TEORIA CINÉTICA MOLECULAR: HISTÓRIA, POSTULADOS E EXEMPLOS - QUÍMICA - 2025

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

Os gases sempre foram do interesse dos cientistas por causa de suas propriedades. Ocupam todo o volume do recipiente em que se encontram, podendo ser totalmente comprimidos sem que o seu conteúdo se oponha ao mínimo de resistência; e se a temperatura aumentar, o recipiente começa a se expandir e pode até rachar.

Partículas gasosas em condições distantes ou próximas da liquefação. Fonte: Olivier Cleynen e usuário: Sharayanan

Muitas dessas propriedades e comportamentos são resumidos nas leis dos gases ideais. No entanto, eles consideram o gás como um todo e não como um conjunto de milhões de partículas espalhadas no espaço; além disso, não fornece, com base em dados de pressão, volume e temperatura, mais informações sobre como essas partículas se movem.

É assim que a teoria cinética molecular (TCM), se propõe a visualizá-los como esferas móveis (imagem superior). Essas esferas colidem entre si e com as paredes arbitrariamente e mantêm uma trajetória linear. No entanto, quando a temperatura diminui e a pressão aumenta, a trajetória das esferas torna-se curva.

Um gás, de acordo com TCM, deve se comportar como as esferas no primeiro quadro da imagem. Mas, ao esfriar e aumentar a pressão sobre eles, seu comportamento está longe do ideal. Eles são, então, gases reais, perto de sofrer liquefação e, portanto, entram na fase líquida.

Nessas condições, as interações entre as esferas tornam-se mais importantes, a ponto de suas velocidades desacelerarem momentaneamente. Quanto mais próximos estão da liquefação, mais curvas se tornam suas trajetórias (inserção à direita) e suas colisões são menos energéticas.

História

Daniel Bernoulli

A ideia dessas esferas, melhor chamadas de átomos, já havia sido considerada pelo filósofo romano Lucrécio; não para gases, mas para objetos sólidos e estáticos. 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, entretanto, violava as leis da física da época; um corpo não podia se mover eternamente, então era impossível pensar que um conjunto de átomos e moléculas colidiriam uns com os outros sem perder sua energia; ou seja, a existência de colisões elásticas não era possível.

Rudolf Clausius

Um século depois, outros autores reforçaram o TCM 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 de TCM com o qual procurou explicar as leis dos gases ideais demonstradas por Boyle, Charles, Dalton e Avogadro.

James Clerk Maxwell e Ludwig Boltzmann

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

Então, em 1871, Ludwig Boltzmann conectou as idéias existentes com a entropia, e como o gás termodinamicamente sempre tende a ocupar tanto espaço quanto possível de uma forma homogênea e espontânea.

Postulados da teoria cinética molecular

Para considerar o gás de suas partículas, é necessário um modelo no qual 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 isso, os postulados do TCM são mencionados e descritos.

O volume das partículas gasosas é desprezível

Em um recipiente cheio de partículas gasosas, elas se dispersam e se afastam umas das outras em todos os cantos. Se por um momento eles pudessem ser reunidos em um ponto específico do recipiente, sem liquefação, seria observado que eles ocupam apenas uma porção desprezível do volume do recipiente.

Isso significa que o recipiente, mesmo que contenha milhões de partículas gasosas, está na verdade mais vazio do que cheio (relação volume-vazio muito menor que 1); portanto, se suas barreiras permitirem, ele e o gás dentro dele podem ser comprimidos abruptamente; já que no final as partículas são muito pequenas, assim como seu volume.

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

A imagem acima ilustra com precisão o acima, usando um gás de cor azulada.

As forças de atração entre as partículas são zero

As partículas gasosas dentro do recipiente colidem umas com as outras sem tempo suficiente para que suas interações ganhem força; menos ainda quando o que principalmente os rodeia é o vácuo molecular. Uma conseqüência imediata disso é que seus caminhos lineares permitem que eles abarquem completamente o volume do contêiner.

Caso contrário, um recipiente com formato "bizarro" e "labiríntico" teria regiões úmidas em decorrência da condensação do gás; em vez disso, as partículas viajam por todo o recipiente com total liberdade, sem que a força de suas interações as pare.

Trajetórias das partículas gasosas quando as interações são nulas ou insignificantes (A., linear) e quando são importantes (B., curvas). Fonte: Gabriel Bolívar.

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

Partículas gasosas estão sempre em movimento

Dos dois primeiros postulados, o fato de que as partículas de gás nunca param de se mover também converge. Uma vez borrados no recipiente, colidem entre si e com as paredes do mesmo, com força e velocidade diretamente proporcionais à temperatura absoluta; essa força é pressão.

Se as partículas gasosas parassem de se mover por um instante, "línguas de fumaça" seriam testemunhadas dentro do recipiente, emergindo do nada, com tempo suficiente para se organizar no vácuo e dar formas aleatórias.

As colisões entre as partículas e as paredes do recipiente são elásticas

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

Isso ocorre porque em 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 desacelera, 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 forma que nem todas têm a mesma velocidade; da mesma forma que acontece, por exemplo, em uma rodovia ou em uma multidão. Alguns são mais energéticos 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 isso, a energia cinética média das partículas ou moléculas gasosas é obtida por sua vez. Como a energia cinética de todas as partículas está em constante mudança, o cálculo da média permite melhor controle dos dados e pode ser trabalhado com maior confiabilidade.

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

A energia cinética molecular média (EC _mp) em um recipiente muda com a temperatura. Quanto mais alta a temperatura, maior será a energia. Por ser uma média, pode haver partículas ou gases que possuem mais ou menos energia em relação a este valor; alguns mais rápidos e outros mais lentos, respectivamente.

Pode ser demonstrado matematicamente que EC _mp depende exclusivamente da temperatura. Isso significa que não importa o que seja o gás, sua massa ou estrutura molecular, sua EC _mp será a mesma na temperatura T e só irá variar se aumentar ou diminuir. De todos os postulados, este talvez seja o mais relevante.

E a velocidade molecular média? Ao contrário do EC _mp, a massa molecular influencia a velocidade. Quanto mais pesada a partícula ou molécula de gás, é natural esperar que se mova mais lentamente.

Exemplos

Aqui estão breves exemplos de como o TCM conseguiu explicar as leis dos gases ideais. Embora não sejam abordados, outros fenômenos, como difusão e efusão de gases, também podem ser explicados com a TCM.

Lei de Boyle

Se o volume do recipiente for comprimido a temperatura constante, a distância que as partículas gasosas devem percorrer para colidir com as paredes diminui; que é igual a um aumento na frequência de tais colisões, resultando em maior pressão. Como a temperatura permanece constante, EC _mp também é constante.

Charles Law

Se você aumentar T, EC _mp aumentará. As partículas gasosas irão se mover mais rápido e colidir com as paredes do recipiente mais vezes; a pressão aumenta.

Se as paredes forem flexíveis, capazes de se expandir, sua área ficará maior e a pressão cairá até se tornar constante; e, como resultado, o volume também aumentará.

Lei de Dalton

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

Por quê? Porque todos os gases começam a colidir uns com os outros e a se dispersar homogeneamente; as interações entre eles são nulas, e o vácuo predomina no recipiente (postulados do TCM), então é como se cada gás estivesse sozinho, exercendo sua pressão individualmente sem a interferência dos demais gases.

Referências

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