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Teoria cinetica molecolare e leggi dei gas
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Le osservazioni delle diverse proprietà dei gas, espresse dalle varie leggi dei gas derivate da Boyle, Charles, Gay-Lussac e Avogadro, seguono concettualmente la teoria molecolare cinetica. La pressione esercitata da un gas risulta dall’impatto di particelle in continuo movimento sulle pareti del suo contenitore. Diminuendo il volume del contenitore, mantenendo costanti il numero di mole e la temperatura, le particelle di gas si avvicinano, riducendo la loro distanza fra le particelle.In questo volume più piccolo, la densità del gas e la frequenza di collisione. La frequenza delle collisioni fra le pareti delle molecole.aumenta. Pertanto, la pressione esercitata dal gas aumenta.La relazione inversa fra pressione e volume è data dalla legge di Boyle. L’aggiunta di più mole di gas al contenitore a temperatura costante aumenta la densità del gas e, quindi, la frequenza di collisione. Per mantenere la pressione iniziale, il volume deve espandersi.Questa relazione diretta fra volume e mole è data dalla legge di Avogadro. Ora, consideriamo che il numero di mole viene mantenuto costante e la temperatura viene aumentata. Poiché l’energia cinetica media delle particelle di gas aumenta proporzionalmente alla temperatura, le particelle si scontrano più frequentemente e con maggiore forza.Se il volume viene mantenuto costante mentre la temperatura viene aumentata, la densità del gas e la frequenza di collisione aumentano e dunque anche la pressione aumenta. La relazione diretta fra pressione e temperatura è data dalla legge di Gay-Lussac. Se invece la pressione rimane costante insieme ad un numero costante di moli, allora un aumento di temperatura deve essere accompagnato da un aumento di volume per diffondere le collisioni su una superficie maggiore.Questa relazione diretta fra volume e temperatura viene data dalla legge di Charles. Infine, secondo la teoria molecolare cinetica, le particelle di gas non si attraggono né si respingono a vicenda. In una miscela di gas diversi, i componenti agiscono in modo indipendente e le loro pressioni individuali rimangono inalterate dalla presenza di un altro gas.La pressione totale della miscela è quindi la somma delle singole pressioni parziali. Questa è la legge di Dalton.
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Teoria cinetica molecolare e leggi dei gas
Il test della teoria molecolare cinetica (KMT) e dei suoi postulati è la sua capacità di spiegare e descrivere il comportamento di un gas. Le varie leggi sul gas (le leggi di Boyle, Charles’s, Gay-Lussac, Avogadro e Dalton) possono essere derivate dalle ipotesi del KMT, che hanno portato i chimici a credere che le ipotesi della teoria rappresentino accuratamente le proprietà delle molecole di gas.
La teoria molecolare cinetica spiega il comportamento dei gas
Ricordando che la pressione del gas è esercitata da molecole di gas in rapido movimento e dipende direttamente dal numero di molecole che colpiscono un’area unitaria della parete per unità di tempo, il KMT spiega concettualmente il comportamento di un gas come segue:
- Legge di Gay-Lussac: Se la temperatura è aumentata, la velocità media e l’energia cinetica delle molecole di gas aumentano. Se il volume è tenuto costante, l’aumento della velocità delle molecole di gas si traduce in collisioni più frequenti e più forti con le pareti del contenitore, aumentando così la pressione. Questa è anche definita legge di Amontons.
- Legge di Carlo: Se la temperatura di un gas aumenta, la pressione costante può essere mantenuta solo se il volume occupato dal gas aumenta. Ciò si tradurrà in maggiori distanze medie percorse dalle molecole per raggiungere le pareti del contenitore, così come un aumento della superficie della parete. Queste condizioni ridurranno sia la frequenza delle collisioni molecolo-parete che il numero di collisioni per unità di area, i cui effetti combinati bilanciano l’effetto di maggiori forze di collisione a causa della maggiore energia cinetica alla temperatura più alta.
- Legge di Boyle: Se il volume del gas viene diminuito, l’area della parete del contenitore diminuisce e la frequenza di collisione molecola-parete aumenta, entrambi aumentano la pressione esercitata dal gas.
- Legge di Avogadro: A pressione e temperatura costanti, la frequenza e la forza delle collisioni molecolo-parete sono costanti. In tali condizioni, l’aumento del numero di molecole gassose richiederà un aumento proporzionale del volume del contenitore al fine di produrre una diminuzione del numero di collisioni per unità di area per compensare l’aumento della frequenza delle collisioni.
- Legge di Dalton: A causa delle grandi distanze tra loro, le molecole di un gas in una miscela bombardano le pareti del contenitore con la stessa frequenza, sia che altri gas siano presenti o meno, e la pressione totale di una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni (parziali) dei singoli gas.
Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 9.5: The Kinetic-Molecular Theory.