Théorie cinétique des gaz

La théorie cinétique des gaz prétend expliquer en détail le comportement de ces fluides, par des procédures théoriques basées sur une description postulée d'un gaz et quelques hypothèses. Cette théorie a été proposée pour la première fois par Bernoulli en 1738, puis développée et améliorée par Clausius, Maxwell, Boltzmann, van der Waals et Jeans.

Postulats de la théorie cinétique des gaz

Les postulats fondamentaux de cette théorie sont :

1.- On considère que Les gaz sont constitués de minuscules particules discrètes appeléesmolécules de masse et de taille égales dans le même gaz, mais différentes pour des gaz différents.

2.- Les molécules d'un récipient sont dans mouvement chaotique sans cesse, au cours de laquelle ils entrent en collision les uns avec les autres ou avec les parois du conteneur où ils se trouvent.

3.- Le le bombardement des parois des vaisseaux provoque une pression, c'est-à-dire une force par unité de surface, moyenne des collisions des molécules.

4.- Le les collisions de molécules sont élastiques

En d'autres termes, tant que la pression du gaz dans un récipient ne varie pas dans le temps à n'importe quelle température et pression, il n'y a pas de perte d'énergie due au frottement.

5.- Le La température absolue est une quantité proportionnelle à l'énergie cinétique moyenne de toutes les molécules d'un système.

6.- A des pressions relativement basses, la distance moyenne entre les molécules est grande par rapport à leurs diamètres, et donc les forces d'attraction, qui dépendent de la séparation moléculaire, sont considérées comme négligeables.

7.- Enfin, comme les molécules sont petites par rapport à la distance qui les sépare, leur le volume est considéré comme négligeable par rapport au total couvert.

En ignorant la taille des molécules et leur interaction, comme le montrent les postulats 6 et 7, ce traité théorique se limite aux gaz parfaits.

Une analyse mathématique de ce concept de gaz nous conduit à des conclusions fondamentales directement vérifiables par l'expérience.

Explication physique de la théorie cinétique des gaz

Supposons un récipient cubique rempli de n' molécules de gaz, toutes égales, et de même masse et vitesse, respectivement m et u. Il est possible de décomposer la vitesse u en trois composantes le long des axes x, y et z.

Si nous désignons ces trois composantes u_X, ou alors_Oui, ou alors_z, ensuite:

ou alors² = tu_X² + toi_Oui² + toi_z²

où es-tu² est la vitesse quadratique moyenne. Associons maintenant à chacun de ces composants une seule molécule de masse m capable de se déplacer indépendamment dans l'une quelconque des directions x, y, z correspondantes.

L'effet final de ces mouvements indépendants est obtenu en combinant les vitesses selon l'équation.

Supposons maintenant que la molécule se déplace dans la direction x vers la droite avec la vitesse u_X. Entrera en collision avec l'avion et z avec le moment mu_X, et puisque la collision est élastique, elle rebondira avec une vitesse -u_X et l'élan -mu_X.

Par conséquent, la variation de la quantité de mouvement, ou quantité de mouvement, par molécule et collision dans la direction x est mu_X - (-mu_X) = 2mu_X.

Avant de pouvoir frapper à nouveau le même mur, vous devez faire des allers-retours jusqu'à celui en face de vous. Ce faisant, il parcourt une distance 2l, où l est la longueur d'arête du cube. On en déduit que le nombre de collisions avec la paroi droite de la molécule en une seconde sera u_X/ 2l, donc le changement en moment par seconde et molécule vaudra :

(2mu_X)(ou alors_X/ 2l) = mu_X²/ je

La même variation se produit pour la même molécule dans le plan yz de sorte que le changement total de la quantité de mouvement par molécule et seconde dans la direction x, est le double de la quantité indiquée dans cette dernière équation. C'est donc expliqué :

Changement de Moment / seconde / molécule, dans le sens x = 2 (mu_X²/l)

Exemples de gaz étudiés par la théorie cinétique

1. Hydrogène H
2. Hélium He
3. Néon Né
4. Réfrigérant 134a
5. Ammoniac NH₃
6. Dioxyde de carbone CO₂
7. Monoxyde de carbone CO
8. Air
9. Azote N
10. Oxygène O