TEORIA CINETICĂ MOLECULARĂ: ISTORIE, POSTULATE ȘI EXEMPLE - CHIMIE - 2025

Teoria cinetică moleculară este una care urmărește să explice observațiile experimentale ale gazelor dintr - o perspectivă microscopică. Adică încearcă să asocieze natura și comportamentul particulelor gazoase cu caracteristicile fizice ale gazului ca fluid; explicați macroscopicul de la microscop.

Gazele au fost întotdeauna de interes pentru oamenii de știință din cauza proprietăților lor. Ele ocupă întregul volum al containerului în care sunt amplasate, putând fi comprimate complet fără ca conținutul lor să opună cea mai mică rezistență; iar dacă temperatura crește, recipientul începe să se extindă și poate chiar să crape.

Particule gazoase în condiții îndepărtate sau lichefiate. Sursa: Olivier Cleynen și Utilizator: Sharayanan

Multe dintre aceste proprietăți și comportamente sunt rezumate în legile ideale despre gaz. Cu toate acestea, ei consideră gazul ca un întreg și nu ca o colecție de milioane de particule împrăștiate în spațiu; în plus, nu oferă, pe baza datelor de presiune, volum și temperatură, informații suplimentare cu privire la modul în care aceste particule se mișcă.

Prin urmare, teoria cinetică moleculară (TCM), propune să le vizualizeze ca sfere mobile (imaginea superioară). Aceste sfere se ciocnesc între ele și pereții în mod arbitrar și mențin o traiectorie liniară. Cu toate acestea, când temperatura scade și presiunea crește, traiectoria sferelor devine curbă.

Conform TCM, un gaz trebuie să se comporte ca sferele din primul cadru al imaginii. Dar, prin răcirea și creșterea presiunii asupra lor, comportamentul lor este departe de a fi ideal. Acestea sunt apoi gaze reale, aproape de a fi lichefiate și trec astfel în faza lichidă.

În aceste condiții, interacțiunile dintre sfere devin mai importante, în așa fel încât viteza lor să încetinească momentan. Cu cât sunt mai aproape de lichefiere, cu atât traiectoriile lor devin mai curbate (inserate pe partea dreaptă), iar coliziunile lor sunt mai puțin energice.

Istorie

Daniel Bernoulli

Ideea acestor sfere, mai bine numite atomi, fusese deja luată în considerare de filosoful roman Lucrețiu; nu pentru gaze, ci pentru obiecte solide, statice. Pe de altă parte, în 1738, Daniel Bernoulli a aplicat viziunea atomică asupra gazelor și lichidelor, imaginându-le ca fiind sfere dezordonate care se deplasează în toate direcțiile.

Opera lui a încălcat însă legile fizicii la acea vreme; un corp nu se putea mișca veșnic, așa că era imposibil să crezi că un set de atomi și molecule se vor ciocni între ei fără a-și pierde energia; adică existența coliziunilor elastice nu era posibilă.

Rudolf clausius

Un secol mai târziu, alți autori au consolidat TCM cu un model în care particulele gazoase se deplasau într-o singură direcție. Totuși, Rudolf Clausius și-a compilat rezultatele și a asamblat un model mai complet de TCM cu care a căutat să explice legile ideale ale gazelor demonstrate de Boyle, Charles, Dalton și Avogadro.

James Clerk Maxwell și Ludwig Boltzmann

În 1859, James Clerk Maxwell a declarat că particulele gazoase prezintă o gamă de viteze la o temperatură dată și că un set de acestea poate fi considerat cu ajutorul unei viteze moleculare medii.

Apoi, în 1871, Ludwig Boltzmann a conectat ideile existente cu entropia și modul în care gazele termodinamic tind întotdeauna să ocupe cât mai mult spațiu într-un mod omogen și spontan.

