Kinetisk teori om gasser

Den kinetiske teorien om gasser hevder forklare i detalj oppførselen til disse væskene, ved teoretiske prosedyrer basert på en postulert beskrivelse av en gass og noen forutsetninger. Denne teorien ble først foreslått av Bernoulli i 1738, og senere utvidet og forbedret av Clausius, Maxwell, Boltzmann, van der Waals og Jeans.

Postulater av den kinetiske teorien om gasser

De grunnleggende postulatene til denne teorien er:

1.- Det anses som Gasser består av små, diskrete partikler som kallesmolekyler av samme masse og størrelse i samme gass, men forskjellig for forskjellige gasser.

2. - Molekylene til en beholder er i kaotisk bevegelse ustanselig, der de kolliderer med hverandre eller med veggene i containeren der de er.

3.- The bombardement av karveggene forårsaker et trykk, det vil si en kraft per arealeenhet, gjennomsnitt av kollisjonene av molekylene.

4.- The kollisjoner av molekyler er elastiskeMed andre ord, så lenge trykket til gassen i en beholder ikke varierer over tid ved noen temperatur og trykk, er det ikke noe tap av energi på grunn av friksjon.

5.- The Absolutt temperatur er en mengde som er proporsjonal med den gjennomsnittlige kinetiske energien av alle molekylene i et system.

6.- Ved relativt lave trykk, er den gjennomsnittlige avstanden mellom molekylene stor sammenlignet med diametrene, og dermed de attraktive kreftene, som avhenger av molekylær separasjon, blir ansett som ubetydelige.

7.- Til slutt, ettersom molekylene er små sammenlignet med avstanden mellom dem, deres volum anses å være ubetydelig i forhold til totalen dekket.

Ved å ignorere størrelsen på molekylene og deres interaksjon, som vist i postulatene 6 og 7, er denne teoretiske avhandlingen begrenset til ideelle gasser.

En matematisk analyse av dette gasskonseptet fører oss til grunnleggende konklusjoner som kan verifiseres direkte av erfaring.

Fysisk forklaring av den kinetiske teorien om gasser

Anta at en kubisk beholder fylt med n 'molekyler av gass, alle like, og med samme masse og hastighet, henholdsvis m og u. Det er mulig å spalte hastigheten u i tre komponenter langs x-, y- og z-aksene.

Hvis vi betegner disse tre komponentene u_x, eller_Y, eller_z, deretter:

eller² = u_x² + u_Y² + u_z²

var du² er rotens gjennomsnittlige kvadrathastighet. Nå knytter vi til hver av disse komponentene et enkelt molekyl med masse m som er i stand til å bevege seg uavhengig i en av de tilsvarende x, y, z retninger.

Den endelige effekten av disse uavhengige bevegelsene oppnås ved å kombinere hastighetene i henhold til ligningen.

Anta nå at molekylet beveger seg i x-retningen til høyre med hastigheten u_x. Det vil kollidere med flyet og z med øyeblikket mu_x, og siden kollisjonen er elastisk, vil den sprette med en hastighet -u_x og momentum -mu_x.

Følgelig er variasjonen av bevegelsesmengden, eller momentum, per molekyl og kollisjon i x-retningen mu_x - (-mu_x) = 2mu_x.

Før du kan treffe den samme veggen igjen, må du gå frem og tilbake til den foran deg. Ved å gjøre det beveger den seg en avstand 2l, hvor l er kantlengden på kuben. Fra dette trekker vi ut at antall kollisjoner med høyre vegg av molekylet på ett sekund vil være u_x/ 2l, så endringen i øyeblikk per sekund og molekyl vil være verdt:

(2mu_x)(eller_x/ 2l) = mu_x²/ l

Den samme variasjonen forekommer for det samme molekylet i yz-planet, slik at den totale endringen i mengden bevegelse per molekyl og sekund i x-retning, er dobbelt så mye som angitt i sistnevnte ligning. Så det blir forklart:

Endring av øyeblikk / sekund / molekyl, i retning x = 2 (mu_x²/l)

Eksempler på gasser studert av kinetisk teori

1. Hydrogen H
2. Helium He
3. Neon Ne
4. Kjølemiddel 134a
5. Ammoniakk NH₃
6. Kullsyre CO₂
7. Karbonmonoksid CO
8. Luft
9. Nitrogen N
10. Oksygen O