5.6:
Postulaten van de Molecuultheorie
A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.
Terwijl de gaswetten de relaties tussen verschillende eigenschappen van ideale gassen samenvatten, verklaart de kinetische moleculaire theorie waarom gassen de wetten volgen. De theorie is gebaseerd op een aantal aannames of postulaten. De eerste aanname is dat gasdeeltjes verwaarloosbaar klein zijn.Een gas is meestal lege ruimte die bestaat uit kleine deeltjes die worden gescheiden op afstanden die veel groter zijn dan hun eigen afmetingen. Hun gecombineerde volume is verwaarloosbaar in verhouding tot het totale volume waarin het gas zich bevindt. In tegenstelling tot vaste stoffen en vloeistoffen, die onsamendrukbaar zijn vanwege hun nauwe onderlinge afstand tussen de deeltjes, zijn gassen zeer samendrukbaar.Gasdeeltjes zijn in een constante staat van beweging langs rechte lijnen in willekeurige richtingen. Hun pad verandert alleen als ze in botsing komen met andere deeltjes of met de wanden van hun container. De tweede veronderstelling is dat gasdeeltjes perfect elastische botsingen hebben.Ze botsen en stuiteren op elkaar zonder aan elkaar te kleven. Dit is te vergelijken met de botsingen tussen biljartballen tijdens een potje biljart. Wanneer gasdeeltjes botsen, wisselen ze energie met elkaar uit, maar er is geen netto energieverlies.Met andere woorden, de totale energie van het systeem blijft constant. Gasdeeltjes zijn constant in beweging;daarom bezitten ze kinetische energie. De derde aanname stelt dus dat de gemiddelde kinetische energie van een gas evenredig is met de absolute temperatuur in kelvin.Dit betekent dat kinetische energie toeneemt met de temperatuur, en bijgevolg bewegen de deeltjes sneller. Bij hogere temperaturen neemt hun snelheid toe. Omgekeerd, als de temperatuur afneemt, neemt ook de kinetische energie van de deeltjes toe, en bewegen ze langzamer.Bij een bepaalde temperatuur hebben alle gassen, ongeacht hun molecuulmassa, dezelfde gemiddelde kinetische energie. Kinetische energie is gelijk aan massa maal snelheid in het kwadraat. Om verschillende gassen dezelfde gemiddelde kinetische energie te laten hebben, moeten hun gasdeeltjes dus met verschillende gemiddelde snelheden voortbewegen.Daarom hebben zwaardere gassen lagere gemiddelde snelheden, terwijl lichtere gassen hogere gemiddelde snelheden hebben. Helium en neon hebben bijvoorbeeld dezelfde gemiddelde kinetische energie als ze dezelfde temperatuur hebben. Door het verschil in massa bewegen de neonatomen echter veel langzamer dan de heliumatomen.
5.6:
Postulaten van de Molecuultheorie
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.