Innehåll
- Antaganden om kinetisk teori.
- Egenskaper hos gaser som förklaras med hjälp av kinetisk teori.
- Den perfekta gaslagen.
- Avvikelser från perfekt gasbeteende.
Kinetisk molekylteori, även känd som Kinetic Theory of Gases är en kraftfull modell som försöker förklara de mätbara egenskaperna hos gas i termer av småskaliga rörelser hos gaspartiklar. Kinetisk teori förklarar gasernas egenskaper när det gäller rörelsen hos dess partiklar. Kinetisk teori bygger på ett antal antaganden och på grund av detta är det ungefärlig modell.
Antaganden om kinetisk teori.
Gaser i den kinetiska modellen anses vara "perfekta". Perfekta gaser består av molekyler som rör sig helt slumpmässigt och aldrig slutar röra sig. Alla gaspartikelkollisioner är helt elastiska, vilket betyder att ingen energi går förlorad. (Om detta inte var fallet skulle gasmolekylerna så småningom gå tom för energi och ackumuleras på golvet i deras behållare.) Nästa antagande är att storleken på molekylerna är försumbar, vilket innebär att de i huvudsak har noll diameter. Detta är nästan sant för mycket små monoatomiska gaser som helium, neon eller argon. Det sista antagandet är att gasmolekyler inte interagerar förutom när de kolliderar. Kinetisk teori beaktar inga elektrostatiska krafter mellan molekyler.
Egenskaper hos gaser som förklaras med hjälp av kinetisk teori.
En gas har tre inneboende egenskaper, tryck, temperatur och volym. Dessa tre egenskaper är kopplade till varandra och kan förklaras med kinetisk teori. Trycket orsakas av att partiklar träffar gasbehållarens vägg. En icke styv behållare såsom en ballong expanderar tills gastrycket inuti ballongen är lika med på utsidan av ballongen. När en gas är ett lågt tryck är antalet kollisioner mindre än vid högt tryck. Att öka temperaturen på en gas i en fast volym ökar också dess tryck eftersom värmen gör att partiklarna rör sig snabbare. På liknande sätt expanderar volymen i vilken en gas kan röra sig sänker både trycket och temperaturen.
Den perfekta gaslagen.
Robert Boyle var bland de första som upptäckte kopplingar mellan gasernas egenskaper. Boyles lag säger att a vid en konstant temperatur är trycket på en gas omvänt proportionell mot dess volym. Charles lagen, efter Jacques Charles överväger temperaturen, konstaterar att för ett fast tryck är volymen av en gas direkt proportionell mot dess temperatur.Dessa ekvationer kombinerades för att bilda den perfekta gasekvationen av tillstånd för en mol gas, pV = RT, där p är tryck, V är volym, T är temperatur och R är den universella gaskonstanten.
Avvikelser från perfekt gasbeteende.
Den perfekta gaslagen fungerar bra för låga tryck. Vid högt tryck eller låga temperaturer kommer gasmolekyler i tillräckligt nära närhet för att interagera; det är dessa interaktioner som får gaser att kondensera till vätskor och utan dem skulle allt material vara gasformigt. Dessa interaktiva interaktioner kallas Van der Waals-krafter. Följaktligen kan den perfekta gasekvationen modifieras för att inkludera en komponent för att beskriva intermolekylära krafter. Denna mer komplicerade ekvation kallas Van der Waals tillståndsekvation.