Tema 2. Teoría Cinética de los Gases

AI✦

¿Cuál es una hipótesis básica de la teoría cinética del gas ideal?. Las moléculas permanecen inmóviles entre colisiones. Las moléculas se mueven aleatoriamente y las colisiones son elásticas. Las fuerzas intermoleculares actúan continuamente a larga distancia. El volumen molecular ocupa la mayor parte del recipiente.

Según la teoría cinética, la presión de un gas se origina principalmente por: La energía potencial gravitatoria de las moléculas. La atracción entre las moléculas y las paredes. La transferencia de momento en los choques con las paredes. La rotación de las moléculas.

En equilibrio y sin campos externos, ¿qué relación es correcta?. <Vx> = <Vy> = <Vz> = 0. <Vx²> = <Vy²> = <Vz²> = 0. <Vx> siempre es positiva. <V²> = 0.

La expresión cinética de la presión para n moles es: pV = nM<v²>. pV = (1/3)nM<v²>. pV = (3/2)nM<v²>. pV = nRT/M.

La energía cinética traslacional media de una molécula de gas ideal es: kT. (1/2)kT. (3/2)kT. 3kT.

Dos gases ideales distintos están a la misma temperatura. ¿Qué magnitud es igual para ambos?. La rapidez media de sus moléculas. La energía cinética traslacional media por molécula. La masa molecular. La frecuencia de efusión.

Si la temperatura absoluta se cuadruplica, la rapidez cuadrática media: Se duplica. Se cuadruplica. Se reduce a la mitad. No cambia.

A la misma temperatura, si la masa molar aumenta por un factor 9, una rapidez característica de Maxwell: Aumenta por un factor 3. Disminuye por un factor 3. Disminuye por un factor 9. No cambia.

¿Por qué <vx> es cero, aunque las moléculas estén en movimiento?. Porque todas tienen vx = 0. Porque las componentes positivas y negativas se compensan en promedio. Porque la energía cinética es nula. Porque la presión impide el movimiento en x.

En la distribución de Maxwell de rapideces, el área total bajo la curva vale: 0. 1. RT. NA.

El área bajo f(v) entre v₁ y v₂ representa: La presión ejercida por ese grupo. La energía total del gas. La fracción de moléculas con rapidez entre v₁ y v₂. El número de colisiones por segundo.

¿Por qué la distribución de rapideces vale cero en v = 0?. Por el factor v² de la distribución. Porque la exponencial diverge. Porque no existen moléculas lentas. Porque la temperatura siempre es cero.

Para rapideces muy elevadas, f(v) tiende a cero principalmente por: El factor 4π. La caída del factor exponencial. La constante de Avogadro. El aumento de la presión.

Al aumentar la temperatura de un mismo gas, la distribución de Maxwell: Se estrecha y se desplaza a rapideces menores. Se ensancha y su máximo se desplaza a rapideces mayores. Conserva exactamente la misma forma y posición. Se transforma en una distribución simétrica.

A una temperatura fija, el gas de menor masa molar presenta una distribución: Desplazada hacia rapideces mayores. Desplazada hacia rapideces menores. Independiente de la masa. Con área total mayor que 1.

¿Cuál es el orden correcto de las rapideces características?. Vrms << Vmp. <Vmp < Vrms. Vmp << Vrms. Vmp = V = Vrms.

La rapidez más probable corresponde a: La media aritmética de todas las rapideces. La posición del máximo de f(v). La raíz del promedio de v. La rapidez mínima presente en el gas.

Al aumentar la temperatura, la fracción de moléculas situada en la cola de altas energías: Disminuye siempre. Aumenta. Permanece idéntica. Se hace exactamente cero.

Una frecuencia de colisiones muy alta no implica una reacción instantánea porque: Las moléculas nunca transfieren energía. Solo algunas colisiones tienen energía y orientación adecuadas. Todas las colisiones son inelásticas. La presión siempre es demasiado baja.

