias iniciales en productos finales distintos, sin alterar su fase  o estado inicial. El producto será diferente de otro cuando tenga distinta composición, o hayan cambiado sus condiciones.

Ejemplo:

La fotosíntesis es un ejemplo. En la fotosíntesis, la energía solar se  transforma en energía química en un proceso que convierte al agua y al dióxido de carbono en glucosa, y se libera el oxígeno como subproducto, en dicho proceso solo existe transformación  de sustancias en iniciales en producto final pero sin alterar su fase o estado inicial.

  Postulados de la Energía cinética:

La teoría cinética molecular consta de cinco postulados que describen el comportamiento de las moléculas en un gas. Estos postulados se basan en algunas nociones físicas y químicas muy simples y básicas, aunque también involucran algunas suposiciones con el fin de simplificar los postulados.Estos son los principales postulados de la teoría cinética molecular:

Un gas consiste en un conjunto de pequeñas partículas que se trasladan con movimiento rectilíneo y obedecen las leyes de Newton.

v  Las moléculas de un gas no ocupan volumen.

v  Los choques entre las moléculas son perfectamente elásticos (esto quiere decir que no se gana ni se pierda energía durante el choque).

v  No existen fuerzas de atracción ni de repulsión entre las moléculas.

v  El promedio de energía cinética de una molécula es de 3kT/2 (siendo T la temperatura absoluta y k la constante de Boltzmann).

Según el modelo cinético molecular que se toma como válido hoy en día, como decíamos, todo material que vemos está formado por partículas muy pequeñas llamadas moléculas. Estas moléculas están en movimiento continuo y se encuentran unidas por la fuerza de cohesión que existe entre moléculas de una misma materia. Entre una y otra hay un espacio vacío, ya que están en continuo movimiento.

Cuando las moléculas están muy juntas y se mueven en una posición fija, las fuerzas de cohesión son muy grandes. Es el estado sólido de la materia. En cambio cuando están algo más separadas y la fuerza de cohesión es menor, lo que les permite cambiar de posición libremente de forma independiente, estamos en presencia de un líquido.

En el estado gaseoso, las moléculas están totalmente separadas unas de otras y se mueven libremente. Aquí no existe fuerza de cohesión.

La energía de la materia, su fuerza de cohesión y el movimiento de las moléculas dependen de la temperatura. Es por eso que podemos lograr pasar una materia del estado líquido al gaseoso y del sólido al líquido, si aplicamos la cantidad de energía necesaria en forma de temperatura.

Esta teoría también describe el comportamiento y las propiedades de los gases. Todos los gases están formados por moléculas que se encuentran en movimiento continuo. Es un movimiento rápido, rectilíneo y aleatorio. Las moléculas de los gases están muy separadas entre sí y no ejercen fuerzas sobre otras moléculas, a excepción de cuando se produce una colisión.

Las propiedades de los gases se describen en términos de presión, volumen, temperatura y número de moléculas. Estos son los parámetros que se usan para definir a los gases.