La teoria cinetica molecolare, nota anche come teoria cinetica dei gas, è un modello potente che cerca di spiegare le caratteristiche misurabili del gas in termini di movimenti su piccola scala di particelle di gas. La teoria cinetica spiega le proprietà dei gas in termini di movimento delle sue particelle. La teoria cinetica si basa su un numero di ipotesi e per questo è un modello approssimativo.
Ipotesi della teoria cinetica.
I gas nel modello cinetico sono considerati "perfetti". I gas perfetti comprendono molecole che si muovono interamente a caso e non smettono mai di muoversi. Tutte le collisioni con le particelle di gas sono completamente elastiche, il che significa che non si perde energia. (Se questo non fosse il caso, le molecole di gas alla fine esauriranno l'energia e si accumuleranno sul pavimento del loro contenitore.) La prossima ipotesi è che le dimensioni delle molecole siano trascurabili, nel senso che hanno essenzialmente un diametro zero. Questo è quasi vero per i gas monoatomici molto piccoli come l'elio, il neon o l'argon. L'ipotesi finale è che le molecole di gas non interagiscano tranne quando si scontrano. La teoria cinetica non considera alcuna forza elettrostatica tra le molecole.
Proprietà dei gas spiegate usando la teoria cinetica.
Un gas ha tre proprietà intrinseche, pressione, temperatura e volume. Queste tre proprietà sono collegate tra loro e possono essere spiegate usando la teoria cinetica. La pressione è causata dalle particelle che colpiscono la parete del contenitore del gas. Un contenitore non rigido come un palloncino si espanderà fino a quando la pressione del gas all'interno del palloncino è uguale a quella all'esterno del palloncino. Quando un gas è a bassa pressione il numero di collisioni è inferiore a quello ad alta pressione. Aumentando la temperatura di un gas in un volume fisso aumenta anche la sua pressione mentre il calore fa muovere le particelle più rapidamente. Allo stesso modo espandere il volume in cui un gas può muoversi riduce sia la sua pressione sia la sua temperatura.
La legge sul gas perfetto.
Robert Boyle è stato tra i primi a scoprire legami tra le proprietà dei gas. La legge di Boyle afferma che a una temperatura costante la pressione di un gas è inversamente proporzionale al suo volume. La legge di Charles, dopo che Jacques Charles considera la temperatura, trovando che per una pressione fissa, il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura. Queste equazioni sono state combinate per formare l'equazione di stato del gas perfetto per una mole di gas, pV = RT, dove p è pressione, V è volume, T è temperatura e R è la costante di gas universale.
Deviazioni da Perfect Gas Behavior.
La legge del gas perfetta funziona bene per basse pressioni. Ad alte pressioni o basse temperature le molecole di gas si avvicinano abbastanza da interagire; sono queste interazioni che fanno sì che i gas si condensino in liquidi e senza di essi tutta la materia sarebbe gassosa. Queste interazioni interattive sono chiamate forze di Van der Waals. Di conseguenza, l'equazione del gas perfetto può essere modificata per includere un componente per descrivere le forze intermolecolari. Questa equazione più complicata è chiamata equazione di stato di Van der Waals.
