5.6:
Kinetische molekulare Theorie: Grundlegende Postulate
É necessária uma assinatura da JoVE para visualizar este conteúdo. Faça login ou comece sua avaliação gratuita.
Während die Gasgesetze die Beziehungen zwischen verschiedenen Eigenschaften idealer Gase zusammenfassen, erklärt die kinetische Gastheorie warum Gase bestimmten Gesetzen folgen. Die Theorie basiert auf einigen wenigen Annahmen oder Postulaten. Die erste Annahme ist, dass Gasteilchen von vernachlässigbarer Größe sind.Ein Gas ist meist ein leerer Raum, der aus kleinen Teilchen besteht, die in weit größeren Abständen als ihre eigenen Dimensionen voneinander getrennt sind. Ihr gemeinsames Volumen ist vernachlässigbar im Verhältnis zum Gesamtvolumen, in dem das Gas enthalten ist. Im Gegensatz zu Feststoffen und Flüssigkeiten, die aufgrund ihrer kleinen Teilchenabstände nicht verdichtbar sind, sind Gase hoch verdichtbar.Gasteilchen befinden sich in einem konstantem Zustand der Bewegung entlang gerader Linien in zufälligen Richtungen. Ihre Wege ändern sich nur, wenn sie mit anderen Teilchen oder mit den Wänden ihres Behälters kollidieren. Die zweite Annahme ist, dass die Gasteilchen perfekt elastische Kollisionen haben.Sie kollidieren und prallen voneinander ab ohne zusammenzukleben. Dies kann man mit den Kollisionen zwischen Billardkugeln während eines Billardspiels vergleichen. Wenn Gasteilchen kollidieren, tauschen sie Energie miteinander aus, aber es gibt keinen Nettoverlust an Energie.Mit anderen Worten, die Gesamtenergie des Systems bleibt konstant. Gasteilchen sind ständig in Bewegung;daher besitzen sie kinetische Energie. So besagt die dritte Annahme, dass die durchschnittliche kinetische Energie eines Gases zu seiner absoluten Temperatur in Kelvin proportional ist.Das bedeutet, dass die kinetische Energie mit der Temperatur zunimmt, und folglich bewegen sich die Teilchen schneller. Bei höheren Temperaturen nimmt ihre Geschwindigkeit zu. Umgekehrt, wenn die Temperatur fällt, nimmt auch die kinetische Energie der Partikel ab und sie bewegen sich langsamer.Bei einer gegebenen Temperatur, alle Gase, unabhängig von ihrer molekularen Masse, haben die gleiche durchschnittliche kinetische Energie. Die kinetische Energie ist gleich der Masse mal Geschwindigkeit zum Quadrat. Damit die verschiedenen Gase die gleiche durchschnittliche kinetische Energie haben, müssen ihre Gasteilchen sich mit unterschiedlichen Durchschnittsgeschwindigkeiten bewegen.Schwerere Gase haben daher geringere Durchschnittsgeschwindigkeiten, während leichtere Gase höhere Durchschnittsgeschwindigkeiten haben. Zum Beispiel, haben Helium und Neon, bei der gleichen Temperatur die gleiche durchschnittliche kinetische Energie. Aufgrund des Unterschiedes in ihren Massen bewegen sich die Neonatome viel langsamer als die Heliumatome.
5.6:
Kinetische molekulare Theorie: Grundlegende Postulate
The ideal-gas equation, which is empirical, describes the behavior of gases by establishing relationships between their macroscopic properties. For example, Charles’ law states that volume and temperature are directly related. Gases, therefore, expand when heated at constant pressure. Although gas laws explain how the macroscopic properties change relative to one another, it does not explain the rationale behind it.
The kinetic molecular theory is a microscopic model that helps understand what happens to gas particles at the molecular or atomic level when conditions such as pressure or temperature change. In 1857 Rudolf Clausius published a complete and satisfactory form of the theory, which effectively explains the different gas laws through the postulates that were developed based on hundreds of experimental observations of the behavior of gases.
The salient features of this theory are:
- Gases are composed of particles (atoms or molecules) that are in continuous motion, traveling in straight lines and changing direction only when they collide with other molecules or with the walls of a container.
Examine a sample of argon gas at standard temperature and pressure. It shows that only 0.01% of the volume is taken up by atoms with an average distance of 3.3 nm (atomic radius of argon is 0.097 nm) between two argon atoms. The distance is far greater than its own dimension. - The molecules composing the gas are negligibly small compared to the distances between them. Therefore, the combined volume of all gas particles is negligible relative to the total volume of the container. The particles are considered to be “points” that have mass but negligible volume.
- The pressure exerted by a gas in a container results from collisions between the gas molecules and the container walls.
- Gas molecules exert no attractive or repulsive forces on each other or the container walls; therefore, their collisions are elastic (do not involve a loss of energy).
During elastic collisions, energy is transferred between the colliding particles. The average kinetic energy of the particles, therefore, stays constant and does not change with time. - The average kinetic energy of the gas molecules is proportional to the kelvin temperature of the gas.
All gases, regardless of their molecular mass, have the same average kinetic energy at the same temperature.
This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Chapter 9.5 The Kinetic-Molecular Theory.