Hva er kinetisk teori?
Kinetisk teori er en vitenskapelig teori om gassers natur. Teorien går under mange navn, inkludert kinetisk teori om gasser, kinetisk-molekylær teori, kollisjonsteori og kinetisk-molekylær teori om gasser. Det forklarer de observerbare og målbare, også kalt makroskopiske, gassegenskapene med tanke på deres molekylære sammensetning og aktivitet. Mens Isaac Newton teoretiserte at trykket til en gass skyldes statisk frastøtning mellom molekyler, holder den kinetiske teorien at trykk er et resultat av kollisjoner mellom molekyler.
Den kinetiske teorien gjør en rekke antakelser om gasser. For det første er en gass laget av veldig små partikler, hver med masse uten null, som hele tiden beveger seg på en tilfeldig måte. Antall molekyler i en gassprøve må være stort nok for statistisk sammenligning.
Kinetisk teori antar at gassmolekyler er perfekt sfæriske og elastiske, og at deres kollisjoner med veggene i beholderen også er elastisk, noe som betyr at de ikke fører til endring i hastighet. Det totale volumet av gassmolekyler er ubetydelig sammenlignet med det totale volumet av beholderen, noe som betyr at det er god plass mellom molekylene. I tillegg er tiden under kollisjonen av et gassmolekyl med beholderveggen ubetydelig i forhold til tiden mellom kollisjoner med andre molekyler. Teorien bygger videre på antagelsen om at enhver relativistisk eller kvantemekanisk effekt er ubetydelig, og at eventuelle effekter av gasspartiklene på hverandre er ubetydelige, med unntak av kraften som utøves av kollisjoner. Temperatur er den eneste faktoren som påvirker den gjennomsnittlige kinetiske energien, eller energien på grunn av bevegelse, av gasspartiklene.
Disse forutsetningene må opprettholdes for at likningene av kinetisk teori skal fungere. En gass som oppfyller alle disse forutsetningene er en forenklet teoretisk enhet kjent som en ideell gass. Ekte gasser oppfører seg vanligvis likt nok som ideelle gasser for at kinetiske ligninger kan være nyttige, men modellen er ikke helt nøyaktig.
Kinetisk teori definerer trykk som kraften som utøves av gassmolekyler når de kolliderer med beholderveggen. Trykk beregnes som kraften per område, eller P = F / A. Kraft er produktet av antall gassmolekyler, N, massen til hvert molekyl, m og kvadratet av deres gjennomsnittlige hastighet, v 2 rms , alle delt med tre ganger lengden på beholderen, 3l. Derfor har vi følgende ligning for kraft: F = Nmv 2 rms / 3l. Forkortelsen, rms, står for root-mean-square, et gjennomsnitt av hastigheten til alle partiklene.
Ligningen for trykk er P = Nmv 2 rms / 3Al. Siden område multiplisert med lengde er lik volum, V, kan denne ligningen forenkles som P = Nmv 2 rms / 3V. Produktet av trykk og volum, PV, er lik to tredjedeler av den totale kinetiske energi, eller K, noe som tillater avledning av makroskopiske egenskaper fra en mikroskopisk.
En viktig del av den kinetiske teorien er at kinetisk energi varierer i direkte forhold til den absolutte temperaturen til en gass. Kinetisk energi er lik produktet av den absolutte temperaturen, T, og Boltzman-konstanten, kB, multiplisert med 3/2; K = 3Tk B / 2. Derfor økes kinetisk energi hver gang temperaturen økes, og ingen andre faktorer påvirker kinetisk energi.