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La termodinámica clásica es enteramente macroscópica. Los sistemas se describen sobre la base de sus propiedades macroscópicas, tales como la presión, la temperatura y el volumen. . Estas limitaciones de la termodinámica pueden superarse haciendo hipótesis acerca de la estructura de la materia, La teoría cinética se ocupa de los detalles del movimiento y del choque molecular, aplica las leyesde la mecánica clásica a cada una de las moléculas de un sistema y de ellas dedúcela termodinámica estadística ignora las características de las moléculas individuales al gran número de moléculas que constituyen cualquier porción de materia. Sin embargo hechos experimentales mostraron que, en algunos aspectos, estas hipótesis no eran totalmente correctas. La termodinámica estadística se ve asíenriquecida con ciertos aportes de ésta que consiguieron aclarar con éxito algunas de las características poco satisfactorias provenientes de la mecánica clásicas. Durante un pequeño intervalo de tiempo, una partícula sufre varias colisiones, y cada colisión cambia tanto el módulo como la dirección de su velocidad, ya que en cada instante las partículas tienen velocidades menores, iguales o mayoresque el promedio, es decir, hay una distribución característica de las velocidades moleculares de un gas dado. La finalidad de este apunte es tratar sólo los aspectos cinéticos de la teoría molecular, partiendo de la definición de un gas ideal desde el punto de vista microscópico, y demostrar que la definición microscópica de un gas ideal está de acuerdo con la definición macroscópica que provee latermodinámica clásica.
Definición microscópica del Gas Ideal
Un gas ideal se define sobre la base de las siguientes hipótesis:
1. Todo volumen macroscópico de gas está constituido por un gran número de moléculas y todas sus moléculas son idénticas si el gas es un elemento o compuesto estable.
2. Las moléculas se encuentran separadas por distancias grandes esto significa que el volumen ocupadopor las moléculas es una fracción sumamente pequeña del volumen ocupado por el gas.
3. Las moléculas no ejercen fuerzas entre sí, excepto cuando chocan.
4. Los choques de moléculas entre sí y con las paredes son perfectamente elásticos y tiene duración despreciable.
5. las moléculas están distribuidas uniformemente por todo el recipiente.
6. Todas las direcciones de las velocidades molecularesson igualmente probables, ya que las moléculas tienen un movimiento aleatorio.

Todas las hipótesis propuestas para la descripción microscópica del comportamiento del gas, subsistirán o serán eliminadas, Puede decirse que un gas ideal es un gas diluido, de manera que la distancia media entre moléculas es grande comparada con el alcance de las fuerzas intermoleculares (del orden de 10-10m). Lainteracción entre moléculas es muy poco frecuente.

La presión de un gas ideal
Considérese un gas ideal compuesto por N moléculas encerrado en un recipiente de volumen V Si en el exterior hubiese vacío, cada vez que el pistón fuese golpeado adquiriría un pequeño momento y gradualmente sería empujado hacia fuera el mismo debe ser sostenido con una fuerza F.
En cada colisión hay unatransferencia de momento lineal La fuerza será la cantidad de movimiento entregada en cada choque por el número de colisiones por unidad de tiempo que las moléculas realizan con la pared. Para encontrar cuántas moléculas golpean el pistón es necesario notar que, si una partícula tiene una dada velocidad dirigida hacia el pistón, lo golpeará siempre que esté lo suficientemente cerca. El número de colisionesen ese intervalo de tiempo es igual al número de moléculas que se encuentran en una región dentro de la distancia vx ∆t. El área del pistón es A, el volumen ocupado por las partículas que llegarán al pistón es vx ∆t A. Por lo tanto este número de partículas es el producto de ese volumen multiplicado por el número de átomos por unidad de volumen, es decir vx ∆t A nV.
Luego, resulta que el...