TEORIA CINÈTICA MOLECULAR: HISTÒRIA, POSTULATS I EXEMPLES - QUIMICA - 2025

La teoria cinètica molecular és aquella que busca explicar les observacions experimentals dels gasos des d'una perspectiva microscòpica. És a dir, intenta associar la naturalesa i comportament de les partícules gasoses, amb les característiques físiques de el gas com a fluid; explicar el macroscòpic a partir del que microscòpic.

Els gasos sempre han estat objecte d'interès per als científics causa de les seves propietats. Ocupen tot el volum de l'recipient en el qual es troben, podent-se comprimir completament sense que el seu contingut oposi la menor resistència; i si augmenta la temperatura, el recipient comença a expandir-se, i fins i tot, pot arribar a esquerdar-se.

Partícules gasoses en condicions llunyanes o properes a la liqüefacció. Font: Olivier Cleynen and User: Sharayanan

Moltes d'aquestes propietats i comportaments es resumeixen en les lleis dels gasos ideals. No obstant això, consideren el gas com un tot i no com un conjunt de milions de partícules disperses en l'espai; a més, no proporciona, a partir de dades de pressió, volum i temperatura, major informació respecte a com es desplacen aquestes partícules.

És així llavors que la teoria cinètica molecular (TCM), planteja visualitzar-com esferes mòbils (imatge superior). Aquestes esferes xoquen entre si i les parets de manera arbitrària, i mantenen una trajectòria lineal. No obstant, quan disminueix la temperatura i augmenta la pressió, la trajectòria de les esferes es torna corba.

Un gas, d'acord a la TCM, s'ha de comportar com les esferes del primer requadre de la imatge. Però, a l'refredar-se i augmentar la pressió sobre elles, el seu comportament s'allunya de l'ideal. Es tracten llavors de gasos reals, propers a patir liqüefacció i passar per tant a la fase líquida.

En aquestes condicions, les interaccions entre les esferes adquireixen més importància, fins al punt que alenteixen momentàniament les seves velocitats. Com més a prop estiguin de la liqüefacció, més corbes es tornen seves trajectòries (requadre de la dreta), i els seus col·lisions són menys energètiques.

història

Daniel Bernoulli

La idea d'aquestes esferes, millor anomenades àtoms, ja havia estat considerada pel filòsof romà Lucretius; no per als gasos, sinó per objectes massissos, estàtics. D'altra banda, en 1738 Daniel Bernoulli va aplicar la visió atòmica als gasos i líquids a l'imaginar-los com esferes desordenades movent-se en totes direccions.

El seu treball, tot i això, violava les lleis de la física en aquell temps; un cos no es podia moure eternament, per la qual cosa resultava impossible pensar que un conjunt d'àtoms i molècules col·lisionessin entre elles sense pèrdua de la seva energia; és a dir, no era possible l'existència de les col·lisions elàstiques.

Rudolf Clausius

Un segle després, altres autors van reforçar la TCM amb un model on les partícules gasoses es traslladaven en una sola direcció. Rudolf Clausius, però, va recopilar els seus resultats i va armar un model més complet de la TCM amb el qual va buscar explicar les lleis dels gasos ideals demostrades per Boyle, Charles, Dalton i Avogadro.

James Clerk Maxwell i Ludwig Boltzmann

El 1859, James Clerk Maxwell va plantejar que les partícules gasoses exhibeixen un rang de velocitats a una temperatura donada, i que un conjunt de les mateixes pot considerar mitjançant una velocitat molecular mitjana.

Després, en 1871 Ludwig Boltzmann va connectar les idees existents amb l'entropia, i com el gas termodinàmicament sempre tendeix a ocupar el màxim espai possible de manera homogènia i espontània.

Postulats de la teoria cinètica molecular

Per considerar el gas des dels seus partícules és necessari un model en què es compleixin certs postulats o suposicions; postulats que lògicament han de poder predir i explicar (el més fidel possible) les observacions macroscòpiques i experimentals. Dit això, s'esmenten i descriuen els postulats de la TCM.

El volum de les partícules gasoses és menyspreable

En un recipient ple amb partícules gasoses, aquestes es dispersen i s'allunyen entre elles per tots els racons. Si per un moment es poguessin reunir totes en un punt específic de l'recipient, sense que hi hagi liqüefacció, s'observaria que amb prou feines ocupen una porció menyspreable de el volum de l'recipient.

Vol dir que en el recipient, encara que contingui milions de partícules gasoses, realment es troba més buit que ple (relació volum-buit molt menor que 1); per tant, si les seves barreres ho permeten, ell i el gas en el seu interior pot comprimir-se de manera brusca; ja que a la fi de compte les partícules són molt petites, a l'igual que el seu volum.

Relació volum-buit d'un gas en un recipient. Font: Gabriel Bolívar.

La imatge superior il·lustra amb precisió el que s'ha comentat a dalt, emprant un gas de color blavós.

Les forces d'atracció entre les partícules són nul·les

Les partícules gasoses dins el recipient xoquen entre si sense el temps suficient perquè les seves interaccions cobrin força; encara menys quan el que principalment els envolta és buit molecular. Una immediata conseqüència d'això és que les seves trajectòries lineals els permeten abastar completament el volum de l'recipient.

Si això no fos així, un recipient amb forma "estrambòtica" i "laberíntica" tindria regions humides producte de la condensació de gas; en lloc d'això, les partícules recorren tot el recipient amb plena llibertat, sense la força de les seves interaccions deteniéndolas.

