5.7:
Molecuultheorie en de Gaswetten
A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.
De waarnemingen van verschillende gaseigenschappen, zoals uitgedrukt door de verschillende gaswetten afgeleid door Boyle, Charles, Gay-Lussac en Avogadro, volgen conceptueel uit de kinetische moleculaire theorie. De druk die door een gas wordt uitgeoefend, is het gevolg van de impact van constant bewegende deeltjes op de wanden van de container. Door het volume van de container te verkleinen, terwijl het aantal mol en de temperatuur constant blijft, worden de gasdeeltjes dichter bij elkaar gebracht, waardoor de onderlinge afstand tussen de deeltjes wordt verkleind.In dit kleinere volume neemt de dichtheid van het gas en de botsingsfrequentie de frequentie van botsingen tussen moleculen en wand toe. Daarom neemt de druk die door het gas wordt uitgeoefend toe. De omgekeerde relatie tussen druk en volume wordt gegeven door de wet van Boyle.Door bij constante temperatuur meer molen gas aan de container toe te voegen, neemt de gasdichtheid toe, en daarmee de botsingsfrequentie. Om de begindruk te behouden, moet het volume uitzetten. Deze directe relatie tussen volume en molen wordt gegeven door de wet van Avogadro.Bedenk nu dat het aantal mol constant wordt gehouden en de temperatuur wordt verhoogd. Omdat de gemiddelde kinetische energie van gasdeeltjes proportioneel toeneemt met de temperatuur, botsen de deeltjes vaker en krachtiger. Als het volume constant wordt gehouden terwijl de temperatuur wordt verhoogd, neemt de dichtheid van het gas en de botsingsfrequentie toe, en dus ook de druk.De directe relatie tussen druk en temperatuur wordt gegeven door de wet van Gay-Lussac. Als, aan de andere kant, de druk constant moet blijven samen met een constant aantal mol, dan moet een temperatuurstijging gepaard gaan door een toename van het volume om de botsingen over een groter oppervlak te spreiden. Deze directe relatie tussen volume en temperatuur wordt gegeven door de wet van Charles.Ten slotte, volgens de kinetische moleculaire theorie, trekken gasdeeltjes elkaar niet aan of stoten ze niet af. In een mengsel van verschillende gassen werken de componenten onafhankelijk en wordt hun individuele druk niet beïnvloed door de aanwezigheid van een ander gas. De totale druk van het mengsel is daarom de som van de individuele partiële drukken.Dit is de wet van Dalton.
5.7:
Molecuultheorie en de Gaswetten
The test of the kinetic molecular theory (KMT) and its postulates is its ability to explain and describe the behavior of a gas. The various gas laws (Boyle’s, Charles’s, Gay-Lussac’s, Avogadro’s, and Dalton’s laws) can be derived from the assumptions of the KMT, which have led chemists to believe that the assumptions of the theory accurately represent the properties of gas molecules.
The Kinetic Molecular Theory Explains the Behavior of Gases
Recalling that gas pressure is exerted by rapidly moving gas molecules and depends directly on the number of molecules hitting a unit area of the wall per unit of time, the KMT conceptually explains the behavior of a gas as follows:
- Gay-Lussac’s law: If the temperature is increased, the average speed and kinetic energy of the gas molecules increase. If the volume is held constant, the increased speed of the gas molecules results in more frequent and more forceful collisions with the walls of the container, therefore increasing the pressure. This is also termed as Amontons’s law.
- Charles’s law: If the temperature of a gas is increased, constant pressure may be maintained only if the volume occupied by the gas increases. This will result in greater average distances traveled by the molecules to reach the container walls, as well as increased wall surface area. These conditions will decrease both the frequency of molecule-wall collisions and the number of collisions per unit area, the combined effects of which balance the effect of increased collision forces due to the greater kinetic energy at the higher temperature.
- Boyle’s law: If the gas volume is decreased, the container wall area decreases, and the molecule-wall collision frequency increases, both of which increase the pressure exerted by the gas.
- Avogadro’s law: At constant pressure and temperature, the frequency and force of molecule-wall collisions are constant. Under such conditions, increasing the number of gaseous molecules will require a proportional increase in the container volume in order to yield a decrease in the number of collisions per unit area to compensate for the increased frequency of collisions.
- Dalton’s law: Because of the large distances between them, the molecules of one gas in a mixture bombard the container walls with the same frequency, whether other gases are present or not, and the total pressure of a gas mixture equals the sum of the (partial) pressures of the individual gases.
This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 9.5: The Kinetic-Molecular Theory.