Innhold
- Antagelser om kinetisk teori.
- Egenskaper ved gasser som er forklart ved bruk av kinetisk teori.
- Den perfekte gassloven.
- Avvik fra perfekt gassatferd.
Kinetisk molekylteori, også kjent som Kinetic Theory of Gases, er en kraftig modell som søker å forklare de målbare egenskapene til gass i form av småskala bevegelser av gasspartikler. Kinetisk teori forklarer gassens egenskaper når det gjelder bevegelsen til dens partikler. Kinetisk teori er basert på en rekke forutsetninger, og på grunn av dette er det omtrentlig modell.
Antagelser om kinetisk teori.
Gasser i den kinetiske modellen anses å være "perfekte". Perfekte gasser består av molekyler som beveger seg helt tilfeldig og aldri slutter å bevege seg. Alle gasspartikkelkollisjoner er helt elastiske, noe som betyr at ingen energi går tapt. (Hvis dette ikke var tilfelle, ville gassmolekylene til slutt gå tom for energi og samle seg på gulvet i beholderen.) Den neste antagelsen er at størrelsen på molekylene er ubetydelig, noe som betyr at de i det vesentlige har null diameter. Dette er nesten sant for veldig små monoatomiske gasser som helium, neon eller argon. Den endelige antakelsen er at gassmolekyler ikke samvirker, bortsett fra når de kolliderer. Kinetisk teori tar ikke hensyn til noen elektrostatiske krefter mellom molekyler.
Egenskaper ved gasser som er forklart ved bruk av kinetisk teori.
En gass har tre iboende egenskaper, trykk, temperatur og volum. Disse tre egenskapene er knyttet til hverandre og kan forklares ved hjelp av kinetisk teori. Trykk er forårsaket av partikler som treffer veggen i gassbeholderen. En ikke-stiv beholder, slik som en ballong, vil utvide seg til gasstrykket inne i ballongen er lik det på utsiden av ballongen. Når en gass er et lavt trykk, er antall kollisjoner mindre enn ved høyt trykk. Å øke temperaturen på en gass i et fast volum øker også trykket ettersom varmen får partiklene til å bevege seg raskere. På samme måte å utvide volumet som en gass kan bevege seg senker både trykket og temperaturen.
Den perfekte gassloven.
Robert Boyle var blant de første som oppdaget koblinger mellom gassens egenskaper. Boyles lov sier at a ved en konstant temperatur er trykket på en gass omvendt proporsjonalt med volumet. Charles-loven, etter at Jacques Charles vurderer temperaturen, fant at for et fast trykk er volumet av en gass direkte proporsjonal med temperaturen.Disse ligningene ble kombinert for å danne den perfekte gassligningen av tilstand for en mol gass, pV = RT, hvor p er trykk, V er volum, T er temperatur og R er den universelle gasskonstanten.
Avvik fra perfekt gassatferd.
Den perfekte gassloven fungerer bra for lavt trykk. Ved høye trykk eller lave temperaturer kommer gassmolekyler i nær nok nærhet til å samvirke; det er disse interaksjonene som får gasser til å kondensere til væsker, og uten dem ville alt stoffet være gassformet. Disse interaktive interaksjonene kalles Van der Waals-krefter. Følgelig kan den perfekte gassligningen modifiseres for å inkludere en komponent for å beskrive intermolekylære krefter. Denne mer kompliserte likningen kalles Van der Waals statlige ligning.