De molekylær kinetisk teori Det er en som søker å forklare de eksperimentelle observasjonene av gasser fra et mikroskopisk perspektiv. Det vil si at den prøver å assosiere naturen og oppførselen til gasspartiklene, med de fysiske egenskapene til gassen som en væske; forklare det makroskopiske fra det mikroskopiske.
Gasser har alltid vært av interesse for forskere på grunn av deres egenskaper. De opptar hele volumet av beholderen der de er funnet, og kan komprimeres helt uten at innholdet deres motsetter seg minst motstand; og hvis temperaturen øker, begynner beholderen å ekspandere og kan til og med sprekke.
Mange av disse egenskapene og oppførselen er oppsummert i de ideelle gasslovene. Imidlertid anser de gassen som en helhet og ikke som en samling av millioner av partikler spredt i rommet; Videre gir den ikke, basert på trykk, volum og temperaturdata, ytterligere informasjon om hvordan disse partiklene beveger seg.
Det er altså da at den molekylære kinetiske teorien (TCM), foreslår å visualisere dem som mobile sfærer (øvre bilde). Disse kulene kolliderer med hverandre og veggene vilkårlig, og opprettholder en lineær bane. Når temperaturen synker og trykket øker, blir imidlertid kulenes bue buet..
En gass, ifølge TCM, skal oppføre seg som kulene i den første rammen av bildet. Men ved å kjøle ned og øke presset på dem, er deres oppførsel langt fra ideell. De er da virkelige gasser, nær ved å gjennomgå flytende og overføres dermed til væskefasen.
Under disse forholdene blir samspillet mellom kulene viktigere, til det punktet at hastighetene deres avtar kort tid. Jo nærmere de er flytende, jo mer kurvete blir banene deres (innfelt til høyre), og desto mindre energiske blir kollisjonene deres..
Artikkelindeks
Ideen om disse kulene, bedre kalt atomer, hadde allerede blitt vurdert av den romerske filosofen Lucretius; ikke for gasser, men for faste, statiske gjenstander. På den annen side anvendte Daniel Bernoulli i 1738 atomvisjonen på gasser og væsker ved å forestille seg dem som uordnede kuler som beveger seg i alle retninger..
Hans arbeid brøt imidlertid fysikkens lover på den tiden; et legeme kunne ikke bevege seg evig, så det var umulig å tro at et sett med atomer og molekyler ville kollidere med hverandre uten å miste energien; det vil si at eksistensen av elastiske kollisjoner ikke var mulig.
Et århundre senere forsterket andre forfattere TCM med en modell der gassformige partikler bare beveget seg i en retning. Rudolf Clausius samlet imidlertid resultatene og satte sammen en mer komplett TCM-modell som han forsøkte å forklare de ideelle gasslovene demonstrert av Boyle, Charles, Dalton og Avogadro..
I 1859 uttalte James Clerk Maxwell at gassformige partikler utviser et hastighetsområde ved en gitt temperatur, og at et sett av dem kan vurderes ved hjelp av en gjennomsnittlig molekylhastighet..
I 1871 koblet Ludwig Boltzmann eksisterende ideer til entropi, og hvordan gass termodynamisk alltid har en tendens til å oppta så mye plass som mulig homogent og spontant.
For å vurdere gassen fra partiklene er det nødvendig med en modell der visse postulater eller antagelser er oppfylt; postulater som logisk sett må kunne forutsi og forklare (så nøyaktig som mulig) makroskopiske og eksperimentelle observasjoner. Når det er sagt, er TCM-postulatene nevnt og beskrevet.
I en beholder fylt med gassformige partikler, spredes disse og beveger seg bort fra hverandre i alle hjørner. Hvis de et øyeblikk alle kunne bringes sammen på et bestemt sted i beholderen uten flyt, ville det bli observert at de bare opptar en ubetydelig del av beholderens volum..
Det betyr at beholderen, selv om den inneholder millioner av gassformige partikler, faktisk er mer tom enn full (volum-tomrom-forhold mye mindre enn 1); derfor, hvis barrierer tillater det, kan den og gassen inne i den komprimeres brått; siden på slutten av dagen er partiklene veldig små, i likhet med volumet.
Det øvre bildet illustrerer nøyaktig det ovennevnte ved hjelp av en blåaktig farget gass.
De gassformige partiklene inne i beholderen kolliderer med hverandre uten nok tid til at deres interaksjoner får styrke; enda mindre når det som hovedsakelig omgir dem er molekylært vakuum. En umiddelbar konsekvens av dette er at deres lineære baner tillater dem å fullstendig omfatte volumet på beholderen..
