MOLEKYLÆR KINETISK TEORI: HISTORIE, POSTULATER OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

Den molekylære kinetiske teorien er en som søker å forklare de eksperimentelle observasjonene av gasser fra et mikroskopisk perspektiv. Det vil si at den prøver å assosiere naturen og oppførselen til gassformige partikler med de fysiske egenskapene til gassen som en væske; forklare det makroskopiske fra det mikroskopiske.

Gasser har alltid vært av interesse for forskere på grunn av deres egenskaper. De opptar hele volumet av beholderen som de befinner seg i, og kan være fullstendig komprimert uten at innholdet motsetter seg minst motstand; og hvis temperaturen øker, begynner beholderen å ekspandere og kan til og med sprekke.

Gassformige partikler i forhold langt fra eller nær flytende. Kilde: Olivier Cleynen og Bruker: Sharayanan

Mange av disse egenskapene og atferdene er oppsummert i de ideelle gasslovene. De ser imidlertid på gassen som en helhet og ikke som en samling av millioner av partikler spredt i verdensrommet; videre gir den, basert på trykk-, volum- og temperaturdata, ingen informasjon om hvordan disse partiklene beveger seg.

Det er således da den molekylære kinetiske teorien (TCM) foreslår å visualisere dem som mobile sfærer (øvre bilde). Disse kulene kolliderer med hverandre og veggene vilkårlig, og opprettholder en lineær bane. Imidlertid når temperaturen synker og trykket øker, blir sfærenes bane buet.

En gass, i følge TCM, må oppføre seg som kulene i den første rammen av bildet. Men ved å avkjøle og øke presset på dem, er oppførselen deres langt fra ideell. De er da virkelige gasser, nær å gjennomgå flytning og går dermed over i væskefasen.

Under disse forholdene blir samspillet mellom kulene viktigere, til det punktet at hastighetene deres øyeblikkelig reduseres. Jo nærmere de er til kondensering, jo mer kurvede blir banen deres (innsatt til høyre), og kollisjonene deres er mindre energiske.

Historie

Daniel Bernoulli

Ideen om disse sfærer, bedre kalt atomer, hadde allerede blitt vurdert av den romerske filosofen Lucretius; ikke for gasser, men for faste, statiske gjenstander. På den annen side anvendte Daniel Bernoulli i 1738 atomsynet på gasser og væsker ved å forestille seg dem som forstyrrede sfærer som beveger seg i alle retninger.

Arbeidet hans brøt imidlertid fysikkens lover på den tiden; et legeme kunne ikke bevege seg evig, så det var umulig å tenke at et sett med atomer og molekyler ville kollidere med hverandre uten å miste energien; eksistensen av elastiske kollisjoner var ikke mulig.

Rudolf clausius

Et århundre senere forsterket andre forfattere TCM med en modell der gassformige partikler bare beveget seg i en retning. Rudolf Clausius samlet imidlertid resultatene og samlet en mer fullstendig modell av TCM som han forsøkte å forklare de ideelle gasslovene demonstrert av Boyle, Charles, Dalton og Avogadro.

James Clerk Maxwell og Ludwig Boltzmann

I 1859 foreslo James Clerk Maxwell at gassformige partikler oppviser en rekke hastigheter ved en gitt temperatur, og at et sett av disse kan vurderes ved hjelp av en gjennomsnittlig molekylhastighet.

I 1871 koblet Ludwig Boltzmann eksisterende ideer med entropi, og hvordan gass termodynamisk alltid har en tendens til å okkupere så mye plass som mulig på en homogen og spontan måte.

Postulater av molekylær kinetisk teori

For å vurdere gass fra partiklene er det nødvendig med en modell der visse postulater eller forutsetninger blir oppfylt; postulerer som logisk sett må kunne forutsi og forklare (så trofast som mulig) makroskopiske og eksperimentelle observasjoner. Når det er sagt, blir TCM-postulatene nevnt og beskrevet.

Volumet av gassformige partikler er ubetydelig

I en beholder fylt med gassformige partikler, spres disse og beveger seg vekk fra hverandre i alle hjørner. Hvis de et øyeblikk alle kunne samles på et spesifikt punkt i beholderen, uten kondisjon, vil det observeres at de bare opptar en ubetydelig del av beholderens volum.

Det betyr at beholderen, selv om den inneholder millioner av gassformige partikler, faktisk er mer tom enn full (volum-tomrom-forholdet mindre enn 1); Derfor, hvis barrierer tillater det, kan den og gassen i den komprimeres brått; siden til slutt partiklene er veldig små, og det samme er volumet.

Volum-tomrom forholdet mellom en gass i en beholder. Kilde: Gabriel Bolívar.

Bildet over illustrerer nøyaktig det ovennevnte ved å bruke en blåaktig farget gass.

De attraktive kreftene mellom partiklene er null

De gassformige partiklene inne i beholderen kolliderer med hverandre uten nok tid til at deres interaksjoner får styrke; enda mindre når det som hovedsakelig omgir dem er molekylært vakuum. En umiddelbar konsekvens av dette er at deres lineære baner lar dem fullstendig omfatte volumet av beholderen.

Hvis dette ikke var tilfelle, ville en beholder med en "bisarr" og "labyrintisk" form ha fuktige regioner som et resultat av gasskondensering; i stedet reiser partiklene gjennom hele beholderen med full frihet, uten at kraften i samspillet deres stopper dem.

