Teoria molecular cinética: história, postulados e exemplos

A teoria cinética molecular é aquela que procura explicar as observações experimentais de gases de uma perspectiva microscópica. Ou seja, tenta associar a natureza e o comportamento das partículas gasosas, com as características físicas do gás como fluido; Explique o macroscópico a partir do microscópico.

Os gases sempre foram um objeto de interesse dos cientistas por causa de suas propriedades. Eles ocupam todo o volume do contêiner em que estão localizados, podendo comprimir completamente sem que seu conteúdo mostre a menor resistência; e se a temperatura subir, o contêiner começa a se expandir e pode até rachar.

Teoria molecular cinética: história, postulados e exemplos 1

Partículas gasosas em condições distantes ou próximas à liquefação. Fonte: Olivier Cleynen e Usuário: Sharayanan [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)]

Muitas dessas propriedades e comportamentos estão resumidas nas leis ideais dos gases. No entanto, eles consideram o gás como um todo e não como um conjunto de milhões de partículas dispersas no espaço; Além disso, ele não fornece, com base nos dados de pressão, volume e temperatura, mais informações sobre como essas partículas se movem.

Assim, a teoria cinética molecular (TCM) propõe-se visualizá-las como esferas móveis (imagem superior). Essas esferas colidem umas com as outras e com as paredes arbitrariamente e mantêm uma trajetória linear. No entanto, quando a temperatura diminui e a pressão aumenta, a trajetória das esferas se curva.

Um gás, de acordo com o TCM, deve se comportar como as esferas do primeiro quadro da imagem. Mas, esfriando e aumentando a pressão sobre eles, seu comportamento se afasta do ideal. São gases reais, próximos da liquefação e, portanto, passam para a fase líquida.

Sob essas condições, as interações entre as esferas se tornam mais importantes, a ponto de diminuírem momentaneamente suas velocidades. Quanto mais próximos estiverem da liquefação, mais curvas suas trajetórias se tornam (caixa à direita) e suas colisões são menos energéticas.

História

Daniel Bernoulli

A idéia dessas esferas, mais chamadas de átomos, já havia sido considerada pelo filósofo romano Lucrécio; não para gases, mas para objetos estáticos sólidos. Por outro lado, em 1738, Daniel Bernoulli aplicou a visão atômica a gases e líquidos, imaginando-os como esferas desordenadas, movendo-se em todas as direções.

Seu trabalho, no entanto, violou as leis da física na época; um corpo não podia se mover eternamente, por isso era impossível pensar que um conjunto de átomos e moléculas colidisse um com o outro sem perder sua energia; isto é, a existência de colisões elásticas não era possível.

Rudolf Clausius

Um século depois, outros autores reforçaram a MTC com um modelo em que as partículas gasosas se moviam em apenas uma direção. Rudolf Clausius, no entanto, compilou seus resultados e montou um modelo mais completo do TCM com o qual ele procurou explicar as leis ideais de gás demonstradas por Boyle, Charles, Dalton e Avogadro.

Relacionado:  Carga Nuclear Efetiva: Conceito, Como Calcular e Exemplos

James Clerk Maxwell e Ludwig Boltzmann

Em 1859, James Clerk Maxwell afirmou que as partículas gasosas exibem uma gama de velocidades a uma dada temperatura e que um conjunto delas pode ser considerado por uma velocidade molecular média.

Então, em 1871, Ludwig Boltzmann conectou as idéias existentes à entropia, e como o gás termodinamicamente sempre tende a ocupar o máximo de espaço possível de maneira homogênea e espontânea.

Postulados da teoria cinética molecular

Para considerar o gás de suas partículas, é necessário um modelo em que certos postulados ou suposições sejam cumpridos; postula que logicamente deve ser capaz de prever e explicar (o mais fielmente possível) observações macroscópicas e experimentais. Dito isto, os postulados do TCM são mencionados e descritos.

O volume das partículas gasosas é insignificante

Em um recipiente cheio de partículas gasosas, elas se dispersam e se movem entre elas em todos os cantos. Se, por um momento, todos pudessem se reunir em um ponto específico do contêiner, sem liquefação, seria observado que eles mal ocupavam uma parte desprezível do volume do contêiner.

Isso significa que, no recipiente, embora contenha milhões de partículas gasosas, na verdade ele está mais vazio do que cheio (proporção volume-vácuo muito menor que 1); portanto, se suas barreiras o permitirem, ele e o gás interno poderão ser fortemente comprimidos; já que no final as partículas são muito pequenas, assim como seu volume.

Teoria molecular cinética: história, postulados e exemplos 2

Relação volume-vácuo de um gás em um recipiente. Fonte: Gabriel Bolívar

A imagem acima ilustra precisamente o que foi mencionado acima, usando um gás de cor azulada.

As forças de atração entre as partículas são nulas

As partículas gasosas dentro do vaso colidem umas com as outras sem tempo suficiente para que suas interações ganhem força; menos ainda quando o que os envolve principalmente é o vácuo molecular. Uma conseqüência imediata disso é que suas trajetórias lineares permitem cobrir totalmente o volume do contêiner.

Se o exposto não fosse assim, um vaso com formato “bizarro” e “labiríntico” teria regiões úmidas devido à condensação do gás; em vez disso, as partículas percorrem todo o recipiente livremente, sem que a força de suas interações as detenha.

