Kinetisk molekylärteori, även känd som kinetisk teori av gaser, är en kraftfull modell som syftar till att förklara gasens mätbara egenskaper i form av gaspartiklarnas småskaliga rörelser. Kinetisk teori förklarar gasernas egenskaper med avseende på partikelns rörelse. Kinetisk teori bygger på ett antal antaganden och på grund av detta är det ungefärlig modell.

Förmodningar om kinetisk teori.

Gaser i den kinetiska modellen anses vara "perfekta". Perfekta gaser består av molekyler som rör sig helt slumpmässigt och slutar aldrig flytta. Alla gaspartikelkollisioner är helt elastiska, vilket betyder att ingen energi går förlorad. (Om så inte var fallet skulle gasmolekylerna slutligen gå tom för energi och ackumuleras på behållarens golv.) Nästa antagande är att molekylernas storlek är försumbar, vilket innebär att de i huvudsak har nolldiameter. Detta är nästan sant för mycket små monoatoma gaser som helium, neon eller argon. Det slutgiltiga antagandet är att gasmolekyler inte interagerar, utom när de kolliderar. Kinetisk teori överväger inte några elektrostatiska krafter mellan molekyler.

Egenskaper för gaser Förklaras med kinetisk teori.

En gas har tre inneboende egenskaper, tryck, temperatur och volym. Dessa tre egenskaper är kopplade till varandra och kan förklaras med hjälp av kinetisk teori. Tryck orsakas av partiklar som träffar gasbehållarens vägg. En icke-styv behållare, såsom en ballong, kommer att expandera tills gastrycket inuti ballongen är lika med det på ballongens utsida. När en gas är lågt tryck är antalet kollisioner mindre än vid högt tryck. Att öka temperaturen hos en gas i en fast volym ökar också sitt tryck, eftersom värmen gör att partiklarna rör sig snabbare. På samma sätt expanderar volymen i vilken en gas kan röra sänker både dess tryck och temperatur.

Den perfekta gaslagen.

Robert Boyle var bland de första som upptäckte kopplingar mellan gasernas egenskaper. Boyles lag säger att en vid en konstant temperatur är trycket hos en gas omvänd proportionellt mot dess volym. Charles 'lag, efter att Jacques Charles anser temperaturen och finner det för ett fast tryck, är volymen av en gas direkt proportionell mot sin temperatur. Dessa ekvationer kombinerades för att bilda den perfekta gas-ekvationen för tillståndet för en mol gas, pV = RT, där p är tryck, V är volym, T är temperatur och R är den universella gaskonstanten.

Avvikelser från Perfekt gasbeteende.

Den perfekta gaslagen fungerar bra för låga tryck. Vid höga tryck eller låga temperaturer kommer gasmolekyler i nära noggrannhet att interagera Det är dessa växelverkningar som orsakar att gaser kondenseras i vätskor och utan att alla ämnen skulle vara gasformiga. Dessa interaktomiska interaktioner kallas Van der Waals styrkor. Följaktligen kan den perfekta gasekvationen modifieras för att inkludera en komponent för att beskriva intermolekylära krafter. Denna mer komplicerade ekvation kallas statens Van der Waals.