MOLEKYLÄR KINETISK TEORI: HISTORIA, POSTULATER OCH EXEMPEL - KEMI - 2025

Den molekylära kinetiska teorin är en som försöker förklara de experimentella observationerna av gaser ur ett mikroskopiskt perspektiv. Det vill säga den försöker förena naturen och beteendet hos gasformiga partiklar med de fysiska egenskaperna hos gasen som en vätska; förklara det makroskopiska från det mikroskopiska.

Gaser har alltid varit intressanta för forskare på grund av deras egenskaper. De upptar hela volymen av behållaren i vilken de befinner sig och kan komprimeras fullständigt utan att deras innehåll motverkar det minsta motståndet; och om temperaturen ökar börjar behållaren att expandera och kan till och med spricka.

Gasformiga partiklar i förhållanden långt från eller nära kondensering. Källa: Olivier Cleynen och användare: Sharayanan

Många av dessa egenskaper och beteenden sammanfattas i de ideala gaslagarna. De betraktar emellertid gasen som en helhet och inte som en samling av miljoner partiklar spridda i rymden; dessutom ger den, baserat på tryck-, volym- och temperaturdata, ingen information om hur dessa partiklar rör sig.

Det är alltså då den molekylära kinetiska teorin (TCM) föreslår att visualisera dem som mobila sfärer (övre bild). Dessa sfärer kolliderar med varandra och väggarna godtyckligt och upprätthåller en linjär bana. Men när temperaturen sjunker och trycket ökar blir banans bana böjd.

En gas enligt TCM måste fungera som sfärerna i bildens första ram. Men genom att kyla och öka trycket på dem är deras beteende långt ifrån idealiskt. De är då verkliga gaser, nära att genomgå flytning och går därmed in i vätskefasen.

Under dessa förhållanden blir växelverkan mellan sfärerna viktigare, till dess att deras hastigheter tillfälligt bromsar. Ju närmare de är kondensering, desto mer kurviga blir deras bana (insatt till höger) och deras kollisioner är mindre energiska.

Historia

Daniel Bernoulli

Idén om dessa sfärer, bättre kallade atomer, hade redan beaktats av den romerska filosofen Lucretius; inte för gaser, utan för fasta, statiska föremål. Å andra sidan tillämpade Daniel Bernoulli 1738 atomvisionen på gaser och vätskor genom att föreställa sig dem som ostörda sfärer som rör sig i alla riktningar.

Hans arbete bröt emellertid fysikens lagar vid den tiden; en kropp kunde inte röra sig evigt, så det var omöjligt att tro att en uppsättning atomer och molekyler skulle kollidera med varandra utan att förlora sin energi; förekomsten av elastiska kollisioner var inte möjlig.

Rudolf clausius

Ett sekel senare förstärkte andra författare TCM med en modell där gasformiga partiklar rörde sig bara i en riktning. Rudolf Clausius sammanställde emellertid sina resultat och monterade en mer fullständig modell av TCM med vilken han försökte förklara de idealiska gaslagarna demonstrerade av Boyle, Charles, Dalton och Avogadro.

James Clerk Maxwell och Ludwig Boltzmann

1859 uppgav James Clerk Maxwell att gasformiga partiklar uppvisar ett antal hastigheter vid en given temperatur, och att en uppsättning av dessa kan beaktas med en genomsnittlig molekylhastighet.

Sedan 1871 kopplade Ludwig Boltzmann befintliga idéer med entropi, och hur gas termodynamiskt alltid tenderar att ockupera så mycket utrymme som möjligt på ett homogent och spontant sätt.

Postulater av molekylär kinetisk teori

För att ta hänsyn till gas från dess partiklar är en modell nödvändig där vissa postulat eller antaganden uppfylls; postulerar som logiskt måste kunna förutsäga och förklara (så troget som möjligt) makroskopiska och experimentella observationer. Som sagt nämns och beskrivs TCM-postulaten.

Volymen av gasformiga partiklar är försumbar

I en behållare fylld med gasformiga partiklar sprids dessa och rör sig bort från varandra i alla hörn. Om de för ett ögonblick alla kunde föras samman på en specifik punkt i behållaren, utan kondensering, skulle det observeras att de endast upptar en försumbar del av behållarens volym.

Det betyder att behållaren, även om den innehåller miljoner gasformiga partiklar, faktiskt är mer tom än full (volym-tomrumsförhållande mycket mindre än 1); därför, om dess hinder tillåter det, kan det och gasen i den komprimeras abrupt; eftersom i slutändan partiklarna är mycket små, liksom deras volym.

Volym-ogiltigt förhållande mellan en gas i en behållare. Källa: Gabriel Bolívar.

Bilden ovan illustrerar exakt ovanstående med hjälp av en blåfärgad gas.

De attraktiva krafterna mellan partiklarna är noll

De gasformiga partiklarna i behållaren kolliderar med varandra utan tillräckligt med tid för att deras interaktioner ska få styrka; ännu mindre när det som huvudsakligen omger dem är molekylärt vakuum. En omedelbar konsekvens av detta är att deras linjära banor tillåter dem att helt omfatta behållarens volym.

Om detta inte var fallet skulle en behållare med en "bisar" och "labyrintisk form" ha fuktiga regioner som ett resultat av gaskondensation; istället reser partiklarna genom hela behållaren med full frihet, utan att kraften i deras interaktioner hindrar dem.

