Eksperimenter med kinetisk molekylær teori

Kinetisk molekylærteori, også kendt som kinetisk teori for gasser, er en kraftfuld model, der søger at forklare gasens målbare egenskaber i forhold til gaspartiklernes lilleskala bevægelser. Kinetisk teori forklarer egenskaberne af gasser med hensyn til bevægelsen af ​​dets partikler. Kinetiske teorier er baseret på en række antagelser, og på grund af dette er den omtrentlige model.

Antagelser om kinetisk teori.

Gasser i den kinetiske model anses for at være "perfekte". Perfekte gasser består af molekyler, der bevæger sig helt tilfældigt og aldrig stopper med at flytte. Alle gaspartikelkollisioner er helt elastiske, hvilket betyder, at ingen energi går tabt. (Hvis dette ikke var tilfældet, ville gasmolekylerne efterhånden løbe tør for energi og akkumulere på gulvet i deres beholder.) Den næste antagelse er, at molekylernes størrelse er ubetydelig, da de i det væsentlige har en nulpunkts diameter. Dette er næsten sandt for meget små monoatomiske gasser som helium, neon eller argon. Den endelige antagelse er, at gasmolekyler ikke interagerer, undtagen når de kolliderer. Kinetisk teori betragter ikke elektrostatiske kræfter mellem molekyler.

Egenskaber af gasser Forklaret ved brug af kinetisk teori.

En gas har tre egenskaber, tryk, temperatur og volumen. Disse tre egenskaber er forbundet med hinanden og kan forklares ved hjælp af kinetisk teori. Tryk er forårsaget af partikler, der rammer gasbeholderens væg. En ikke-stiv beholder som en ballon udvides, indtil gastrykket inde i ballonen svarer til det på ballongens yderside. Når en gas er lavt tryk, er antallet af kollisioner mindre end ved højt tryk. Forøgelse af temperaturen af ​​en gas i et fast volumen øger også dets tryk, da varmen får partiklerne til at bevæge sig hurtigere. På samme måde udvider volumenet i hvilken en gas kan bevæge sænker både dens tryk og temperatur.

Den perfekte gaslove.

Robert Boyle var blandt de første til at opdage forbindelser mellem egenskaberne af gasser. Boyle's lov hedder, at en ved en konstant temperatur er trykket af en gas omvendt proportional med dets volumen. Charles 'lov, efter Jacques Charles betragter temperaturen og finder det for et fast tryk, er gasens volumen direkte proportional med dens temperatur. Disse ligninger blev kombineret for at danne den perfekte gasligning for staten for en mol gas, pV = RT, hvor p er tryk, V er volumen, T er temperatur og R er den universelle gaskonstant.

Afvigelser fra Perfekt gasadfærd.

Den perfekte gaslov virker godt for lave tryk. Ved høje tryk eller lave temperaturer kommer gasmolekyler i tæt nærhed til at interagere det er disse vekselvirkninger, der får gasser til at kondensere ind i væsker, og uden dem ville alt stof være gasformigt. Disse interaktive interaktioner kaldes Van der Waals styrker. Følgelig kan den perfekte gasligning modificeres til at indbefatte en komponent til beskrivelse af intermolekylære kræfter. Denne mere komplicerede ligning hedder statussen Van der Waals.