Entre os três estados da matéria, os gases são os que se comportam de forma mais peculiar: têm densidade bem menor do que os líquidos e os sólidos, podem se misturar em qualquer proporção, são compostos moleculares (salvo os gases nobres, que são formados por átomos isolados) e apresentam uma enorme capacidade de expansão, dilatação e compressão.
Através de diversos estudos sobre os gases, foi possível compreender que tais características dependem do comportamento também particular das moléculas dessas substâncias. Com base nisso, foi proposta a Teoria Cinética dos Gases, que estabelece uma relação entre as propriedades macroscópicas dos gases e a capacidade de movimento de suas partículas.
A Teoria cinética (ou cinético-molecular) dos gases é constituída pelos seguintes postulados:
1º. As partículas que compõem um gás se encontram muito afastadas umas das outras, em outras palavras, os espaços “vazios” que existem entre elas é bem maior do que o espaço que as mesmas ocupam. Devido ao afastamento entre as partículas, elas se interagem pouco, por isso, os gases se expandem facilmente e se dilatam com o calor. Essa distância entre as partículas também explica a baixa densidade dos gases, a sua facilidade de compressão e o porquê de serem completamente miscíveis entre si.
2º. As partículas dos gases se movimentam de forma rápida, contínua e desordenada, em todas as direções, chocando-se entre si e contra as paredes internas dos recipientes em que estão contidas, sem perda de energia cinética e de quantidade de movimento. Isso determina a pressão exercida pelo gás: quanto maior o número de colisões das partículas contra as paredes do recipiente, maior a pressão que o gás exerce sobre tal recipiente. São os choques das partículas dos gases que faz com que um balão se mantenha cheio, por exemplo.
3º. A energia cinética média das partículas gasosas é diretamente proporcional à temperatura do gás. Assim, sob a mesma temperatura, todos os gases apresentam a mesma energia cinética média, independente da sua massa molecular.
4º. As partículas dos gases se interagem apenas quando se chocam, logo, elas praticamente não exercem força sobre as outras.
Essa teoria cria apenas um modelo teórico para o comportamento dos gases. Dessa forma, um gás que se enquadre corretamente no modelo estabelecido pela teoria cinética e obedeça a todas as leis e equações relacionadas ao estado gasoso, sob qualquer condição de temperatura e pressão, é chamado de gás perfeito ou gás ideal.
Na prática, entretanto, os gases perfeitos não existem. O que temos efetivamente são os gases reais, que são aqueles comuns, cujo comportamento está bem distante dos gases perfeitos. Ao contrário do que propõe a teoria cinética, os gases reais têm o seu volume bastante reduzido sob temperaturas muito altas e/ou pressões muito baixas, o que faz com que suas partículas se interajam e influenciem o movimento das outras.
A teoria cinética dos gases foi desenvolvida a partir dos trabalhos de diversos cientistas, em especial, dos físicos James Clerk Maxwell, Ludwig Boltzmann e Josiah Williard Gibbs.
Referências bibliográficasFELTRE, Ricardo. Química volume 1. São Paulo: Moderna, 2005.
USBERCO, João, SALVADOR, Edgard. Química volume único. São Paulo: Saraiva, 2002.
MACHADO, Andrea Horta, MORTIMER, Eduardo Fleury. Química volume único. São Paulo: Scipione, 2005.
Por: Mayara Lopes Cardoso
