Podstawowe postulaty kinetycznej teorii molekularnej: wielkość cząstek, energia i zderzenie

Równanie gazu idealnego, które jest empiryczne, opisuje zachowanie gazów poprzez ustalenie zależności między ich właściwościami makroskopowymi. Na przykład prawo Charlesa mówi, że objętość i temperatura są ze sobą bezpośrednio powiązane. Gazy rozszerzają się zatem po podgrzaniu pod stałym ciśnieniem. Chociaż prawa gazowe wyjaśniają, w jaki sposób właściwości makroskopowe zmieniają się względem siebie, nie wyjaśniają przesłanek, które za tym stoją.

Kinetyczna teoria molekularna to mikroskopijny model, który pomaga zrozumieć, co dzieje się z cząstkami gazu na poziomie molekularnym lub atomowym, gdy zmieniają się warunki, takie jak ciśnienie lub temperatura. W 1857 roku Rudolf Clausius opublikował kompletną i zadowalającą formę teorii, która skutecznie wyjaśnia różne prawa gazowe za pomocą postulatów, które zostały opracowane na podstawie setek eksperymentalnych obserwacji zachowania gazów.

Najważniejszymi cechami tej teorii są:

1. Gazy składają się z cząstek (atomów lub cząsteczek), które są w ciągłym ruchu, poruszają się po liniach prostych i zmieniają kierunek tylko wtedy, gdy zderzają się z innymi cząsteczkami lub ze ściankami pojemnika.
   Zbadaj próbkę argonu w standardowej temperaturze i ciśnieniu. Wynika z niego, że tylko 0,01% objętości zajmują atomy o średniej odległości 3,3 nm (promień atomowy argonu wynosi 0,097 nm) między dwoma atomami argonu. Odległość jest znacznie większa niż jego własny wymiar.
2. Cząsteczki wchodzące w skład gazu są pomijalnie małe w porównaniu z odległościami między nimi. W związku z tym łączna objętość wszystkich cząstek gazu jest znikoma w stosunku do całkowitej objętości pojemnika. Cząstki są uważane za “punkty”, które mają masę , ale znikomą objętość.
3. Ciśnienie wywierane przez gaz w zbiorniku wynika ze zderzeń cząsteczek gazu ze ściankami zbiornika.
4. Cząsteczki gazu nie wywierają żadnych sił przyciągających ani odpychających na siebie nawzajem ani na ścianki pojemnika, dlatego ich zderzenia są sprężyste (nie pociągają za sobą strat energii).
   Podczas zderzeń sprężystych energia jest przenoszona między zderzających się cząstkami. Średnia energia kinetyczna cząstek pozostaje zatem stała i nie zmienia się w czasie.
5. Średnia energia kinetyczna cząsteczek gazu jest proporcjonalna do temperatury gazu w stopniach Kelvina.
   Wszystkie gazy, niezależnie od ich masy cząsteczkowej, mają tę samą średnią energię kinetyczną w tej samej temperaturze.

Ten tekst jest adaptacją z Openstax, Chemia 2e, Rozdział 9.5 Teoria kinetyczno-molekularna.