Modelul gazului ideal
Comportarea macroscopică a gazelor poate fi explicată pornind de la realitatea existenţei mişcării permanente şi dezordonate a moleculelor care le alcătuiesc.
Considerăm că un gaz este un sistem termodinamic care satisface următoarele ipoteze:
– este format dintr-un număr foarte mare de molecule identice
– dimensiunile moleculelor sunt neglijabile faţă de distanţele dintre ele
– cu excepţia momentelor când se ciocnesc, moleculele nu interacţionează nici prin forţe de atracţie nici de respingere
– ciocnirile dintre molecule sau dintre molecule şi pereţii incintei care conţine gazul sunt perfect elastice
– mişcarea moleculară este permanentă şi total dezordonată, liberă după traiectorii rectilinii întrerupte doar atunci când moleculele se ciocnesc.
Astfel, definim un model care va fi util pentru a descrie sugestiv şi cuprinde matematic comportarea unui gaz, aşa cum o putem observa la nivelul macroscopic – modelul gazului ideal.
Presiunea gazelor ideale
Pentru un gaz, am putea înlocui valorile imposibil de determinat ale vitezelor individuale ale moleculelor printr-o valoare medie prin ipoteză, aceeaşi pentru toate (v).
Impulsul total transferat de molecule pereţilor, raportat la durata şi aria suprafeţei, pe cele trei direcţii de mişcare, va da valoarea presiunii exercitate ca efect al ciocnirilor: p = 1/3·nmv2.
Formula fundamentală a teoriei cinetico – moleculare a gazelor
Presiunea gazului se exprimă prin relaţia:
p = 1/3·nmv2
n – numărul de molecule din unitatea de volum
n = N/V
(N – numărul total de molecule din incintă, V – volumul incintei)
m – masa unei molecule
M = Nm
(M – masa gazului).
Legea lui Dalton
Relaţia de mai sus sugerează o lege experimentală stabilită de către John Dalton, conform căreia într-un amestec de gaze presiunea totală este egală cu suma presiunilor parţiale exercitate de fiecare componentă gazoasă în parte, independent de prezenţa celorlalte.
P = p1 + p2 + … + pn
unde p1, p2, pn reprezintă presiunile parțiale ale fiecărei componente.