5.7: Teoria cinetica molecolare e leggi dei gas

Il test della teoria molecolare cinetica (KMT) e dei suoi postulati è la sua capacità di spiegare e descrivere il comportamento di un gas. Le varie leggi sul gas (le leggi di Boyle, Charles’s, Gay-Lussac, Avogadro e Dalton) possono essere derivate dalle ipotesi del KMT, che hanno portato i chimici a credere che le ipotesi della teoria rappresentino accuratamente le proprietà delle molecole di gas.

La teoria molecolare cinetica spiega il comportamento dei gas

Ricordando che la pressione del gas è esercitata da molecole di gas in rapido movimento e dipende direttamente dal numero di molecole che colpiscono un’area unitaria della parete per unità di tempo, il KMT spiega concettualmente il comportamento di un gas come segue:

• Legge di Gay-Lussac: Se la temperatura è aumentata, la velocità media e l’energia cinetica delle molecole di gas aumentano. Se il volume è tenuto costante, l’aumento della velocità delle molecole di gas si traduce in collisioni più frequenti e più forti con le pareti del contenitore, aumentando così la pressione. Questa è anche definita legge di Amontons.
• Legge di Carlo: Se la temperatura di un gas aumenta, la pressione costante può essere mantenuta solo se il volume occupato dal gas aumenta. Ciò si tradurrà in maggiori distanze medie percorse dalle molecole per raggiungere le pareti del contenitore, così come un aumento della superficie della parete. Queste condizioni ridurranno sia la frequenza delle collisioni molecolo-parete che il numero di collisioni per unità di area, i cui effetti combinati bilanciano l’effetto di maggiori forze di collisione a causa della maggiore energia cinetica alla temperatura più alta.
• Legge di Boyle: Se il volume del gas viene diminuito, l’area della parete del contenitore diminuisce e la frequenza di collisione molecola-parete aumenta, entrambi aumentano la pressione esercitata dal gas.
• Legge di Avogadro: A pressione e temperatura costanti, la frequenza e la forza delle collisioni molecolo-parete sono costanti. In tali condizioni, l’aumento del numero di molecole gassose richiederà un aumento proporzionale del volume del contenitore al fine di produrre una diminuzione del numero di collisioni per unità di area per compensare l’aumento della frequenza delle collisioni.
• Legge di Dalton: A causa delle grandi distanze tra loro, le molecole di un gas in una miscela bombardano le pareti del contenitore con la stessa frequenza, sia che altri gas siano presenti o meno, e la pressione totale di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni (parziali) dei singoli gas.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 9.5: The Kinetic-Molecular Theory.