¿Por qué la presión y la temperatura del gas disminuyen cuando se expande?

Es el comportamiento de las moléculas de gas lo que crea los efectos medibles que usted menciona. La teoría cinética de los gases explica lo que está sucediendo, pero deje que el maestro de pregrado de física más grande del siglo XX se lo explique:

Veamos cuáles son algunas de las propiedades del vapor de vapor o de cualquier otro gas.

Las moléculas, separadas entre sí, rebotarán contra las paredes.

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Imagina una habitación con una cantidad de pelotas de tenis (unas cien) rebotando en perpetuo movimiento. Cuando bombardean el muro, esto empuja el muro.

(Por supuesto, tendríamos que empujar la pared hacia atrás).

Esto significa que el gas ejerce una fuerza nerviosa que nuestros sentidos groseros (no siendo nosotros mismos magnificados mil millones de veces) sienten solo como un impulso promedio.

Para confinar un gas debemos aplicar una presión.

La Figura 1-3 muestra un recipiente estándar para contener gases (utilizado en todos los libros de texto), un cilindro con un pistón.

Ahora, no importa cuál sea la forma de las moléculas de gas, por lo que, por simplicidad, las dibujaremos como pelotas de tenis o pequeños puntos.

Estas cosas están en perpetuo movimiento en todas las direcciones.

Tantos de ellos están golpeando el pistón superior todo el tiempo que para evitar que sea golpeado pacientemente del tanque por este golpe continuo, tendremos que mantener el pistón presionado por una cierta fuerza, que llamamos presión (en realidad, la presión multiplicada por el área es la fuerza).

Claramente, la fuerza es proporcional al área, ya que si aumentamos el área pero mantenemos igual el número de moléculas por centímetro cúbico, aumentamos el número de colisiones con el pistón en la misma proporción a medida que se aumentó el área.

Ahora pongamos el doble de moléculas en este tanque, para duplicar la densidad y dejar que tengan la misma velocidad, es decir, la misma temperatura.

Luego, para una aproximación cercana, el número de colisiones se duplicará, y dado que cada una será tan “energética” como antes, la presión es proporcional a la densidad.

Si consideramos la verdadera naturaleza de las fuerzas entre los átomos, esperaríamos una ligera disminución de la presión debido a la atracción entre los átomos, y un ligero aumento debido al volumen finito que ocupan. Sin embargo, para una aproximación excelente, si la densidad es lo suficientemente baja como para que no haya muchos átomos, la presión es proporcional a la densidad.

También podemos ver algo más: si aumentamos la temperatura sin cambiar la densidad del gas, es decir, si aumentamos la velocidad de los átomos, ¿qué va a pasar con la presión? Bueno, los átomos golpean más fuerte porque se mueven más rápido, y además golpean con más frecuencia, por lo que la presión aumenta.

Usted ve cuán simples son las ideas de la teoría atómica.

Consideremos otra situación. Suponga que el pistón se mueve hacia adentro, de modo que los átomos se comprimen lentamente en un espacio más pequeño. ¿Qué sucede cuando un átomo golpea el pistón en movimiento?

Evidentemente, toma velocidad de la colisión.

Puede intentarlo haciendo rebotar una pelota de ping-pong desde una paleta que se mueve hacia adelante, por ejemplo, y encontrará que sale con más velocidad que la que golpeó. (Ejemplo especial: si un átomo está parado y el pistón lo golpea, ciertamente se moverá).

Entonces, los átomos están “más calientes” cuando se alejan del pistón de lo que estaban antes de golpearlo. Por lo tanto, todos los átomos que están en el recipiente habrán recogido velocidad.

Esto significa que cuando comprimimos un gas lentamente, la temperatura del gas aumenta. Entonces, bajo compresión lenta, un gas aumentará en temperatura, y bajo expansión lenta disminuirá en temperatura .

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