Här är varför:
* kinetic teori: Denna teori beskriver beteendet hos gaser baserat på rörelsen hos deras beståndsdelar. Den antar att molekyler är i ständig slumpmässig rörelse och kolliderar med varandra och väggarna i deras behållare.
* Temperatur och kinetisk energi: Temperatur är ett mått på molekylernas genomsnittliga kinetiska energi i ett ämne. Ju högre temperatur, desto snabbare rör sig molekylerna och desto högre är deras genomsnittliga kinetiska energi.
* Förhållande: Det specifika förhållandet ges av följande ekvation:
ke =(3/2) kt
där:
* KE är den genomsnittliga kinetiska energin för en gasmolekyl
* K är Boltzmann -konstanten (en grundläggande konstant)
* T är den absoluta temperaturen i Kelvin
Detta betyder att:
* Fördubbling av den absoluta temperaturen för en gas kommer att fördubbla den genomsnittliga kinetiska energin för dess molekyler.
* Trippling av den absoluta temperaturen kommer att tredubbla den genomsnittliga kinetiska energin.
Det är viktigt att notera att detta förhållande endast gäller för ideala gaser, som är teoretiska gaser med vissa förenklade antaganden. Verkliga gaser avviker till viss del från detta ideala beteende, särskilt vid höga tryck och låga temperaturer.