Banor för gasformiga partiklar när interaktioner är noll eller obetydliga (A., linjära) och när de är viktiga (B. kurvor). Källa: Gabriel Bolívar.

De linjära banorna för den övre bilden (A.) visar denna postulat; medan bana är böjda (B.) visar det att det finns interaktioner som inte kan ignoreras mellan partiklarna.

Gasformiga partiklar är alltid i rörelse

Från de två första postulaten konvergerar det faktum att gaspartiklarna aldrig slutar röra sig. När de är suddiga i behållaren kolliderar de med varandra och med dess väggar, med en kraft och hastighet som är direkt proportionell mot den absoluta temperaturen; denna kraft är, tryck.

Om de gasformiga partiklarna slutade röra sig ett ögonblick skulle "röktungor" upptäckas inuti behållaren, framträdande från ingenstans, med tillräckligt med tid att ordna sig i ett vakuum och ge slumpmässiga former.

Kollisioner mellan partiklarna och behållarens väggar är elastiska

Om endast elastiska kollisioner mellan gasformiga partiklar och behållarens väggar dominerar inuti behållaren kommer kondensering av gasen aldrig att ske (så länge de fysiska förhållandena inte förändras); eller vad är detsamma som att säga att de aldrig vilar och alltid kolliderar.

Detta beror på att det i elastiska kollisioner inte finns någon nettoförlust av kinetisk energi; en partikel kolliderar med väggen och studsar med samma hastighet. Om en partikel när det kolliderar bromsar, accelererar den andra, utan att producera värme eller ljud som sprider den kinetiska energin hos någon av dem.

Kinetisk energi förblir inte konstant

Partiklarnas rörelse är slumpmässig och kaotisk, så att inte alla har samma hastighet; precis som händer till exempel på en motorväg eller i folkmassan. Vissa är mer energiska och reser snabbare, medan andra är långsamma och väntar på en kollision för att påskynda dem.

För att beskriva dess hastighet är det då nödvändigt att beräkna ett genomsnitt; och med detta erhålles den genomsnittliga kinetiska energin för gasformiga partiklar eller molekyler i tur och ordning. Eftersom den kinetiska energin hos alla partiklar ständigt förändras, ger medelvärdet bättre kontroll av data och kan bearbetas med större tillförlitlighet.

Genomsnittlig kinetisk energi är lika med en given temperatur för alla gaser

Den genomsnittliga molekylära kinetiska energin (EC _mp ) i en behållare ändras med temperaturen. Ju högre temperatur, desto högre blir energin. Eftersom det är ett genomsnitt kan det finnas partiklar eller gaser som har mer eller mindre energi med avseende på detta värde; vissa snabbare respektive långsammare.

Det kan matematiskt visas att EC _mp uteslutande beror på temperatur. Detta betyder att oavsett vad gasen är, dess massa eller molekylstruktur, kommer EC- _smp att vara densamma vid en temperatur T och kommer endast att variera om den ökar eller minskar. Av alla postulater är detta kanske det mest relevanta.

Och vad med den genomsnittliga molekylhastigheten? Till skillnad från EC- _smp påverkar molekylmassan hastigheten. Ju tyngre gaspartikel eller molekyl, det är naturligt att förvänta sig att den rör sig långsammare.

exempel

Här är korta exempel på hur TCM har lyckats förklara de ideala gaslagarna. Även om det inte tas upp kan andra fenomen, såsom diffusion och utströmning av gaser, också förklaras med TCM.

Boyle's Law

Om behållarens volym komprimeras vid konstant temperatur, minskar avståndet som gasformiga partiklar måste köra för att kollidera med väggarna; vilket är lika med en ökning i frekvensen för sådana kollisioner, vilket resulterar i större tryck. Eftersom temperaturen förblir konstant är EC _mp också konstant.

Charles Law

Om du ökar T kommer EC- _{mp att} öka. De gasformiga partiklarna rör sig snabbare och kolliderar med behållarens väggar flera gånger; trycket ökar.

Om väggarna är flexibla och kan expanderas, kommer området att bli större och trycket kommer att sjunka tills det blir konstant; och som ett resultat kommer volymen också att öka.

Daltons lag

Om flera liter olika gaser tillsattes till en rymlig behållare, som kommer från mindre behållare, skulle dess totala inre tryck vara lika med summan av deltrycket som utövas av varje typ av gas separat.

Varför? Eftersom alla gaser börjar kollidera med varandra och spridas homogent; interaktionerna mellan dem är noll, och vakuumet dominerar i behållaren (TCM-postulater), så det är som om varje gas var ensam och utövar sitt tryck individuellt utan störning av de andra gaserna.

referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning, P 426-431.
2. Fernandez Pablo. (2019). Molekylär kinetisk teori. Vix. Återställd från: vix.com
3. Jones, Andrew Zimmerman. (7 februari 2019). Kinetic Molecular Theory of Gases. Återställd från: thoughtco.com
4. Hall Nancy. (5 maj 2015). Kinetisk teori om gaser. Glenn Research Center. Återställd från: grc.nasa.gov
5. Blaber M. & Lower S. (9 oktober 2018). Grunderna i kinetisk molekylär teori. Kemi LibreTexts. Återställd från: chem.libretexts.org
6. Den kinetiska molekylära teorin. Återställdes från: chemed.chem.purdue.edu
7. Wikipedia. (2019). Kinetisk teori om gaser. Återställd från: en.wikipedia.org
8. Toppr. (Sf). Kinetisk molekylär teori om gaser. Återställd från: toppr.com