Kinetische moleculaire theorie, ook bekend als de kinetische theorie van gassen, is een krachtig model dat de meetbare kenmerken van gas wil verklaren in termen van de kleinschalige bewegingen van gasdeeltjes. Kinetische theorie verklaart de eigenschappen van gassen in termen van de beweging van de deeltjes. Kinetische theorie is gebaseerd op een aantal aannames en is daarom een ​​benaderend model.

Aannames van kinetische theorie.

Gassen in het kinetische model worden als "perfect" beschouwd. Perfecte gassen bestaan ​​uit moleculen die volledig willekeurig bewegen en nooit stoppen met bewegen. Alle botsingen van gasdeeltjes zijn volledig elastisch, wat betekent dat er geen energie verloren gaat. (Als dit niet het geval was, zouden gasmoleculen uiteindelijk zonder energie opraken en zich ophopen op de bodem van hun container.) De volgende veronderstelling is dat de grootte van de moleculen te verwaarlozen is, wat betekent dat ze in wezen een diameter van nul hebben. Dit geldt bijna voor heel kleine mono-atomaire gassen zoals helium, neon of argon. De uiteindelijke aanname is dat gasmoleculen geen interactie hebben behalve wanneer ze botsen. Kinetische theorie houdt geen rekening met elektrostatische krachten tussen moleculen.

Eigenschappen van gassen verklaard met behulp van kinetische theorie.

Een gas heeft drie intrinsieke eigenschappen, druk, temperatuur en volume. Deze drie eigenschappen zijn aan elkaar gekoppeld en kunnen worden verklaard met behulp van kinetische theorie. Druk wordt veroorzaakt door deeltjes die tegen de wand van de gasfles slaan. Een niet-stijve container zoals een ballon zal uitzetten totdat de gasdruk in de ballon gelijk is aan die aan de buitenkant van de ballon. Als een gas een lage druk heeft, is het aantal botsingen kleiner dan bij hoge druk. Het verhogen van de temperatuur van een gas in een vast volume verhoogt ook de druk ervan, omdat de hitte ervoor zorgt dat de deeltjes sneller bewegen. Evenzo vergroot het vergroten van het volume waarin een gas kan bewegen zowel de druk als de temperatuur.

De perfecte gaswet.

Robert Boyle was een van de eersten die verbanden ontdekte tussen de eigenschappen van gassen. De wet van Boyle stelt dat bij een constante temperatuur de druk van een gas omgekeerd evenredig is met het volume ervan. Charles 'wet, nadat Jacques Charles de temperatuur heeft overwogen, vaststellend dat voor een vaste druk, het volume van een gas recht evenredig is met zijn temperatuur. Deze vergelijkingen werden gecombineerd om de perfecte gasvergelijking van de toestand te vormen voor één mol gas, pV = RT, waarbij p staat voor druk, V is volume, T is temperatuur en R is de universele gasconstante.

Afwijkingen van Perfect gasgedrag.

De perfecte gaswet werkt goed voor lage drukken. Bij hoge druk of lage temperaturen komen gasmoleculen dicht genoeg bij elkaar om te interageren; het zijn deze interacties die ervoor zorgen dat gassen condenseren tot vloeistoffen en zonder dat alle materie gasvormig zou zijn. Deze interactomische interacties worden Van der Waals krachten genoemd. Dientengevolge kan de perfecte gasvergelijking worden gemodificeerd om een ​​component te omvatten om intermoleculaire krachten te beschrijven. Deze meer gecompliceerde vergelijking wordt de Van der Waals-vergelijking van de staat genoemd