Postulatele teoriei cinetice moleculare

Pentru a lua în considerare gazul din particulele sale, este necesar un model în care sunt îndeplinite anumite postulate sau presupuneri; postulate care în mod logic trebuie să poată prezice și explica (cât mai fidel) observații macroscopice și experimentale. Acestea fiind spuse, sunt menționate și descrise postulatele TCM.

Volumul particulelor gazoase este neglijabil

Într-un recipient plin cu particule gazoase, acestea se dispersează și se îndepărtează unele de altele în toate colțurile. Dacă pentru o clipă toate ar putea fi reunite într-un anumit punct din recipient, fără lichefiere, s-ar observa că acestea ocupă doar o porțiune neglijabilă din volumul containerului.

Înseamnă că recipientul, deși conține milioane de particule gazoase, este de fapt mai gol decât cel complet (raportul volum-vid mult mai mic decât 1); prin urmare, dacă barierele sale o permit, acesta și gazul din interiorul acestuia pot fi comprimate brusc; deoarece la final particulele sunt foarte mici, la fel și volumul lor.

Relația volum-vid a unui gaz într-un recipient. Sursa: Gabriel Bolívar.

Imaginea de mai sus ilustrează cu precizie cele de mai sus, folosind un gaz de culoare albăstrui.

Forțele atractive dintre particule sunt zero

Particulele gazoase din interiorul containerului se ciocnesc între ele, fără suficient timp pentru ca interacțiunile lor să capete rezistență; cu atât mai puțin când ceea ce îi înconjoară în principal este vidul molecular. O consecință imediată a acestui fapt este că traseele lor liniare le permit să cuprindă complet volumul containerului.

Dacă nu s-ar întâmpla acest lucru, un recipient cu o formă „bizară” și „labirintică” ar avea regiuni umede ca urmare a condensării gazelor; în schimb, particulele călătoresc prin întregul recipient cu deplină libertate, fără ca forțele interacțiunilor lor să le oprească.

Traiectoriile particulelor gazoase atunci când interacțiunile sunt nule sau nesemnificative (A., liniare) și când sunt importante (B., curbe). Sursa: Gabriel Bolívar.

Traiectoriile liniare ale imaginii superioare (A.) demonstrează acest postulat; în timp ce traiectoriile sunt curbate (B.), arată că există interacțiuni care nu pot fi ignorate între particule.

Particulele gazoase sunt mereu în mișcare

Din primele două postulate, faptul că particulele de gaz nu încetează să se miște niciodată converge. Odată estompate în container, acestea se ciocnesc între ele și cu pereții acestuia, cu o forță și o viteză direct proporționale cu temperatura absolută; această forță este, presiunea.

Dacă particulele gazoase ar înceta să se miște o clipă, „limbi de fum” ar fi fost martorii în interiorul containerului, care apar din nicăieri, cu suficient timp pentru a se aranja în vid și a da forme aleatorii.

Coliziunile dintre particule și pereții containerului sunt elastice

Dacă în interiorul containerului predomină doar coliziuni elastice între particulele gazoase și pereții containerului, condensul gazului nu va apărea niciodată (atât timp cât condițiile fizice nu se schimbă); sau ceea ce este același cu a spune că nu se odihnesc niciodată și se ciocnesc mereu.

Acest lucru se datorează faptului că în coliziuni elastice nu există pierderi nete de energie cinetică; o particulă se ciocnește de perete și sări cu aceeași viteză. Dacă o particulă când se ciocnește încetinește, cealaltă accelerează, fără a produce căldură sau sunet care disipează energia cinetică a uneia dintre ele.

Energia cinetică nu rămâne constantă

Mișcarea particulelor este aleatorie și haotică, astfel încât nu toți au aceeași viteză; la fel cum se întâmplă, de exemplu, pe o autostradă sau într-o mulțime. Unele sunt mai energice și călătoresc mai repede, în timp ce altele sunt lente, așteptând o coliziune pentru a le accelera.