Trajectòries de les partícules gasoses quan les interaccions són nul·les o insignificants (A., lineals), i quan sí que són importants (B., corbes). Font: Gabriel Bolívar.

Les trajectòries lineals de la imatge superior (A.) demostren aquest postulat; mentre que si les trajectòries són corbes (B.), evidencia que hi ha interaccions que no poden ignorar entre les partícules.

Les partícules gasoses sempre estan en moviment

A partir dels primers dos postulats convergeix a més a fet que les partícules de gas mai deixen de moure. Un cop difuminades en el recipient, col·lisionen entre si i amb les parets de la mateixa, amb una força i velocitat directament proporcionals a la temperatura absoluta; aquesta força és, la pressió.

Si les partícules gasoses deixessin de moure per un instant, es presenciaria dins el recipient "llengües de fum", sorgides del no-res, amb el temps suficient per ordenar-se en el buit i donar formes aleatòries.

Les col·lisions entre les partícules i les parets de l'recipient són elàstiques

Si dins el recipient predominen únicament les col·lisions elàstiques entre les partícules gasoses i les parets de l'recipient, no es produirà mai (mentre les condicions físiques no canviïn) la condensació de gas; o el que és igual a dir que no descansen mai i sempre estan col·lisionant.

Això es deu perquè a les col·lisions elàstiques no existeix pèrdua neta de l'energia cinètica; una partícula xoca amb la paret i rebota a la mateixa velocitat. Si una partícula a l'col·lisionar disminueix la velocitat, l'altra s'accelera, sense que es produeixi calor o so que dissipin l'energia cinètica de cap d'elles.

L'energia cinètica no roman constant

El moviment de les partícules és aleatori i caòtic, de manera que no totes porten la mateixa velocitat; tal com succeeix, per exemple, en una autopista o en una multitud. Algunes són més energètiques i viatgen amb més velocitat, mentre que altres són lentes, esperant que una col·lisió les s'acceleri.

Per descriure la seva velocitat, cal llavors calcular una mitjana; i amb això, s'obté al seu torn l'energia cinètica mitjana de les partícules o molècules gasoses. Com l'energia cinètica de totes les partícules està en constant canvi, la mitjana permet un millor control de les dades i es pot treballar amb més fiabilitat.

L'energia cinètica mitjana és igual a una temperatura donada per a tots els gasos

L'energia cinètica molecular mitjana (EC _mp) en un recipient es modifica amb la temperatura. A major temperatura, major serà aquesta energia. Per tractar-se d'una mitjana, pot haver partícules o gasoses que tinguin més o menys energia que fa a aquest valor; unes més ràpides i altres més lentes, respectivament.

Matemàticament es pot demostrar que EC _mp depèn exclusivament de la temperatura. Això vol dir que no importa quin sigui el gas, la seva massa o estructura moleculars, la seva EC _mp serà el mateix a una temperatura T i només variarà si aquesta augmenta o disminueix. De tots els postulats potser aquest sigui el més rellevant.

I què hi ha de la velocitat molecular mitjana? A diferència de l'EC _mp, la massa molecular sí influeix en la velocitat. Com més pesada sigui la partícula o molècula gasosa, és natural esperar que es desplaci amb més lentitud.

exemples

A continuació s'esmentaran uns breus exemples de com la TCM ha aconseguit donar explicacions a les lleis dels gasos ideals. Tot i que no s'aborden, altres fenòmens, com la difusió i efusió dels gasos, també poden explicar-se amb la TCM.

Llei de Boyle

Si el volum de l'recipient es comprimeix a temperatura constant, la distància que han de recórrer les partícules gasoses per col·lisionar contra les parets disminueix; el que és igual a un increment de la freqüència d'aquestes col·lisions, resultant en una major pressió. A l'romandre constant la temperatura, EC _mp també és constant.

Llei de Charles

Si incrementa T, EC _mp augmentarà. Les partícules gasoses es mourà amb més rapidesa i col·lisionaran un major nombre de vegades amb les parets de l'recipient; augmenta doncs, la pressió.

Si les parets són flexibles, capaços d'expandir-, la seva àrea es farà més gran i la pressió caurà fins a tornar-constant; i com a resultat, el volum també s'incrementarà.

Llei de Dalton

Si en un espaiós recipient s'han d'afegir diversos litres de diferents gasos, provinents de recipients més petits, la seva pressió total interna seria igual a la sumatòria de les pressions parcials exercides per cada tipus de gas per separat.

Per què? Perquè tots els gasos comencen a xocar entre si ia dispersar-homogèniament; les interaccions entre ells són nul·les, i predomina el buit en el recipient (postulats de la TCM), de manera que és com si cada gas es trobés sol, exercint la seva pressió de manera individual sense la intromissió dels altres gasos.

referències

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning, P 426-431.
2. Fernández Pau. (2019). Teoria cinètica molecular. Vix. Recuperat de: vix.com
3. Jones, Andrew Zimmerman. (7 febrer 2019). Kinetic Molecular Theory of Gasos. Recuperat de: thoughtco.com
4. Hall Nancy. (05 de maig de 2015). Kinetic theory of gasos. Glenn Research Center. Recuperat de: grc.nasa.gov
5. Blaber M. & Lower S. (09 de octubre del 2018). Basics of Kinetic Molecular Theory. Chemistry LibreTexts. Recuperat de: chem.libretexts.org
6. The Kinetic Molecular Theory. Recuperat de: chemed.chem.purdue.edu
7. Wikipedia. (2019). Kinetic theory of gasos. Recuperat de: en.wikipedia.org
8. Toppr. (Sf). Kinetic molecular theory of gasos. Recuperat de: toppr.com