Contenu
- Hypothèses de la théorie cinétique.
- Propriétés des gaz expliquées à l'aide de la théorie cinétique.
- La loi des gaz parfaits.
- Déviations par rapport au comportement du gaz parfait.
La théorie moléculaire cinétique, également connue sous le nom de théorie cinétique des gaz, est un modèle puissant qui cherche à expliquer les caractéristiques mesurables du gaz en termes de mouvements à petite échelle des particules de gaz. La théorie cinétique explique les propriétés des gaz en termes de mouvement de leurs particules. La théorie cinétique est basée sur un certain nombre d’hypothèses et c’est pourquoi elle est un modèle approximatif.
Hypothèses de la théorie cinétique.
Les gaz dans le modèle cinétique sont considérés comme "parfaits". Les gaz parfaits sont composés de molécules qui se déplacent de manière totalement aléatoire et ne cessent jamais de bouger. Toutes les collisions de particules de gaz sont complètement élastiques, ce qui signifie qu'aucune énergie n'est perdue. (Si ce n'était pas le cas, les molécules de gaz finiraient par manquer d'énergie et s'accumuleraient sur le plancher de leur conteneur.) L'hypothèse suivante est que la taille des molécules est négligeable, ce qui signifie qu'elles ont essentiellement un diamètre nul. Ceci est presque vrai pour les très petits gaz monoatomiques tels que l'hélium, le néon ou l'argon. La dernière hypothèse est que les molécules de gaz n'interagissent pas sauf lorsqu'elles entrent en collision. La théorie cinétique ne prend en compte aucune force électrostatique entre les molécules.
Propriétés des gaz expliquées à l'aide de la théorie cinétique.
Un gaz a trois propriétés intrinsèques: pression, température et volume. Ces trois propriétés sont liées et peuvent être expliquées à l'aide de la théorie cinétique. La pression est causée par des particules frappant la paroi du réservoir de gaz. Un conteneur non rigide tel qu'un ballon va se dilater jusqu'à ce que la pression de gaz à l'intérieur du ballon soit égale à celle à l'extérieur du ballon. Lorsqu'un gaz est une basse pression, le nombre de collisions est inférieur à celui d'une haute pression. L'augmentation de la température d'un gaz dans un volume fixe augmente également sa pression, car la chaleur accélère le mouvement des particules. De même, augmenter le volume dans lequel un gaz peut se déplacer diminue à la fois sa pression et sa température.
La loi des gaz parfaits.
Robert Boyle a été parmi les premiers à découvrir des liens entre les propriétés des gaz. La loi de Boyles stipule qu’à une température constante, la pression d’un gaz est inversement proportionnelle à son volume. La loi de Charles, après que Jacques Charles ait considéré la température, a constaté que pour une pression fixe, le volume d'un gaz est directement proportionnel à sa température.Ces équations ont été combinées pour former l'équation d'état du gaz parfait pour une mole de gaz, pV = RT, où p est la pression, V est le volume, T est la température et R est la constante de gaz universelle.
Déviations par rapport au comportement du gaz parfait.
La loi des gaz parfaits fonctionne bien pour les basses pressions. À haute pression ou à basse température, les molécules de gaz sont suffisamment proches pour pouvoir interagir; Ce sont ces interactions qui entraînent la condensation des gaz en liquides. Sans eux, toute la matière serait gazeuse. Ces interactions interactomiques sont appelées forces de Van der Waals. Par conséquent, l'équation du gaz parfait peut être modifiée pour inclure un composant décrivant les forces intermoléculaires. Cette équation plus compliquée s'appelle l'équation d'état de Van der Waals.