Zawartość
- Założenia teorii kinetycznej.
- Właściwości gazów wyjaśnione przy użyciu teorii kinetycznej.
- Prawo gazu doskonałego.
- Odchylenia od idealnego zachowania gazu.
Kinetyczna teoria molekularna, znana również jako kinetyczna teoria gazów, jest silnym modelem, który ma na celu wyjaśnienie mierzalnych właściwości gazu w kategoriach ruchów cząstek gazu na małą skalę. Teoria kinetyczna wyjaśnia właściwości gazów w kategoriach ruchu ich cząstek. Teoria kinetyczna opiera się na szeregu założeń i dlatego jest modelem przybliżonym.
Założenia teorii kinetycznej.
Gazy w modelu kinetycznym są uważane za „idealne”. Idealne gazy składają się z cząsteczek, które poruszają się całkowicie przypadkowo i nigdy nie przestają się poruszać. Wszystkie zderzenia cząstek gazu są całkowicie elastyczne, co oznacza, że energia nie jest tracona. (Gdyby tak nie było, cząsteczkom gazu ostatecznie zabrakłoby energii i gromadziłoby się na dnie pojemnika). Kolejnym założeniem jest to, że wielkość cząsteczek jest znikoma, co oznacza, że zasadniczo mają zerową średnicę. Jest to prawie prawdziwe w przypadku bardzo małych gazów monoatomowych, takich jak hel, neon lub argon. Ostateczne założenie jest takie, że cząsteczki gazu nie wchodzą w interakcje, chyba że zderzają się. Teoria kinetyczna nie uwzględnia żadnych sił elektrostatycznych między cząsteczkami.
Właściwości gazów wyjaśnione przy użyciu teorii kinetycznej.
Gaz ma trzy nieodłączne właściwości: ciśnienie, temperaturę i objętość. Te trzy właściwości są ze sobą powiązane i można je wyjaśnić za pomocą teorii kinetycznej. Ciśnienie jest powodowane przez cząsteczki uderzające w ścianę zbiornika gazu. Niesztywny pojemnik, taki jak balon, będzie się rozszerzał, aż ciśnienie gazu wewnątrz balonu zrówna się z ciśnieniem na zewnątrz balonu. Gdy gaz ma niskie ciśnienie, liczba zderzeń jest mniejsza niż przy wysokim ciśnieniu. Zwiększenie temperatury gazu w ustalonej objętości również zwiększa jego ciśnienie, ponieważ ciepło powoduje, że cząsteczki poruszają się szybciej. Podobnie zwiększenie objętości, w której gaz może się poruszać, obniża zarówno jego ciśnienie, jak i temperaturę.
Prawo gazu doskonałego.
Robert Boyle był jednym z pierwszych, którzy odkryli powiązania między właściwościami gazów. Prawo Boylesa stwierdza, że przy stałej temperaturze ciśnienie gazu jest odwrotnie proporcjonalne do jego objętości. Prawo Karola, po tym jak Jacques Charles rozważa temperaturę, stwierdzając, że dla stałego ciśnienia objętość gazu jest wprost proporcjonalna do jego temperatury.Równania te połączono, tworząc idealne równanie stanu gazu dla jednego mola gazu, pV = RT, gdzie p to ciśnienie, V to objętość, T to temperatura, a R to uniwersalna stała gazu.
Odchylenia od idealnego zachowania gazu.
Idealne prawo gazu działa dobrze w przypadku niskich ciśnień. Przy wysokim ciśnieniu lub niskiej temperaturze cząsteczki gazu zbliżają się wystarczająco blisko, aby oddziaływać; to właśnie te interakcje powodują kondensację gazów w cieczach, a bez nich cała materia byłaby gazowa. Te interakcje interaktywne nazywane są siłami Van der Waalsa. W rezultacie idealne równanie gazu można zmodyfikować, aby zawierało element opisujący siły międzycząsteczkowe. To bardziej skomplikowane równanie nazywa się równaniem stanu Van der Waalsa.