Vad är kinetisk teori?
Kinetisk teori är en vetenskaplig teori om gasernas natur. Teorin har många namn, inklusive den kinetiska teorin om gaser, kinetisk-molekylär teori, kollisionsteori och den kinetiska molekylära teorin om gaser. Det förklarar de observerbara och mätbara, även kallad makroskopiska, egenskaperna hos gaser i termer av deras molekylära sammansättning och aktivitet. Medan Isaac Newton teoretiserade att trycket på en gas beror på statisk avstötning mellan molekyler, säger den kinetiska teorin att tryck är resultatet av kollisioner mellan molekyler.
Den kinetiska teorin gör ett antal antaganden om gaser. Först är en gas tillverkad av mycket små partiklar, var och en med icke-nollmassa, som hela tiden rör sig på slumpmässigt sätt. Antalet molekyler i ett gasprov måste vara tillräckligt stort för statistisk jämförelse.
Kinetisk teori antar att gasmolekyler är perfekt sfäriska och elastiska, och att deras kollisioner med behållarens väggar också är elastiska, vilket innebär att de inte leder till någon hastighetsförändring. Den totala volymen gasmolekyler är försumbar jämfört med den totala volymen för deras behållare, vilket innebär att det finns gott om utrymme mellan molekylerna. Dessutom är tiden under kollisionen av en gasmolekyl med behållarväggen försumbar i förhållande till tiden mellan kollisioner med andra molekyler. Teorin bygger vidare på antagandet att alla relativistiska eller kvantmekaniska effekter är försumbara, och att eventuella effekter av gaspartiklarna på varandra är försumbara, med undantag för kraften som utövas av kollisioner. Temperaturen är den enda faktorn som påverkar gaspartiklarnas genomsnittliga kinetiska energi eller energi på grund av rörelse.
Dessa antaganden måste bibehållas för att ekvationerna i kinetisk teori ska fungera. En gas som uppfyller alla dessa antaganden är en förenklad teoretisk enhet känd som en idealisk gas. Verkliga gaser uppträder vanligtvis på tillräckligt sätt som ideala gaser för att kinetiska ekvationer ska vara användbara, men modellen är inte helt korrekt.
Kinetisk teori definierar tryck som den kraft som utövas av gasmolekyler när de kolliderar med behållarväggen. Trycket beräknas som kraften per område, eller P = F / A. Kraft är produkten av antalet gasmolekyler, N, massan för varje molekyl, m och kvadratet med deras medelhastighet, v 2 rms , alla dividerat med tre gånger längden på behållaren, 3l. Därför har vi följande ekvation för kraft: F = Nmv 2 rms / 3l. Förkortningen, rms, står för rot-medel-kvadrat, ett genomsnitt av hastigheten för alla partiklar.
Ekvationen för tryck är P = Nmv 2 rms / 3Al. Eftersom area multiplicerat med längd är lika med volym, V, kan denna ekvation förenklas som P = Nmv 2 rms / 3V. Produkten med tryck och volym, PV, är lika med två tredjedelar av den totala kinetiska energin, eller K, vilket tillåter härledningen av makroskopiska egenskaper från en mikroskopisk.
En viktig del av den kinetiska teorin är att kinetisk energi varierar i direkt proportion till gasens absoluta temperatur. Kinetisk energi är lika med produkten av den absoluta temperaturen, T och Boltzman-konstanten, kB, multiplicerad med 3/2; K = 3Tk B / 2. Därför ökas kinetisk energi när temperaturen höjs och inga andra faktorer påverkar kinetisk energi.