A teoria cinética molecular dos gases

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A teoria cinética molecular dos gases 
	As propriedades mais importantes dos gases ideais estão resumidas nos postulados da lei de Boyle, lei de Charles, lei de Dalton e lei de Graham conhecidas coletivamente como leis dos gases. Frequentemente as leis nos levam a teorias e, nesse ponto, é apropriado perguntar: por que a pressão e o volume de uma amostra de gás são inversamente proporcionais à temperatura constante? Por que cada gás na mistura exerce uma pressão parcial independentemente de outros gases? Respostas a estas e outras questões sobre o comportamento de gases proporcionaram a teoria cinético-molecular [1].
	Aplicada para gases, a teoria cinético-molecular é baseada em um modelo "bola de bilhar" que é descrito nos postulados a seguir:
1 – Gases são compostos formados por um grande número de pequenas partículas (moléculas ou átomos), em movimentos contínuos e aleatórios e ainda sua maior parte é apenas espaço vazio;
2 – O volume combinado de todas as moléculas é desprezível em relação ao volume ocupado pelo gás;
3 – A força de atração e repulsão entre as moléculas são desprezíveis;
4 – A energia pode ser transferida entre as moléculas durante as colisões, sob temperatura constante, a energia cinética média das moléculas é constante, ou seja, as colisões são elásticas, não há perda de energia cinética resultante. A uma dada temperatura todos os gases possuem a mesma energia cinética;
5 – A energia cinética média é diretamente proporcional a temperatura absoluta [1].
A partir destas hipóteses, podemos tirar as seguintes conclusões:
Devido os gases possuírem uma maior parte um espaço vazio eles são compreensíveis, pois apresentam uma enorme distância entre suas moléculas, compressão significa forçar a matéria para ocupar menos espaço;
Por possuírem um movimento rápido e aleatório, os gases se expandem espontaneamente para preencher seu recipiente completamente, adquirindo assim a forma do mesmo, devido seu volume ser desprezível em relação ao volume do recipiente;
Devido ao fato de não sofrerem forças de suas moléculas vizinhas podem se expandir rapidamente, também possuem comportamentos semelhantes mesmo que sejam compostos diferentes. As forças atrativas intermoleculares inibiram o processo de expansão;
Em baixas temperaturas há uma ampla distribuição de energias cinéticas. A altas temperaturas a fração de moléculas com altas energias cinéticas é maior, e a fração com baixas energias cinéticas é menor. Como resultado, a média das energias cinéticas moleculares aumenta com a elevação da temperatura de um gás [1]
	Segundo a Lei de Dalton, cada molécula de uma mistura gasosa comporta-se de modo independente das outras, exceto durante as colisões. A pressão total exercida por uma mistura de gases será a soma das pressões parciais de gases individuais [1].
Aplicação das leis de gases
As observações empíricas das propriedades dos gases como expressas em suas respectivas leis são rapidamente entendidas em termos de teoria cinética molecular. Os seguintes exemplos ilustram esse ponto:
1. O efeito de um aumento de volume a temperatura constante: temperatura constante significa que a energia cinética média das moléculas dos gases permanece inalterada. Isso, por sua vez, significa que a velocidade vmq das moléculas, não varia. Entretanto, se o volume aumenta, as moléculas devem mover-se por uma distância maior entre as colisões. Dessa forma, existem menos colisões por unidade de tempo com as paredes do recipiente, e a pressão diminui. O modelo explica de maneira simples a lei de Boyle [2].
2. O efeito do aumento da temperatura a volume constante: aumento na temperatura significa aumento na energia cinética média das moléculas. Se não existe variação no volume, haverá mais colisões com as paredes por unidade de tempo. Além disso, a variação no momento em cada colisão aumenta (as moléculas chocam-se contra as paredes com mais força). O modelo explica o aumento de pressão observado [2].
Referência 
[1] RUSSEL, J. B. Química Geral. v. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 1994.p.197-199,202.
[2] BROWN, T.L; LEMAY Jr,E.H; BURSTEN,B.E. Química Ciência Central - 9.ed. Pearson Prentice Hall ed. 2005. p.357.