Kinetisk teori om gaser

Kinetic Theory of Gases hävdar förklara i detalj beteendet hos dessa vätskor, genom teoretiska procedurer baserade på en postulerad beskrivning av en gas och några antaganden. Denna teori föreslogs först av Bernoulli 1738, och senare utökades och förbättrades av Clausius, Maxwell, Boltzmann, van der Waals och Jeans.

Postulat av den kinetiska teorin om gaser

De grundläggande postulaten för denna teori är:

1.- Det anses att gaser är uppbyggda av små diskreta partiklar som kallasmolekyler av samma massa och storlek i samma gas, men olika för olika gaser.

2.- Molekylerna i en behållare är i kaotisk rörelse oavbrutet, under vilken de kolliderar med varandra eller med väggarna i behållaren där de är.

3.- Den bombardering av kärlväggarna orsakar ett tryck, det vill säga en kraft per ytenhet, genomsnitt av molekylernas kollisioner.

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

5.- Den 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 medelavståndet mellan molekylerna stort jämfört med deras diametrar, och följaktligen anses de attraktionskrafter, som är beroende av molekylär separation, försumbara.

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

Genom att ignorera storleken på molekylerna och deras interaktion, som visas av postulaten 6 och 7, är denna teoretiska avhandling begränsad till idealiska 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

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

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

eller² = u_x² + u_och² + u_z²

var u² är rotens medelkvadrathastighet. Nu associerar vi till var och en av dessa komponenter en enda molekyl med massan 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. Den kommer att kollidera 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 rörelsemängden, per molekyl och kollision i x-riktningen mu_x - (-mu_x) = 2 mu_x.

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

(2 mu_x)(eller_x/ 2l) = mu_x²/ l

Samma variation inträffar 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:

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

Exempel på gaser som studerats 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