MOLEKYLÆR KINETISK TEORI: HISTORIE, POSTULATER OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

Den molekylære kinetiske teori er en, der søger at forklare de eksperimentelle observationer af gasser fra et mikroskopisk perspektiv. Det vil sige, den forsøger at forbinde naturen og opførslen af ​​de gasformige partikler med de fysiske egenskaber af gassen som en væske; forklar det makroskopiske fra det mikroskopiske.

Gasser har altid været af interesse for forskere på grund af deres egenskaber. De optager hele volumenet af den beholder, som de befinder sig i, og er i stand til at blive komprimeret fuldstændigt, uden at deres indhold er den mindste modstand; og hvis temperaturen stiger, begynder beholderen at udvide sig og kan endda revne.

Gasformige partikler under forhold langt fra eller tæt på forurening. Kilde: Olivier Cleynen og bruger: Sharayanan

Mange af disse egenskaber og adfærd er opsummeret i de ideelle gaslove. De betragter imidlertid gassen som en helhed og ikke som en samling af millioner af partikler spredt i rummet; endvidere leverer den ikke, baseret på tryk-, volumen- og temperaturdata, yderligere information om, hvordan disse partikler bevæger sig.

Det er således, at den molekylære kinetiske teori (TCM) foreslår at visualisere dem som mobile kugler (øverste billede). Disse kugler kolliderer med hinanden og væggene vilkårligt og opretholder en lineær bane. Når temperaturen imidlertid falder, og trykket stiger, bliver sfærernes bane buet.

En gas skal ifølge TCM opføre sig som kuglerne i billedets første ramme. Men ved at afkøle og øge presset på dem er deres opførsel langt fra ideel. De er derefter ægte gasser, der er tæt på at gennemgå kondensering og går således ind i væskefasen.

Under disse forhold bliver interaktionerne mellem sfærerne mere vigtige, til det punkt, at deres hastigheder øjeblikkeligt bremses. Jo tættere de er på væskeform, jo ​​mere kurve bliver deres bane (indsat til højre), og deres kollisioner er mindre energiske.

Historie

Daniel Bernoulli

Ideen om disse sfærer, bedre kaldet atomer, var allerede blevet overvejet af den romerske filosof Lucretius; ikke til gasser, men til faste, statiske genstande. På den anden side anvendte Daniel Bernoulli i 1738 atomvisionen på gasser og væsker ved at forestille sig dem som forstyrrede sfærer, der bevæger sig i alle retninger.

Hans arbejde overtrådte imidlertid fysikkens love på det tidspunkt; et legeme kunne ikke bevæge sig evigt, så det var umuligt at tro, at et sæt atomer og molekyler ville kollidere med hinanden uden at miste deres energi; eksistensen af ​​elastiske kollisioner var ikke mulig.

Rudolf clausius

Et århundrede senere forstærkede andre forfattere TCM med en model, hvor de gasformige partikler kun bevægede sig i en retning. Rudolf Clausius kompilerede imidlertid sine resultater og samlede en mere komplet model af TCM, som han forsøgte at forklare de ideelle gaslover demonstreret af Boyle, Charles, Dalton og Avogadro.

James Clerk Maxwell og Ludwig Boltzmann

I 1859 sagde James Clerk Maxwell, at gasformige partikler udviser en række hastigheder ved en given temperatur, og at et sæt af disse kan overvejes ved hjælp af en gennemsnitlig molekylhastighed.

I 1871 forbandt Ludwig Boltzmann eksisterende ideer med entropi, og hvordan gas termodynamisk altid har en tendens til at besætte så meget plads som muligt på en homogen og spontan måde.

Postulater af molekylær kinetisk teori

For at overveje gas fra dens partikler er det nødvendigt med en model, hvor visse postulater eller antagelser er opfyldt; postulerer, der logisk set skal kunne forudsige og forklare (så trofast som muligt) makroskopiske og eksperimentelle observationer. Når det er sagt, nævnes og beskrives TCM-postulater.

Volumenet af de gasformige partikler er ubetydelig

I en beholder fyldt med gasformige partikler spredes disse og bevæger sig væk fra hinanden i alle hjørner. Hvis de et øjeblik alle kunne samles på et specifikt sted i beholderen uden forurening, ville det observeres, at de kun optager en ubetydelig del af beholderens volumen.

Det betyder, at beholderen, selvom den indeholder millioner af gasformige partikler, faktisk er mere tom end fuld (volumen-tomrumsforhold meget mindre end 1); Hvis dens barrierer tillader det, kan det og gassen deri derfor komprimeres pludseligt; da partiklerne til sidst er meget små, ligesom deres volumen er.

Volumen-ugyldigt forhold mellem en gas i en container. Kilde: Gabriel Bolívar.

Billedet ovenfor illustrerer nøjagtigt ovenstående ved hjælp af en blålig-farvet gas.

De attraktive kræfter mellem partiklerne er nul

De gasformige partikler inde i beholderen kolliderer med hinanden uden tilstrækkelig tid til, at deres interaktioner får styrke; endnu mindre, når det, der primært omgiver dem, er molekylært vakuum. En øjeblikkelig konsekvens af dette er, at deres lineære stier tillader dem fuldstændigt at omfatte beholderens volumen.

