Química: uniones

Los gases adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene.

Los gases son más compresibles que los líquidos y sólidos.

Los gases se mezclan completa y uniformemente cuando se encuentran en un mismo recipiente

Los gases tienen densidades menores que los líquidos y sólidos.

La presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área.

El barómetro es un instrumento utilizado para medir la presión atmosférica.

El manómetro es un instrumento utilizado para medir la presión de los gases que no son atmosféricos.

La ley de Boyle establece la relación inversa entre la presión y el volumen de un gas a temperatura constante.

La energía cinética promedio de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

La presión de un gas es el resultado de las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente que lo contiene.

Cuanto mayor es la temperatura absoluta, mayor es la energía cinética promedio de las moléculas.

La temperatura absoluta es un índice del movimiento aleatorio de las moléculas. A mayor temperatura, mayor movimiento.

Los gases son fácilmente compresibles debido a que las distancias entre las moléculas son grandes.

A mayor temperatura, mayor es la energía cinética promedio de las moléculas, lo que resulta en un aumento de volumen.

La velocidad de colisión o el número de colisiones por segundo es proporcional a la densidad del gas.

Las moléculas reales ocupan volumen y ejercen atracciones entre sí, lo que provoca desviaciones del comportamiento ideal.

La presión ideal es la que se mediría si las moléculas no interactuaran entre sí.

Una constante que refleja la fuerza de las atracciones intermoleculares entre las moléculas de gas.

Una constante que representa el volumen excluido por cada mol de moléculas de gas por colisiones.

El término n.b representa el volumen ocupado por n moles de moléculas de gas.

La temperatura es la medida de la energía cinética promedio de las moléculas de un gas. A mayor temperatura, mayor es la velocidad promedio de las moléculas, lo que significa que chocarán con las paredes del recipiente con mayor frecuencia y fuerza, aumentando la presión.

La ley de Avogadro establece una relación directa entre la presión, el número de moles y la temperatura de un gas a volumen constante.

La Ley de Dalton de las presiones parciales establece que la presión total de una mezcla de gases ideales es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas componente.

La distribución de las velocidades moleculares describe la probabilidad de que una molécula tenga una cierta velocidad a una temperatura dada. Esta distribución se representa mediante la curva de distribución de Maxwell.

La teoría cinética de los gases explica el comportamiento de los gases a nivel molecular. Describe las moléculas como pequeñas partículas en continuo movimiento aleatorio, sin interacción entre ellas, que chocan elásticamente con las paredes del recipiente.

La velocidad cuadrática media (Vrms) es una medida de velocidad que considera todas las moléculas de un gas y proporciona un valor promedio de su velocidad. La velocidad cuadrática media depende de la temperatura del gas.

La curva de distribución de Maxwell muestra la distribución de velocidades de las moléculas de un gas a una temperatura determinada. La curva tiene forma de campana y muestra que la mayoría de las moléculas tienen una velocidad cercana a la velocidad cuadrática media.

La velocidad a la que se mueven las moléculas en un gas. Es la raíz cuadrada de la velocidad cuadrática media.

La energía cinética promedio de las moléculas de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

El proceso gradual de mezcla de las moléculas de dos o más gases, debido al movimiento aleatorio.

La velocidad más probable de las moléculas de un gas aumenta a medida que aumenta la temperatura. También, los gases más livianos se mueven más rápido que los gases más pesados a la misma temperatura.

La raíz de la velocidad cuadrática media (𝑢) de un gas es directamente proporcional a la raíz cuadrada de la temperatura absoluta (T) e inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la masa molar (MR).

La difusión es un proceso gradual porque las moléculas de gas experimentan numerosas colisiones durante su movimiento aleatorio.

Las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente y chocan con las paredes del recipiente, creando presión.

La difusión siempre ocurre desde una región de mayor concentración hacia una región de menor concentración.

Un gas ideal es un modelo teórico que describe el comportamiento de los gases en condiciones ideales. Este modelo se basa en la suposición de que las moléculas de gas no interactúan entre sí y que su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que las contiene.

Las desviaciones del comportamiento ideal ocurren cuando los gases reales no cumplen las suposiciones del modelo de gas ideal. Esto sucede a altas presiones o bajas temperaturas, donde las fuerzas intermoleculares y el volumen molecular ya no son despreciables.

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción o repulsión que actúan entre las moléculas de un gas. Estas fuerzas son más significativas a altas presiones, ya que las moléculas están más cerca unas de otras.

El volumen molecular finito se refiere al volumen real ocupado por las moléculas de gas. A altas presiones, este volumen ya no es despreciable en comparación con el volumen del recipiente, lo que afecta el comportamiento del gas.

Las fuerzas intermoleculares afectan el comportamiento de un gas al reducir la presión que ejerce sobre las paredes del recipiente. Esto se debe a que las fuerzas atractivas entre las moléculas hacen que las moléculas choquen con las paredes con menos fuerza.

La temperatura afecta el comportamiento de un gas al influir en la energía cinética de las moléculas. A bajas temperaturas, la energía cinética es menor, lo que reduce la velocidad de las moléculas y aumenta el efecto de las fuerzas intermoleculares.

La ecuación de estado se utiliza para relacionar las variables termodinámicas (presión, volumen, temperatura, cantidad de sustancia) de un gas. La ecuación de estado ideal es una simplificación que no funciona para todos los gases.