Teoria molecular cinética: história, postulados e exemplos 3

Trajetórias de partículas gasosas quando as interações são nulas ou insignificantes (A., lineares) e quando são importantes (B., curvas). Fonte: Gabriel Bolívar
Relacionado:  Monômeros: características, tipos e exemplos

As trajetórias lineares da imagem superior (A.) demonstram esse postulado; enquanto que se as trajetórias são curvas (B.), isso mostra que existem interações que não podem ser ignoradas entre as partículas.

As partículas gasosas estão sempre em movimento

Dos dois primeiros postulados, o fato de que as partículas de gás nunca param de se mover converge. Uma vez embaçados no recipiente, colidem um com o outro e com as paredes do mesmo, com força e velocidade diretamente proporcionais à temperatura absoluta; Essa força é a pressão.

Se as partículas gasosas parassem de se mover por um momento, “línguas de fumaça” apareceriam dentro do vaso, saindo do nada, com tempo suficiente para separar o vácuo e dar formas aleatórias.

Colisões entre partículas e paredes dos vasos são elásticas

Se apenas as colisões elásticas entre as partículas gasosas e as paredes do recipiente predominarem dentro do recipiente, a condensação do gás nunca ocorrerá (desde que as condições físicas não mudem); ou o que é o mesmo para dizer que eles nunca descansam e estão sempre colidindo.

Isso ocorre porque nas colisões elásticas não há perda líquida de energia cinética; Uma partícula colide com a parede e salta na mesma velocidade. Se uma partícula ao colidir diminui a velocidade, a outra acelera, sem produzir calor ou som que dissipa a energia cinética de qualquer uma delas.

A energia cinética não permanece constante

O movimento das partículas é aleatório e caótico, de modo que nem todas têm a mesma velocidade; como acontece, por exemplo, em uma rodovia ou em uma multidão. Alguns são mais enérgicos e viajam mais rápido, enquanto outros são lentos, esperando uma colisão para acelerá-los.

Para descrever sua velocidade, é necessário calcular uma média; e com ele, a energia cinética média das partículas ou moléculas gasosas é obtida. Como a energia cinética de todas as partículas muda constantemente, a média permite um melhor controle dos dados e pode ser trabalhada com maior confiabilidade.

A energia cinética média é igual a uma dada temperatura para todos os gases

A energia cinética molecular média (EC mp ) em um vaso é modificada com a temperatura. Quanto mais alta a temperatura, maior será a energia. Como é uma média, pode haver partículas ou refrigerantes que tenham mais ou menos energia em relação a esse valor; alguns mais rápidos e outros mais lentos, respectivamente.

Matematicamente, pode ser demonstrado que o CE mp depende exclusivamente da temperatura. Isso significa que não importa qual seja o gás, sua massa molecular ou estrutura, seu CE mp será o mesmo na temperatura T e só variará se aumentar ou diminuir. De todos os postulados, talvez este seja o mais relevante.

Relacionado:  Mistura homogênea: características e exemplos

E a velocidade molecular média? Diferentemente do CE mp , a massa molecular influencia a velocidade. Quanto mais pesada a partícula ou molécula gasosa, é natural esperar que ele se mova mais lentamente.

Exemplos

Alguns exemplos de como o TCM conseguiu explicar as leis ideais sobre gás serão mencionados abaixo. Embora não abordados, outros fenômenos, como a difusão e efusão de gases, também podem ser explicados com o TCM.

Lei de Boyle

Se o volume do recipiente for comprimido a uma temperatura constante, a distância que as partículas gasosas devem percorrer para colidir com as paredes diminui; que é igual a um aumento na frequência dessas colisões, resultando em aumento da pressão. Quando a temperatura permanece constante, o CE mp também é constante.

Lei de Charles

Se você aumentar T, o mp EC aumentará. As partículas gasosas se moverão mais rapidamente e colidirão um número maior de vezes com as paredes do recipiente; A pressão aumenta.

Se as paredes são flexíveis, capazes de se expandir, sua área se tornará maior e a pressão cairá até que se torne constante; e, como resultado, o volume também aumentará.

Lei de Dalton

Se vários litros de gases diferentes, de vasos menores, fossem adicionados em um vaso espaçoso, sua pressão interna total seria igual à soma das pressões parciais exercidas por cada tipo de gás separadamente.

Porque Porque todos os gases começam a colidir entre si e a se dispersar homogeneamente; as interações entre eles são zero e o vácuo no vaso predomina (postulados do TCM), de modo que é como se cada gás estivesse sozinho, exercendo sua pressão individualmente, sem a interferência dos outros gases.

Referências

  1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Química (8a ed.). CENGAGE Learning, P 426-431.
  2. Fernandez Pablo. (2019). Teoria Cinética Molecular. Vix Recuperado de: vix.com
  3. Jones, Andrew Zimmerman. (7 de fevereiro de 2019). Teoria Molecular Cinética dos Gases. Recuperado de: thoughtco.com
  4. Nancy Hall. (5 de maio de 2015). Teoria cinética dos gases. Centro de Pesquisa Glenn. Recuperado de: grc.nasa.gov
  5. Blaber M. & Lower S. (9 de outubro de 2018). Fundamentos da Teoria Molecular Cinética. Química LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org
  6. A teoria molecular molecular. Recuperado de: chemed.chem.purdue.edu
  7. Wikipedia (2019). Teoria cinética dos gases. Recuperado de: en.wikipedia.org
  8. Toppr. (sf). Teoria molecular cinética dos gases. Recuperado de: toppr.com

Deixe um comentário

Este site usa cookies para lhe proporcionar a melhor experiência de usuário. política de cookies, clique no link para obter mais informações.

ACEPTAR
Aviso de cookies