Sisältö
- Kineettisen teorian oletukset.
- Kineettisen teorian avulla selitettyjen kaasujen ominaisuudet.
- Täydellinen kaasulaki.
- Poikkeamat kaasun täydellisestä käyttäytymisestä.
Kineettinen molekyyliteoria, joka tunnetaan myös nimellä kaasujen kineettinen teoria, on tehokas malli, jolla pyritään selittämään kaasun mitattavat ominaisuudet kaasuhiukkasten pienimuotoisten liikkeiden suhteen. Kineettinen teoria selittää kaasujen ominaisuudet sen hiukkasten liikkeessä. Kineettinen teoria perustuu lukuisiin oletuksiin ja siksi se on likimääräinen malli.
Kineettisen teorian oletukset.
Kineettisen mallin kaasujen katsotaan olevan "täydellisiä". Täydelliset kaasut koostuvat molekyyleistä, jotka liikkuvat täysin sattumanvaraisesti eivätkä koskaan lopeta liikkumista. Kaikki kaasuhiukkasten törmäykset ovat täysin elastisia, eli energiaa ei menetetä. (Ellei näin olisi, kaasumolekyyleillä lopulta loppuu energia ja kerääntyy astiansa pohjalle.) Seuraava oletus on, että molekyylien koko on vähäinen, mikä tarkoittaa, että niiden halkaisija on oleellisesti nolla. Tämä pätee melkein totta hyvin pienille monoatomisille kaasuille, kuten heliumille, neonille tai argonille. Viimeinen oletus on, että kaasumolekyylit eivät ole vuorovaikutuksessa paitsi silloin, kun ne törmäävät. Kineettinen teoria ei ota huomioon molekyylien välisiä sähköstaattisia voimia.
Kineettisen teorian avulla selitettyjen kaasujen ominaisuudet.
Kaasulla on kolme sisäistä ominaisuutta, paine, lämpötila ja tilavuus. Nämä kolme ominaisuutta on kytketty toisiinsa ja selitetään kineettisen teorian avulla. Paine johtuu hiukkasten osumisesta kaasusäiliön seinämään. Ei-jäykkä säiliö, kuten pallo, laajenee, kunnes ilmapallon sisällä oleva kaasunpaine on sama kuin pallo ulkopuolella. Kun kaasu on matala paine, törmäysten lukumäärä on pienempi kuin korkeassa paineessa. Kaasun lämpötilan nostaminen kiinteässä tilavuudessa kasvattaa myös sen painetta, koska lämpö saa partikkelit liikkumaan nopeammin. Samoin kaasun liikkumistilavuuden laajentaminen alentaa sekä sen painetta että lämpötilaa.
Täydellinen kaasulaki.
Robert Boyle löysi ensimmäisten joukossa yhteyksiä kaasujen ominaisuuksien välillä. Boylesin lain mukaan kaasun paine vakio lämpötilassa on kääntäen verrannollinen sen tilavuuteen. Charlesin laki, kun Jacques Charles on ottanut huomioon lämpötilan, totesi kiinteän paineen ollessa kaasun tilavuus suoraan verrannollinen sen lämpötilaan.Nämä yhtälöt yhdistettiin muodostaen täydellinen kaasuyhtälö yhden moolimäärän kaasua varten, pV = RT, missä p on paine, V on tilavuus, T on lämpötila ja R on yleinen kaasuvakio.
Poikkeamat kaasun täydellisestä käyttäytymisestä.
Täydellinen kaasulaki toimii hyvin alhaisissa paineissa. Korkeissa paineissa tai alhaisissa lämpötiloissa kaasumolekyylit tulevat riittävän lähelle vuorovaikutusta; juuri nämä vuorovaikutukset aiheuttavat kaasujen tiivistymisen nesteiksi ja ilman niitä kaikki aine olisi kaasumainen. Näitä vuorovaikutuksia kutsutaan Van der Waals -voimiksi. Näin ollen täydellistä kaasuyhtälöä voidaan modifioida sisällyttämään komponentti molekyylien välisten voimien kuvaamiseksi. Tätä monimutkaisempaa yhtälöä kutsutaan Van der Waalsin tilayhtälöksi.