Théorie cinétique et lois des gaz

Les observations des différentes propriétés des gaz, telles qu'exprimées par les diverses lois des gaz dérivées par Boyle, Charles, Gay-Lussac et Avogadro, suivent conceptuellement la théorie moléculaire cinétique. La pression exercée par un gaz résulte de l'impact de particules en mouvement constant sur les parois de son récipient. La diminution du volume du récipient, tout en maintenant le nombre de moles et la température constantes, rapproche les particules de gaz, réduisant leur espacement entre les particules.

Dans ce volume plus petit, la densité du gaz et la fréquence de collision la fréquence des collisions molécule-paroi augmentent. Par conséquent, la pression exercée par le gaz augmente. La relation inverse entre la pression et le volume est donnée par la loi de Boyle.

Ajouter plus de moles de gaz au récipient à température constante augmente la densité du gaz et, par conséquent, la fréquence de collision. Pour maintenir la pression initiale, le volume doit se dilater. Cette relation directe entre le volume et les moles est donnée par la loi d'Avogadro.

Maintenant, considérez le nombre de grains de beauté est maintenu constant et la température est élevée. Parce que l'énergie cinétique moyenne des particules de gaz augmente proportionnellement avec la température, les particules entrent en collision plus fréquemment et avec force. Si le volume est maintenu constant alors que la température augmente, la densité du gaz et la fréquence de collision augmentent, et donc la pression augmentera également.

La relation directe entre la pression et la température est donnée par la loi de Gay-Lussac. Si, en revanche, la pression doit rester constante avec un nombre constant de moles, alors une augmentation de la température doit s'accompagner d'une augmentation du volume pour répartir les collisions sur une plus grande surface. Cette relation directe entre le volume et la température est donnée par la loi de Charles.

Enfin, selon la théorie moléculaire cinétique, les particules de gaz ne s'attirent pas ou ne se repoussent pas. Dans un mélange de différents gaz, les composants agissent indépendamment et leurs pressions individuelles restent inchangées par la présence d'un autre gaz. La pression totale du mélange est donc la somme des pressions partielles individuelles.

C'est la loi de Dalton.