Hvis dette ikke var tilfelle, ville en beholder med en "bisarr" og "labyrintisk" form ha fuktige områder som et resultat av gasskondens; i stedet beveger partiklene seg rundt beholderen med full frihet, uten at kraften av deres interaksjoner stopper dem.
De lineære banene til det øvre bildet (A.) demonstrerer dette postulatet; mens banene er buede (B.), viser det at det er samspill som ikke kan ignoreres mellom partiklene.
Fra de to første postulatene konvergerer også det faktum at gasspartiklene aldri slutter å bevege seg. Når de er uskarpe i beholderen, kolliderer de med hverandre og med veggene, med en kraft og hastighet som er direkte proporsjonal med den absolutte temperaturen; denne kraften er, trykk.
Hvis de gassformige partiklene stoppet med å bevege seg et øyeblikk, ville "røyktunger" bli vitne inne i beholderen, som dukket opp fra ingensteds, med nok tid til å ordne seg i vakuum og gi tilfeldige former..
Hvis bare elastiske kollisjoner mellom gassformige partikler og veggene i beholderen dominerer inne i beholderen, vil kondens av gassen aldri forekomme (så lenge de fysiske forholdene ikke endres); eller hva er det samme som å si at de aldri hviler og alltid kolliderer.
Dette fordi det ved elastiske kollisjoner ikke er noe nettotap av kinetisk energi; en partikkel kolliderer med veggen og spretter i samme hastighet. Hvis en partikkel når det kolliderer bremser, akselererer den andre uten å produsere varme eller lyd som sprer kinetisk energi til noen av dem.
Partikkelenes bevegelse er tilfeldig og kaotisk, slik at de ikke alle har samme hastighet; akkurat som det skjer, for eksempel på en motorvei eller i en mengde. Noen er mer energiske og reiser raskere, mens andre er langsomme og venter på en kollisjon for å få dem fart.
For å beskrive hastigheten er det da nødvendig å beregne et gjennomsnitt; og med dette blir den gjennomsnittlige kinetiske energien til de gassformige partiklene eller molekylene oppnådd i sin tur. Ettersom den kinetiske energien til alle partiklene endrer seg kontinuerlig, gir gjennomsnittet bedre kontroll over dataene og kan bearbeides med større pålitelighet..
Gjennomsnittlig molekylær kinetisk energi (ECmp) i en beholder endres med temperaturen. Jo høyere temperatur, jo høyere energi vil være. Fordi det er et gjennomsnitt, kan det være partikler eller gasser som har høyere eller lavere energi enn denne verdien; noen raskere og noen langsommere, henholdsvis.
Matematisk kan det vises at ECmp det avhenger utelukkende av temperaturen. Dette betyr at uansett hva gassen er, dens masse eller molekylære struktur, dens ECmp den vil være den samme ved en temperatur T og vil bare variere hvis den øker eller synker. Av alle postulatene er dette kanskje det mest aktuelle..
Og hva med den gjennomsnittlige molekylhastigheten? I motsetning til ECmp, molekylmasse påvirker hastigheten. Jo tyngre gassformig partikkel eller molekyl, det er naturlig å forvente at den beveger seg saktere..
Her er noen korte eksempler på hvordan TCM har klart å forklare de ideelle gasslovene. Selv om det ikke er adressert, kan andre fenomener, som gassdiffusjon og effusjon, også forklares med TCM.
Hvis volumet på beholderen komprimeres ved konstant temperatur, reduseres avstanden som de gassformige partiklene må reise for å kollidere med veggene. som er lik en økning i frekvensen av slike kollisjoner, noe som resulterer i større trykk. Siden temperaturen forblir konstant, er ECmp det er også konstant.
Hvis du øker T, ECmp vil øke. De gassformige partiklene vil bevege seg raskere og kollidere et større antall ganger med veggene i beholderen; slik at trykket øker.
Hvis veggene er fleksible, i stand til å utvide seg, vil deres areal bli større og trykket vil synke til det blir konstant; og som et resultat vil volumet også øke.
Hvis flere liter forskjellige gasser ble tilsatt til en romslig beholder, som kommer fra mindre beholdere, ville dens totale indre trykk være lik summen av partialtrykket som utøves av hver type gass separat..
Hvorfor? Fordi alle gasser begynner å kollidere med hverandre og spre seg homogent; samspillet mellom dem er null, og vakuumet dominerer i beholderen (TCM postulerer), så det er som om hver gass var alene, og utøvde trykket sitt individuelt uten interferens fra de andre gassene.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.