Kinetisk teori om gasser

Den kinetiske teori om gasser hævder forklare i detaljer disse væskers opførselved teoretiske procedurer baseret på en postuleret beskrivelse af en gas og nogle antagelser. Denne teori blev først foreslået af Bernoulli i 1738 og senere udvidet og forbedret af Clausius, Maxwell, Boltzmann, van der Waals og Jeans.

Postulater af den kinetiske teori om gasser

De grundlæggende postulater i denne teori er:

1.- Det betragtes som Gasser består af små diskrete partikler kaldetmolekyler af samme masse og størrelse i den samme gas, men forskellig for forskellige gasser.

2. - Molekylerne i en beholder er i kaotisk bevægelse uophørligt, hvor de kolliderer med hinanden eller med beholderens vægge, hvor de er.

3.- Den bombardement af skibsvæggene forårsager et tryk, det vil sige en kraft pr. arealenhed, gennemsnit af molekylernes kollisioner.

4.- Den kollisioner af molekyler er elastiskeMed andre ord, så længe trykket af gassen i en beholder ikke varierer over tid ved nogen temperatur og tryk, er der intet tab af energi på grund af friktion.

5.- Den Absolut temperatur er en mængde, der er proportional med den gennemsnitlige kinetiske energi af alle molekylerne i et system.

6.- Ved relativt lave tryk, er den gennemsnitlige afstand mellem molekylerne stor sammenlignet med deres diametreog derfor betragtes de attraktive kræfter, som afhænger af molekylær separation, som ubetydelige.

7.- Endelig, da molekylerne er små sammenlignet med afstanden mellem dem, deres volumen betragtes som ubetydelig i forhold til det samlede antal dækket.

Ved at ignorere molekylernes størrelse og deres interaktion, som vist i postulaterne 6 og 7, er denne teoretiske afhandling begrænset til ideelle gasser.

En matematisk analyse af dette gaskoncept fører os til grundlæggende konklusioner, der kan verificeres direkte af erfaring.

Fysisk forklaring af den kinetiske teori om gasser

Antag, at en kubikbeholder fyldt med n 'molekyler af gas, alle lige, og med samme masse og hastighed, henholdsvis m og u. Det er muligt at nedbryde hastigheden u i tre komponenter langs x-, y- og z-akserne.

Hvis vi betegner disse tre komponenter u_x, eller_Y, eller_z, derefter:

eller² = u_x² + u_Y² + u_z²

hvor er du² er den gennemsnitlige kvadrathastighed. Nu forbinder vi til hver af disse komponenter et enkelt massemolekyle m, der er i stand til at bevæge sig uafhængigt i en hvilken som helst af de tilsvarende x, y, z retninger.

Den endelige effekt af disse uafhængige bevægelser opnås ved at kombinere hastighederne i henhold til ligningen.

Antag nu, at molekylet bevæger sig i x-retningen til højre med hastigheden u_x. Det kolliderer med flyet og z med det øjeblik mu_x, og da kollisionen er elastisk, vil den hoppe med en hastighed -u_x og momentum -mu_x.

Derfor er variationen af ​​bevægelsesmængden eller momentum pr. Molekyle og kollision i x-retningen mu_x - (-mu_x) = 2mu_x.

Før du kan ramme den samme mur igen, skal du gå frem og tilbage til den foran dig. Dermed bevæger den sig en afstand 2l, hvor l er terningens kantlængde. Ud fra dette udleder vi, at antallet af kollisioner med den højre væg af molekylet på et sekund vil være u_x/ 2l, så ændringen i øjeblik pr. Sekund og molekyle vil være værd:

(2mu_x)(eller_x/ 2l) = mu_x²/ l

Den samme variation forekommer for det samme molekyle i yz-planet, så den samlede ændring i mængden bevægelse pr. molekyle og sekund i x-retning er dobbelt så stor som angivet i sidstnævnte ligning. Så det forklares:

Ændring af øjeblik / sekund / molekyle i retning x = 2 (mu_x²/l)

Eksempler på gasser undersøgt af kinetisk teori

1. Hydrogen H
2. Helium He
3. Neon Ne
4. Kølemiddel 134a
5. Ammoniak NH₃
6. Kuldioxid CO₂
7. Kulilte CO
8. Luft
9. Kvælstof N
10. Oxygen O