Gazların Kinetik Teorisi ve gaz yasaları, Gazların Kinetik Teorisi örnekleri hakkında bilgi.
Gazların kinetik teorisi önce Daniel Bernoulli (1738) tarafından düşünülmüş ama Kroenig (1856), Clausius (1857), Maxwell (1859) ve Boltzman tarafından geliştirilmiştir. Teori çok verimli olmuş ve bu sayede moleküllerin mutlak büyüklükleriyle Avagadro sayısı hakkında ilk kesin bilgiler elde edilmiştir.
Kinetik teori bazı varsayımlara dayanır.
1- Madde tanecikli bir yapıya sahiptir ve cisimler, kütleleri ne kadar az olursa olsun, çok sayıda molekülden meydana gelmişlerdir.
2- Moleküller gayet küçük birer maddesel nokta halinde, esnek kürecikler biçiminde olup aynı bir cismin bütün molekülleri birbirinin aynıdır.
3- Bu moleküller devamlı surette öteleme hareketinde bulunurlar. Bu öteleme hareketi, moleküllerin ağırlık merkezleri çevresinde dönmelerine ve moleküllerin içindeki atomların hareketlerine engel olmaz.
Gazlarda moleküller arasındaki uzaklık çok olduğundan bunlar birbirleri üzerine bir itme veya çekme kuvveti uygulamazlar. Oysa sıvı ve katılarda, moleküller arası karşılıklı etkiler fazla olduğundan bunlarda moleküllerin hareketi gazlarınkine göre çok daha azdır.
4- Her molekül yalnız gazın cinsine ve sıcaklığına bağlı bir hızla, serbest bir cisim gibi, doğru bir yol üzerinde hareket eder. Molekül içinde bulunduğu kabın çeperlerine veya başka bir moleküle çarptığında hareketinin doğrultusu bir anda değişir ve başka düzgün bir hareketle başka bir doğru parçası üzerinde harekete başlar. Öte yandan çarpılan molekülde bu çarpışma sonunda hareket doğrultusunda ve hızında bir değişikliğe uğrar. Böylece moleküller birtakım küçük doğrular boyunca zigzag-lar çizerek kap içinde sürekli hareket ederler (Brovvn hareketi). Bu nedenle moleküllerin hareketi karışıktır ve bir zaman aralığında bir molekülün nerede bulunacağı kestirilemez. Moleküllerin çarpışmaları esnektir, yani çarpışma sonucunda iki molekülden oluşmuş sistemin enerjisi sabittir (Momentum korunur).
Bir molekülün iki ardarda çarpışması arasında aldığı yola serbest yol denir. Belli bir gaz için, belli sıcaklık ve basınçta moleküllerin serbest yolları ortalama bir değer dolayında değişir ki, buna ortalama serbest yol denir (i). Moleküller ne kadar azsa serbest yol da o kadar büyük olur. Serbest yol gazın basıncı ile ters orantılıdır. 0°C’de ve 1 atmosfer basınç altında oksijen ve azot için saniyede birkaç milyar çarpışma sayılabilir. Azot halinde l= 0,1 mikrondur (10-4 mm). Katılarda I, molekülün çapı derecesindedir.
Önemli bir faktör de, hızdır. Bir gazın molekülleri aynı hıza sahip değildir. Bir an için gazdaki moleküllerin aynı hızda oldukları düşünülse bile, olasılık hesapları moleküllerin devamlı çarpışmalarından dolayı bu eşitliğin derhal bozulacağını gösterir. Gayet küçük bir hacimde pek çok sayıda molekülün bulunmasından, moleküllerin her birinin hızını düşünmeye olanak yoktur. Buna göre önemli olan miktar, ortalama hızdır. Moleküllerin hızları bu ortalama değer dolayında geniş ölçüde değerler gösterir. İki türlü ortalama hız düşünülür: v = Ortalama hız, yani düşünülen anda
bütün moleküllerin C,, C2, C3.