5.7:
Teoria Cinética Molecular e as Leis dos Gases
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As observações das diferentes propriedades dos gases, conforme expresso pelas várias leis dos gases derivadas de Boyle, Charles, Gay-Lussac e Avogadro, seguem conceitualmente da teoria molcular cinética. A pressão exercida por um gás resulta do impacto das partículas em constante movimento nas pareces do seu recipiente. Diminuir o volume do recipiente, ao mesmo tempo que se mantém o número de mols e a temperatura constante, junta as partículas de gás, reduzindo o espaço entre si.Neste volume menor, a densidade do gás e a frequência de colisão a frequência de colisões molécula-parede aumenta. Desta forma, a pressão exercida pelo gás aumenta. A relação inversa entre a pressão e o volume é dada pela lei de Boyle.Adicionar mais mols de gás ao recipiente a uma temperatura constante aumenta a densidade do gás, e, desta forma, a frequência de colisão. Para manter a pressão inicial o volume tem de se expandir. Esta relação direta entre o volume e os mols é dada pela lei de Avogadro.Agora, consideremos que o número de mols é mantido constante e que a temperatura é aumentada. Porque a energia cinética média das partículas de gás aumenta proporcionalmente com a temperatura, as partículas colidem mais frequente e energicamente. Se o volume for mantido constante enquanto a temperatura for aumentada, a densidade do gás e a frequência de colisões aumenta, então aqui a pressão também aumentará.A relação direta entre a pressão e a temperatura é dada pela lei de Gay-Lussac. Se, por outro lado, a pressão se mantiver constante conjuntamente com um número constante de mols, então o aumento da temperatura tem de ser acompanhado pelo aumento do volume de forma a espalhar as colisões para uma área de superfície maior. Esta relação direta entre o volume e a temperatura é dada pela lei de Charles.Por fim, de acordo com a teoria molcular cinética, as partículas de gás não se atraem nem repelem umas às outras. Numa mistura de diferentes gases, os componentes atuam de forma independente e as suas pressões individuais mantêm-se inalteradas pela presença de outro gás. A pressão total da mistura é, por isso, a soma das pressões parciais individuais.Esta é a lei de Dalton.
5.7:
Teoria Cinética Molecular e as Leis dos Gases
O teste da teoria cinética molecular (KMT) e os seus postulados são a sua capacidade de explicar e descrever o comportamento de um gás. As várias leis de gases (leis de Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro, e Dalton) podem ser derivadas dos pressupostos da KMT, que levaram os químicos a acreditar que os pressupostos da teoria representam com precisão as propriedades das moléculas de gás.
A Teoria Cinética Molecular Explica o Comportamento dos Gases
Recordando que a pressão do gás é exercida por moléculas de gás que se movem rapidamente e depende diretamente do número de moléculas que atingem uma área unitária da parede por unidade de tempo, a KMT explica conceptualmente o comportamento de um gás da seguinte forma:
- Lei de Gay-Lussac: Se a temperatura aumentar, a velocidade média e a energia cinética das moléculas de gás aumentam. Se o volume for mantido constante, o aumento da velocidade das moléculas de gás resulta em colisões mais frequentes e mais fortes com as paredes do recipiente, aumentando assim a pressão. Isto também é denominado de lei de Amontons.
- Lei de Charles: Se a temperatura de um gás for aumentada, a pressão constante só poderá ser mantida se o volume ocupado pelo gás aumentar. Isto resultará em distâncias médias maiores percorridas pelas moléculas para alcançar as paredes do recipiente, bem como uma maior área da superfície da parede. Estas condições irão diminuir tanto a frequência de colisões de moléculas com a parede como o número de colisões por área de unidade, cujos efeitos combinados equilibram o efeito de forças de colisão aumentadas devido à maior energia cinética a uma temperatura mais elevada.
- A lei de Boyle: Se o volume de gás for reduzido, a área da parede do recipiente diminui e a frequência de colisões de moléculas com a parede aumenta, ambos aumentando a pressão exercida pelo gás.
- Lei de Avogadro: A uma pressão e temperatura constantes, a frequência e força das colisões das moléculas com a parede são constantes. Nessas condições, aumentar o número de moléculas gasosas exigirá um aumento proporcional do volume do recipiente, de modo a produzir uma diminuição no número de colisões por área de unidade para compensar o aumento da frequência de colisões.
- A lei de Dalton: Devido às grandes distâncias entre elas, as moléculas de um gás em uma mistura bombardeiam as paredes do recipiente com a mesma frequência, quer estejam presentes outros gases ou não, e a pressão total de uma mistura de gases equivale à soma das pressões (parciais) dos gases individuais.
Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 9.5: The Kinetic-Molecular Theory.