Kinetisk teori om gaser

Den kinetiska teorin om gaser hävdar förklara i detalj beteendet hos dessa vätskor, med teoretiska förfaranden baserade på en postulerad beskrivning av en gas och vissa antaganden. Denna teori föreslogs först av Bernoulli 1738 och utvidgades och förbättrades senare av Clausius, Maxwell, Boltzmann, van der Waals och Jeans.

Postulat av den kinetiska teorin om gaser

De grundläggande postulaten i denna teori är:

1.- Det anses som Gaser består av små diskreta partiklar som kallasmolekyler med samma massa och storlek i samma gas, men olika för olika gaser.

2. - Molekylerna i en behållare finns i oupphörlig kaotisk rörelse, under vilken de kolliderar med varandra eller med behållarens väggar där de är.

3.- bombardemang av kärlväggarna orsakar ett tryck, det vill säga en kraft per ytenhet, medelvärdet av molekylernas kollisioner.

4.- kollisioner av molekyler är elastiskaMed andra ord, så länge gasens tryck i en behållare inte varierar över tiden vid någon temperatur och tryck, finns det ingen energiförlust på grund av friktion.

5.- Absolut temperatur är en kvantitet som är proportionell mot den genomsnittliga kinetiska energin av alla molekyler i ett system.

6.- Vid relativt låga tryck, är det genomsnittliga avståndet mellan molekylerna stort jämfört med deras diametraroch därmed de attraktiva krafterna, som är beroende av molekylär separation, anses vara försumbar.

7. - Slutligen, eftersom molekylerna är små jämfört med avståndet mellan dem, deras volymen anses vara försumbar i förhållande till summan täckt.

Genom att ignorera molekylernas storlek och deras interaktion, som visas i postulaten 6 och 7, är denna teoretiska avhandling begränsad till ideala gaser.

En matematisk analys av detta gaskoncept leder oss till grundläggande slutsatser som direkt kan verifieras av erfarenhet.

Fysisk förklaring av den kinetiska teorin om gaser

Anta att en kubisk behållare fylld med n 'molekyler av gas, alla lika, och med samma massa och hastighet, m respektive u. Det är möjligt att sönderdela hastigheten u i tre komponenter längs x-, y- och z-axlarna.

Om vi ​​betecknar dessa tre komponenter u_x, eller_Y, eller_z, sedan:

eller² = u_x² + u_Y² + u_z²

var u² är rotens genomsnittliga kvadratiska hastighet. Nu associerar vi till var och en av dessa komponenter en enda molekyl med massa m som kan röra sig oberoende i någon av motsvarande x-, y-, z-riktningar.

Den slutliga effekten av dessa oberoende rörelser erhålls genom att kombinera hastigheterna enligt ekvationen.

Antag nu att molekylen rör sig i x-riktningen åt höger med hastigheten u_x. Det kolliderar med planet och z med ögonblicket mu_x, och eftersom kollisionen är elastisk kommer den att studsa med en hastighet -u_x och momentum -mu_x.

Följaktligen är variationen av rörelsemängden, eller momentum, per molekyl och kollision i x-riktningen mu_x - (-mu_x) = 2mu_x.

Innan du kan träffa samma vägg igen måste du gå fram och tillbaka till den framför dig. På så sätt färdas den ett avstånd 2l, där l är kubens kantlängd. Från detta drar vi slutsatsen att antalet kollisioner med molekylens högra vägg på en sekund kommer att vara u_x/ 2l, så förändringen i ögonblick per sekund och molekyl kommer att vara värd:

(2mu_x)(eller_x/ 2l) = mu_x²/ l

Samma variation förekommer för samma molekyl i yz-planet så att den totala förändringen i kvantiteten rörelse per molekyl och sekund i x-riktningen är dubbelt så mycket som anges i den senare ekvation. Så det förklaras:

Förändring av Moment / sekund / molekyl, i riktningen x = 2 (mu_x²/l)

Exempel på gaser studerade av Kinetic Theory

1. Väte H
2. Helium He
3. Neon Ne
4. Köldmedium 134a
5. Ammoniak NH₃
6. Koldioxid CO₂
7. Kolmonoxid CO
8. Luft
9. Kväve N
10. Syre O