5.6
Teoria Cinética Molecular: Postulados Básicos
A equação de gás ideal, que é empírica, descreve o comportamento dos gases estabelecendo relações entre as suas propriedades macroscópicas. Por exempl…
Enquanto que as leis do gás resumem as relações entre as diferentes propriedades dos gases ideais, a teoria molecular cinética explica porque os gases seguem as leis. A teoria baseia-se em alguns pressupostos ou postulados. O primeiro pressuposto é que as partículas de gás são insignificantes em termos de tamanho.
Um gás é maioritariamente um espaço vazio composto por pequenas partículas que estão separadas a distâncias maiores do que as suas próprias dimensões. O seu volume combinado é insignificante em relação ao volume total em que o gás está contido. Contrariamente aos sólidos e líquidos, que são incompressíveis devido ao estreito espaçamento entre as partículas, os gases são altamente compressíveis.
As partículas de gás estão em constante movimento ao longo de linhas retas em direções aleatórias. Os seus percursos só se alteram quando elas colidem com outras partículas ou com as paredes do seu recipiente. O segundo pressuposto é que as partículas de gás têm colisões perfeitamente elásticas.
Elas colidem e afastam-se umas das outras sem ficarem unidas. Isto pode ser comparado às colisões existentes entre as bolas de bilhar durante um jogo de bilhar. Quando as partículas de gás colidem, elas trocam energia entre si, mas não há nenhuma perda líquida de energia.
Por outras palavras, a energia total do sistema permanece constante. As partículas de gás estão em constante movimento;por isso, têm energia cinética. Assim, o terceiro pressuposto afirma que a energia cinética média de um gás é proporcional à sua temperatura absoluta em kelvin.
Isto significa que a energia cinética aumenta com a temperatura, e como consequência, as partículas movem-se mais rapidamente. A temperaturas mais elevadas, a sua velocidade aumenta. Por outro lado, à medida que a temperatura diminui, também diminui a energia cinética das partículas, e elas movem-se mais lentamente.
A uma certa temperatura, todos os gases, independentemente da sua massa molecular, têm a mesma energia cinética média. A energia cinética é igual à massa vezes a velocidade ao quadrado. Assim, para que diferentes gases tenham a mesma energia cinética média, as suas partículas de gás têm de se movimentar a diferentes velocidades médias.
Desta forma, os gases mais pesados têm velocidades médias mais baixas, enquanto que os gases mais leves têm velocidades médias mais elevadas. Por exemplo, o hélio e o néon, quando estão à mesma temperatura, têm a mesma energia cinética média. Contudo, devido à diferenças das suas massas, os átomos de néon movem-se mais lentamente do que os átomos de hélio.
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Q1: Why is gas considered mostly empty space?
Gas particles are negligibly small compared to the distances separating them. In argon gas at standard conditions, only 0.01% of volume is occupied by atoms, with average spacing of 3.3 nm between particles versus an atomic radius of 0.097 nm. This vast separation makes the combined volume of all gas particles negligible relative to the container's total volume, explaining why gases are highly compressible unlike solids and liquids.
Q2: What happens to gas particles during elastic collisions?
During elastic collisions, gas particles exchange energy without losing any to the system. Like billiard balls bouncing off each other, particles collide and bounce apart without sticking together. The total kinetic energy remains constant throughout these collisions, and particles change direction only upon impact with other particles or container walls while traveling in straight lines between collisions.
Q3: How does temperature relate to gas particle kinetic energy?
The average kinetic energy of gas particles is directly proportional to absolute temperature in kelvin. As temperature increases, particles move faster and possess greater kinetic energy. Conversely, decreasing temperature reduces kinetic energy and particle velocity. At the same temperature, all gases have identical average kinetic energy regardless of molecular mass, though heavier gases move slower than lighter ones.
Q4: Why do different gases have different average velocities at the same temperature?
Since kinetic energy equals one-half mass times velocity squared, gases with different molecular masses must travel at different velocities to maintain equal average kinetic energy. Heavier gas particles move slower while lighter particles move faster. For example, helium atoms move much faster than neon atoms at identical temperatures because helium has lower mass.
Q5: How does kinetic molecular theory explain gas pressure?
Gas pressure results from collisions between gas molecules and container walls. Since molecules exert no attractive or repulsive forces on each other or walls, their collisions are elastic and transfer momentum to the walls. The constant random motion and frequent wall collisions of gas particles generate the measurable pressure exerted by the gas on its container.
Q6: What is the relationship between gas compressibility and particle spacing?
Gases are highly compressible because particles are separated by distances far greater than their own dimensions, leaving abundant empty space. When external pressure increases, particles can move closer together without significant resistance. In contrast, solids and liquids are incompressible because their particles are already closely spaced with minimal empty space available for compression.
Q7: How do the postulates of kinetic molecular theory connect to observable gas behavior?
The three postulates—negligible particle size, elastic collisions, and temperature-dependent kinetic energy—explain why gases follow empirical gas laws. These postulates, developed from hundreds of experimental observations, provide the microscopic foundation for understanding macroscopic gas properties. Kinetic molecular theory and gas laws explain properties of gas molecules at both molecular and observable levels.