5.6
Молекулярно-кинетическая теория: основные постулаты
Эмпирическое уравнение идеального газа описывает поведение газов, устанавливая связи между их макроскопическими свойствами. Например, в законе Чарльза…
В то время как газовые законы характеризуют взаимосвязи между различными свойствами идеальных газов, молекулярно-кинетическая теория объясняет, почему газы подчиняются этим законам. Теория основана на нескольких предположениях или постулатах. Первое предположение заключается в том, что частицы газа незначительны по размеру.
Газ это в основном пустое пространство, заполненное мелкими частицами, разнесенными на расстояния, намного превышающие их собственные размеры. Их общий объем ничтожно мал по сравнению с общим объемом, в котором содержится газ. В отличие от твердых тел и жидкостей, которые невозможно сжать из-за малого расстояния между частицами, газы обладают высокой сжимаемостью.
Частицы газа находятся в постоянном движении по прямым линиям в случайных направлениях. Их пути меняются только тогда, когда они сталкиваются с другими частицами или со стенками емкости, в которой находятся. Второе предположение состоит в том, что частицы газа совершают идеально упругие столкновения.
Они сталкиваются и отскакивают друг от друга, не слипаясь. Это можно сравнить со столкновениями бильярдных шаров. Когда частицы газа сталкиваются, они обмениваются энергией друг с другом, но при этом не происходит чистой потери энергии.
Иными словами, полная энергия системы остается постоянной. Частицы газа постоянно движутся;следовательно, они обладают кинетической энергией. Таким образом, третье предположение гласит, что средняя кинетическая энергия газа пропорциональна его абсолютной температуре в Кельвинах.
Это означает, что кинетическая энергия увеличивается с температурой, и, следовательно, частицы движутся быстрее. При более высоких температурах их скорость увеличивается. И наоборот, с понижением температуры уменьшается кинетическая энергия частиц, и они движутся медленнее.
При заданной температуре все газы, независимо от их молекулярной массы, имеют одинаковую среднюю кинетическую энергию. Кинетическая энергия равна квадрату массы, умноженной на скорость. Таким образом, чтобы разные газы имели одинаковую среднюю кинетическую энергию, их частицы должны перемещаться с разными средними скоростями.
Следовательно, более тяжелые газы имеют более низкие средние скорости, в то время как более легкие газы имеют более высокие средние скорости. Например, гелий и неон при одинаковой температуре имеют одинаковую среднюю кинетическую энергию. Однако из-за разницы масс атомы неона движутся намного медленнее, чем атомы гелия.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: Why is gas considered mostly empty space?
Gas particles are negligibly small compared to the distances separating them. In argon gas at standard conditions, only 0.01% of volume is occupied by atoms, with average spacing of 3.3 nm between particles versus an atomic radius of 0.097 nm. This vast separation makes the combined volume of all gas particles negligible relative to the container's total volume, explaining why gases are highly compressible unlike solids and liquids.
Q2: What happens to gas particles during elastic collisions?
During elastic collisions, gas particles exchange energy without losing any to the system. Like billiard balls bouncing off each other, particles collide and bounce apart without sticking together. The total kinetic energy remains constant throughout these collisions, and particles change direction only upon impact with other particles or container walls while traveling in straight lines between collisions.
Q3: How does temperature relate to gas particle kinetic energy?
The average kinetic energy of gas particles is directly proportional to absolute temperature in kelvin. As temperature increases, particles move faster and possess greater kinetic energy. Conversely, decreasing temperature reduces kinetic energy and particle velocity. At the same temperature, all gases have identical average kinetic energy regardless of molecular mass, though heavier gases move slower than lighter ones.
Q4: Why do different gases have different average velocities at the same temperature?
Since kinetic energy equals one-half mass times velocity squared, gases with different molecular masses must travel at different velocities to maintain equal average kinetic energy. Heavier gas particles move slower while lighter particles move faster. For example, helium atoms move much faster than neon atoms at identical temperatures because helium has lower mass.
Q5: How does kinetic molecular theory explain gas pressure?
Gas pressure results from collisions between gas molecules and container walls. Since molecules exert no attractive or repulsive forces on each other or walls, their collisions are elastic and transfer momentum to the walls. The constant random motion and frequent wall collisions of gas particles generate the measurable pressure exerted by the gas on its container.
Q6: What is the relationship between gas compressibility and particle spacing?
Gases are highly compressible because particles are separated by distances far greater than their own dimensions, leaving abundant empty space. When external pressure increases, particles can move closer together without significant resistance. In contrast, solids and liquids are incompressible because their particles are already closely spaced with minimal empty space available for compression.
Q7: How do the postulates of kinetic molecular theory connect to observable gas behavior?
The three postulates—negligible particle size, elastic collisions, and temperature-dependent kinetic energy—explain why gases follow empirical gas laws. These postulates, developed from hundreds of experimental observations, provide the microscopic foundation for understanding macroscopic gas properties. Kinetic molecular theory and gas laws explain properties of gas molecules at both molecular and observable levels.