El flujo de colisiones contra una pared puede expresarse como: Zw = 4 v (N/V). Zw = (1/4) v (N/V). Zw = v/(N/V). Zw = pV.

El flujo de colisiones tiene unidades de: m s⁻¹. s⁻¹. m⁻² s⁻¹. mol m⁻³.

La sección eficaz de colisión de dos esferas rígidas idénticas de diámetro d es: σ = πd². σ = 2πd. σ = (4/3)πd³. σ = d/π.

La frecuencia de colisión z de una molécula es: La distancia recorrida entre colisiones. El número de colisiones que sufre por unidad de tiempo. El número total de moléculas del recipiente. El número de colisiones por unidad de área.

En una frecuencia total de colisiones entre moléculas idénticas aparece un factor 1/2 para: Corregir la temperatura. Evitar contar dos veces cada colisión. Convertir masa molecular en masa molar. Eliminar las colisiones con paredes.

La rapidez relativa media entre dos moléculas idénticas es: Menor que cero. Igual a cero para todas las parejas. Mayor que la rapidez media molecular y vale √2 v. Independiente de la temperatura.

El recorrido libre medio se define como: La distancia total recorrida en un segundo. La distancia media entre dos colisiones intermoleculares sucesivas. El diámetro del recipiente. El desplazamiento neto durante una difusión.

Para un gas puro, una relación conceptual útil es: λ = ζ/ν. λ = ν/ζ. λ = zv. λ = ρ/Τ.

Al aumentar la presión a temperatura constante, el recorrido libre medio: Aumenta proporcionalmente. Disminuye. No cambia. Se hace igual al diámetro molecular.

Al aumentar la sección eficaz de colisión, manteniendo las demás variables: Aumenta el recorrido libre medio. Disminuye el recorrido libre medio. Desaparecen las colisiones. No cambia la frecuencia de colisión.

La efusión es: La mezcla espontánea dentro de un gas por un gradiente de concentración. El escape de un gas por un orificio pequeño hacia una región de presión muy baja. El transporte provocado por corrientes macroscópicas. Una colisión inelástica con una pared.

Según la ley de Graham, a igual temperatura y presión, la tasa de efusión es proporcional a: M. 1/M. √M. 1/√M.

Si M₂ = 4M₁, la relación entre las tasas de efusión es r₁/r₂ =. 1/2. 1. 2. 4.

Para que se aplique la expresión ideal de efusión, el orificio debe ser: Grande frente al recorrido libre medio. Pequeño frente al recorrido libre medio y practicado en una pared delgada. Igual al volumen del recipiente. Suficientemente largo para provocar muchas colisiones.

¿Cuál de los siguientes NO es un postulado fundamental de la Teoría Cinética Molecular?. El volumen de las partículas individuales es despreciable en comparación con el volumen total. Las partículas se mueven de manera continua, aleatoria y en línea recta. Existen fuerzas significativas de atracción y repulsión entre las partículas del gas. Los choques entre las partículas y las paredes son elásticos.

Según la Teoría Cinética, la temperatura absoluta de un gas es directamente proporcional a: El número total de partículas en el recipiente. La energía cinética promedio de las partículas del gas. El volumen que ocupa el gas. La masa molar del gas.

A nivel microscópico, si mantenemos el volumen constante y aumentamos la temperatura, la presión aumenta porque: Las partículas se expanden y se hacen más grandes. Las partículas chocan con mayor frecuencia y fuerza contra las paredes del recipiente. Las partículas aumentan su masa debido al calor. Las partículas se agrupan en el centro del recipiente.

De acuerdo con la Ley de Graham, si comparamos gas hidrógeno (H₂) y gas oxígeno (O₂) a la misma temperatura y presión: Ambos gases presentarán una misma velocidad de efusión. La velocidad de efusión expresada en mol s⁻¹ del O₂ es mayor porque su masa molar es mayor. La velocidad de efusión expresada en mol s⁻¹ del H₂ es mayor porque su masa molar es menor. La velocidad de efusión es independiente de la masa molar.