Pentru a descrie viteza, este necesar să se calculeze o medie; și cu aceasta, energia cinetică medie a particulelor sau moleculelor gazoase este obținută pe rând. Deoarece energia cinetică a tuturor particulelor este în continuă schimbare, media permite un control mai bun al datelor și poate fi lucrată cu o mai mare fiabilitate.

Energia cinetică medie este egală cu o temperatură dată pentru toate gazele

Energia cinetică moleculară medie (EC _mp ) într-un recipient se schimbă cu temperatura. Cu cât temperatura este mai mare, cu atât energia va fi mai mare. Deoarece este o medie, pot exista particule sau gaze care au mai mult sau mai puțin energie în raport cu această valoare; unele mai rapide, respectiv altele mai lente.

Se poate arăta matematic că _mp-ul EC depinde exclusiv de temperatură. Aceasta înseamnă că , indiferent de ce este gazul, masa sa sau structura moleculara, sa EC _mp va fi aceeași la o temperatură T și va varia numai în cazul în care crește sau scade. Dintre toate postulatele, acesta este poate cel mai relevant.

Dar despre viteza moleculară medie? Spre deosebire de EC _mp , masa moleculară influențează viteza. Cu cât este mai grea particulele de gaz sau molecula, este firesc să se aștepte să se miște mai încet.

Exemple

Iată scurte exemple despre modul în care TCM a reușit să explice legile ideale despre gaz. Deși nu sunt abordate, alte fenomene, precum difuzia și revărsarea gazelor, pot fi explicate și cu TCM.

Legea lui Boyle

Dacă volumul recipientului este comprimat la temperatură constantă, distanța pe care particulele gazoase trebuie să o parcurgă pentru a se ciocni cu pereții scade; ceea ce este egal cu o creștere a frecvenței unor astfel de coliziuni, rezultând o presiune mai mare. Deoarece temperatura rămâne constantă, EC _mp este de asemenea constantă.

Charles Law

Dacă crești T, EC _{mp va} crește. Particulele gazoase se vor deplasa mai repede și se vor ciocni cu pereții containerului de mai multe ori; presiunea crește.

Dacă pereții sunt flexibili, capabili să se extindă, zona lor va deveni mai mare și presiunea va scădea până când devine constantă; și, ca urmare, volumul va crește și el.

Legea lui Dalton

Dacă s-ar adăuga mai mulți litri de gaze diferite la un recipient spațios, provenind de la containere mai mici, presiunea lor internă totală ar fi egală cu suma presiunilor parțiale exercitate de fiecare tip de gaz separat.

De ce? Deoarece toate gazele încep să se ciocnească între ele și să se disperseze omogen; interacțiunile dintre ele sunt zero, iar vidul predomină în recipient (postulează TCM), deci este ca și cum fiecare gaz ar fi singur, exercitându-și presiunea individual, fără interferența celorlalte gaze.

Referințe

1. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie. (Ediția a VIII-a). CENGAGE Learning, P 426-431.
2. Fernandez Pablo. (2019). Teoria cinetică moleculară. Vix. Recuperat din: vix.com
3. Jones, Andrew Zimmerman. (7 februarie 2019). Teoria moleculelor cinetice a gazelor. Recuperat de la: thinkco.com
4. Sala Nancy. (5 mai 2015). Teoria cinetică a gazelor. Centrul de cercetare Glenn Recuperat din: grc.nasa.gov
5. Blaber M. & Lower S. (9 octombrie 2018). Bazele teoriei moleculare cinetice. Chimie LibreTexturi. Recuperat din: chem.libretexts.org
6. Teoria moleculară cinetică. Recuperat din: chemed.chem.purdue.edu
7. Wikipedia. (2019). Teoria cinetică a gazelor. Recuperat de la: en.wikipedia.org
8. Toppr. (Sf). Teoria moleculelor cinetice a gazelor. Recuperat de la: toppr.com