Hvis dette ikke var tilfældet, ville en beholder med en "bisarr" og "labyrintisk form" have fugtige regioner som et resultat af gaskondensation; i stedet bevæger partiklerne sig gennem hele beholderen med fuld frihed, uden at kraften i deres interaktion stopper dem.

Bane for gasformige partikler, når interaktionerne er nul eller ubetydelige (A., lineære), og når de er vigtige (B. kurver). Kilde: Gabriel Bolívar.

Linjebanerne i det øverste billede (A.) demonstrerer dette postulat; selvom bane er buede (B.), viser det, at der er interaktioner, der ikke kan ignoreres mellem partiklerne.

Gasformige partikler er altid i bevægelse

Fra de to første postulater konvergerer det faktum, at gaspartiklerne aldrig holder op med at bevæge sig. Når de først er blevet sløret i beholderen, kolliderer de med hinanden og med dens vægge, med en kraft og hastighed, der er direkte proportional med den absolutte temperatur; denne kraft er, pres.

Hvis de gasformige partikler ophørte med at bevæge sig et øjeblik, ville "røgen" blive vidne inde i beholderen, der kom ud af intetsteds, med tilstrækkelig tid til at arrangere sig selv i et vakuum og give tilfældige former.

Kollisioner mellem partiklerne og væggene i beholderen er elastiske

Hvis kun elastiske kollisioner mellem de gasformige partikler og beholderens vægge dominerer inde i beholderen, vil kondensering af gassen aldrig forekomme (så længe de fysiske forhold ikke ændrer sig); eller hvad er det samme som at sige, at de aldrig hviler og altid kolliderer.

Dette skyldes, at der i elastiske kollisioner ikke er noget nettotab af kinetisk energi; en partikel kolliderer med væggen og spretter med samme hastighed. Hvis en partikel ved kollision bremser, accelererer den anden uden at producere varme eller lyd, der spreder den kinetiske energi fra en af ​​dem.

Kinetisk energi forbliver ikke konstant

Partiklenes bevægelse er tilfældig og kaotisk, så ikke alle har samme hastighed; ligesom der for eksempel sker på en motorvej eller i en mængde. Nogle er mere energiske og rejser hurtigere, mens andre er langsomme og venter på en kollision for at fremskynde dem.

For at beskrive dens hastighed er det derefter nødvendigt at beregne et gennemsnit; og med dette opnås den gennemsnitlige kinetiske energi af gasformige partikler eller molekyler igen. Da den kinetiske energi fra alle partikler konstant ændres, giver gennemsnittet bedre kontrol af dataene og kan arbejdes med større pålidelighed.

Gennemsnitlig kinetisk energi er lig med en given temperatur for alle gasser

Den gennemsnitlige molekylære kinetiske energi (EC _mp) i en beholder ændres med temperaturen. Jo højere temperatur, jo højere vil energien være. Fordi det er et gennemsnit, kan der være partikler eller gasser, der har en højere eller lavere energi end denne værdi; nogle henholdsvis hurtigere og nogle langsommere.

Det kan matematisk vises, at EC _mp udelukkende afhænger af temperaturen. Dette betyder, uanset hvad gasen er, dens masse eller molekylstruktur, dens EC _mp vil være den samme ved en temperatur T og kun varierer, hvis den øges eller formindskes. Af alle postulater er dette måske det mest relevante.

Og hvad med den gennemsnitlige molekylhastighed? I modsætning til EF- _smp. Påvirker molekylmassen hastigheden. Jo tungere gaspartiklen eller molekylet er, er det naturligt at forvente, at den bevæger sig langsommere.

eksempler

Her er korte eksempler på, hvordan TCM har formået at forklare de ideelle gaslove. Selvom de ikke behandles, kan andre fænomener, såsom diffusion og effusion af gasser, også forklares med TCM.

Boyle's Law

Hvis beholderens volumen komprimeres ved konstant temperatur, falder afstanden, som de gasformige partikler skal bevæge sig for at kollidere med væggene; hvilket er lig med en stigning i hyppigheden af ​​sådanne kollisioner, hvilket resulterer i større pres. Da temperaturen forbliver konstant, er EC _mp også konstant.

Charles Law

Hvis du øger T, stiger EC _mp. De gasformige partikler bevæger sig hurtigere og kolliderer med beholderens vægge flere gange; trykket stiger.

Hvis væggene er fleksible og i stand til at udvide sig, bliver deres område større, og trykket falder, indtil det bliver konstant; og som et resultat stiger lydstyrken også.

Daltons lov

Hvis flere liter forskellige gasser blev føjet til en rummelig beholder, der stammede fra mindre containere, ville dets totale indre tryk være lig summen af ​​det delvist tryk, der udøves af hver gasart, separat.

Hvorfor? Fordi alle gasser begynder at kollidere med hinanden og sprede homogent; interaktionerne imellem dem er nul, og vakuumet dominerer i beholderen (TCM-postulater), så det er som om hver gas var alene og udøver sit tryk individuelt uden indblanding af de andre gasser.

Referencer

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