Die kinetische Molekulartheorie, auch bekannt als kinetische Gastheorie, ist ein leistungsstarkes Modell, das darauf abzielt, Erklären Sie die messbaren Eigenschaften von Gas in Bezug auf die kleinräumigen Bewegungen des Gases Partikel. Die kinetische Theorie erklärt die Eigenschaften von Gasen in Bezug auf die Bewegung ihrer Teilchen. Die kinetische Theorie basiert auf einer Reihe von Annahmen und ist daher ein Näherungsmodell.
Gase im kinetischen Modell gelten als "perfekt". Perfekte Gase bestehen aus Molekülen, die sich völlig zufällig bewegen und nie aufhören, sich zu bewegen. Alle Kollisionen von Gasteilchen sind vollständig elastisch, d. h. es geht keine Energie verloren. (Wenn dies nicht der Fall wäre, würden Gasmoleküle irgendwann keine Energie mehr haben und sich auf dem Boden ihrer accumulate Container.) Die nächste Annahme ist, dass die Größe der Moleküle vernachlässigbar ist, was bedeutet, dass sie im Wesentlichen Null haben Durchmesser. Dies gilt fast für sehr kleine monoatomare Gase wie Helium, Neon oder Argon. Die letzte Annahme ist, dass Gasmoleküle nur dann wechselwirken, wenn sie kollidieren. Die kinetische Theorie berücksichtigt keine elektrostatischen Kräfte zwischen Molekülen.
Ein Gas hat drei intrinsische Eigenschaften, Druck, Temperatur und Volumen. Diese drei Eigenschaften sind miteinander verknüpft und können mit der kinetischen Theorie erklärt werden. Druck entsteht durch Partikel, die auf die Wand des Gasbehälters treffen. Ein nicht starrer Behälter wie ein Ballon dehnt sich aus, bis der Gasdruck im Inneren des Ballons dem an der Außenseite des Ballons entspricht. Bei einem Gas mit niedrigem Druck ist die Anzahl der Kollisionen geringer als bei hohem Druck. Eine Erhöhung der Temperatur eines Gases in einem festen Volumen erhöht auch seinen Druck, da die Wärme die Partikel schneller bewegen lässt. In ähnlicher Weise verringert die Ausdehnung des Volumens, in dem sich ein Gas bewegen kann, sowohl seinen Druck als auch seine Temperatur.
Robert Boyle war einer der ersten, der Zusammenhänge zwischen den Eigenschaften von Gasen entdeckte. Das Gesetz von Boyle besagt, dass a bei konstanter Temperatur der Druck eines Gases umgekehrt proportional zu seinem Volumen ist. Charles' Gesetz, nachdem Jacques Charles die Temperatur betrachtet und festgestellt hat, dass bei einem festen Druck das Volumen eines Gases direkt proportional zu seiner Temperatur ist. Diese Gleichungen wurden kombiniert, um die perfekte Gaszustandsgleichung für ein Mol Gas zu bilden, pV=RT, wobei p der Druck, V das Volumen, T die Temperatur und R die universelle Gaskonstante ist.
Das perfekte Gasgesetz funktioniert gut für niedrige Drücke. Bei hohen Drücken oder niedrigen Temperaturen kommen Gasmoleküle nahe genug zusammen, um zu interagieren; Es sind diese Wechselwirkungen, die dazu führen, dass Gase zu Flüssigkeiten kondensieren und ohne sie alle Materie gasförmig wäre. Diese interaktomischen Wechselwirkungen werden Van-der-Waals-Kräfte genannt. Folglich kann die perfekte Gasgleichung modifiziert werden, um eine Komponente zur Beschreibung zwischenmolekularer Kräfte zu enthalten. Diese kompliziertere Gleichung wird Van-der-Waals-Zustandsgleichung genannt.