Bane for gassformige partikler når interaksjonene er null eller ubetydelige (A., lineære), og når de er viktige (B., kurver). Kilde: Gabriel Bolívar.

De lineære banene til det øvre bildet (A.) demonstrerer dette postulatet; mens hvis banene er buede (B.), viser det at det er interaksjoner som ikke kan ignoreres mellom partiklene.

Gassformige partikler er alltid i bevegelse

Fra de to første postulatene konvergerer det faktum at gasspartiklene aldri slutter å bevege seg. Når de er uskarpe i beholderen, kolliderer de med hverandre og med veggene, med en kraft og hastighet som er direkte proporsjonal med den absolutte temperaturen; denne kraften er, trykk.

Hvis de gassformige partiklene sluttet å bevege seg et øyeblikk, ville "røykstunger" bli sett på innsiden av beholderen, og kom ut fra ingensteds, med nok tid til å ordne seg i et vakuum og gi tilfeldige former.

Kollisjoner mellom partiklene og veggene i beholderen er elastiske

Hvis bare elastiske kollisjoner mellom gassformige partikler og veggene i beholderen dominerer inne i beholderen, vil kondensering av gassen aldri oppstå (så lenge de fysiske forholdene ikke endrer seg); eller hva er det samme som å si at de aldri hviler og alltid kolliderer.

Dette fordi det ikke er tap av kinetisk energi i elastiske kollisjoner; en partikkel kolliderer med veggen og spretter med samme hastighet. Hvis en partikkel når det kolliderer bremser, akselererer den andre, uten å produsere varme eller lyd som avleder kinetisk energi fra noen av dem.

Kinetisk energi forblir ikke konstant

Bevegelsen av partiklene er tilfeldig og kaotisk, slik at ikke alle har samme hastighet; akkurat som skjer, for eksempel på en motorvei eller i en mengde. Noen er mer energiske og reiser raskere, mens andre er trege, og venter på en kollisjon for å få fart på dem.

For å beskrive hastigheten er det da nødvendig å beregne et gjennomsnitt; og med dette oppnås den gjennomsnittlige kinetiske energi av gassformige partikler eller molekyler i sin tur. Ettersom den kinetiske energien til alle partiklene stadig endres, gir gjennomsnittet bedre kontroll over dataene og kan arbeides med større pålitelighet.

Gjennomsnittlig kinetisk energi er lik en gitt temperatur for alle gasser

Den gjennomsnittlige molekylære kinetiske energien (EC _mp ) i en beholder endres med temperaturen. Jo høyere temperatur, jo høyere blir energien. Fordi det er et gjennomsnitt, kan det være partikler eller gasser som har mer eller mindre energi med hensyn til denne verdien; noen henholdsvis raskere og noen tregere.

Det kan vises matematisk at EC _mp utelukkende avhenger av temperatur. Dette betyr at uansett hva gassen er, dens masse eller molekylstruktur, vil EC- _{smp. Være} den samme ved en temperatur T og vil bare variere hvis den øker eller synker. Av alle postulatene er dette kanskje det mest aktuelle.

Og hva med den gjennomsnittlige molekylhastigheten? I motsetning til EC- _smp , påvirker molekylmassen hastigheten. Jo tyngre gasspartikkel eller molekyl, det er naturlig å forvente at den beveger seg saktere.

eksempler

Her er korte eksempler på hvordan TCM har klart å forklare de ideelle gasslovene. Selv om det ikke blir adressert, kan andre fenomener, som diffusjon og utstrømming av gasser, også forklares med TCM.

Boyle's Law

Hvis beholderets volum komprimeres ved konstant temperatur, reduseres avstanden som de gassformige partiklene må bevege seg for å kollidere med veggene; noe som tilsvarer en økning i frekvensen av slike kollisjoner, noe som resulterer i større trykk. Når temperaturen forblir konstant, er EC _mp også konstant.

Charles Law

Hvis du øker T, vil EC _mp øke. De gassformige partiklene vil bevege seg raskere og kollidere med beholderens vegger flere ganger; trykket øker.

Hvis veggene er fleksible, i stand til å ekspandere, vil området bli større og trykket vil falle til det blir konstant; og som et resultat vil volumet også øke.

Daltons lov

Hvis flere liter forskjellige gasser ble tilsatt til en romslig beholder, som kommer fra mindre beholdere, ville det totale indre trykk være lik summen av deltrykkene som hver gassart utøver separat.

Hvorfor? Fordi alle gasser begynner å kollidere med hverandre og spre homogent; interaksjonene mellom dem er null, og vakuumet dominerer i beholderen (TCM-postulater), så det er som om hver gass var alene og utøver sitt trykk individuelt uten innblanding fra de andre gassene.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Learning, P 426-431.
2. Fernandez Pablo. (2019). Molekylær kinetisk teori. Vix. Gjenopprettet fra: vix.com
3. Jones, Andrew Zimmerman. (7. februar 2019). Kinetisk molekylær teori om gasser. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
4. Hall Nancy. (5. mai 2015). Kinetisk teori om gasser. Glenn Research Center. Gjenopprettet fra: grc.nasa.gov
5. Blaber M. & Lower S. (9. oktober 2018). Grunnleggende om kinetisk molekylær teori. Kjemi LibreTexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
6. Den kinetiske molekylære teorien. Gjenopprettet fra: chemed.chem.purdue.edu
7. Wikipedia. (2019). Kinetisk teori om gasser. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
8. Toppr. (SF). Kinetisk molekylær teori om gasser. Gjenopprettet fra: toppr.com