Właściwości gazów

Kinetyczna teoria gazów wyjaśnia ich zachowanie pod wpływem ciśnienia i temperatury. Teoria ta wiąże energię kinetyczną (ruch cząstek) z temperaturą. Molekuły gazu są stosunkowo daleko jedna od drugiej i są w ciągłym ruchu. Żeby uzmysłowić sobie skalę zjawiska - w zamkniętym naczyniu, w temperaturze pokojowej i ciśnieniu 1atm ponad 330.000.000.000.000.000.000.000 (330*10²¹) cząstek uderza w każdy cm² powierzchni naczynia. Ciśnienie gazu odzwierciedla nacisk (ciągłe uderzanie) tych cząstek w ścianki naczynia

Energia kinetyczna cząstki zależy od jej prędkości i masy. Ich prędkość powiązana jest z temperaturą, zaś masa cząsteczki zależy od rodzaju substancji. Czym większa temperatura, tym większa ruchliwość cząstek i tym szybciej uderzają one w ścianki naczynia - wywołują większe ciśnienie. Cięższym cząstkom wystarcza mniejsza szybkość, aby wywołać to samo ciśnienie.

Prostą analogię stanowi piłka tenisowa i futbolowa. Uderzone z tą samą siłą, lecą z różnymi prędkościami (tenisowa szybciej, futbolowa wolniej). Jednak uderzając w ścianę wywołują tą samą siłę, dzięki temu, że mniej masywna piłka tenisowa porusza się szybciej.

Różne gazy, w tej samej temperaturze i ciśnieniu zachowują tą wzajemną relację między prędkością i masą molekuły. Cząstki w lżejszych gazach poruszają się szybciej. Z kinetycznej teorii gazów wynika, że porcja gazu w określonej temperaturze ma energię kinetyczną taką jak ta sama ilość molekuł innego gazu w tej samej temperaturze (mowa o tzw "gazach idealnych", ale to przybliżenie jest prawidłowe przy ciśnieniu i temperaturze z jakimi mamy do czynienia podczas nurkowania).

Dodatkowo temperatura i ciśnienie są powiązane z objętością gazu. Wyobraźmy sobie balon z gazem. Po ściśnięciu jego objętość maleje i molekuły zbliżają się do siebie. Z tego powodu zderzają się częściej ze ściankami balonu, co obserwujemy jako zwiększone ciśnienie. Analogicznie przy rozprężaniu zwiększa się objętość i zmniejsza ciśnienie.

Kolejnym aspektem kinetycznej teorii gazów jest określenie liczby cząstek zajmujących określoną przestrzeń. W 1811r włoski naukowiec Amadeo Avogadro odkrył interesujące zjawisko. Obliczył on, że określona objętość gazu w tej samej temperaturze i ciśnieniu zawsze zawiera tą samą liczbę molekuł - niezależnie od rodzaju gazu!. Określił on, że w temp 0^oC , ciśnieniu 1atm - 22,4 litry gazu zawierają 602,257 miliardów bilionów cząsteczek!! ( 6.02*10²³). Jest to tzw. liczba Avogadro. Określa liczbę molekuł w 1 molu substancji. Przekłada się to na prostą zależność: 1 mol substancji waży tyle gramów ile wynosi jego masa atomowa. Np. 1 mol tlenu O₂ waży 2 x 16 g (16 to jego masa atomowa) a tym samym 32 gramy tlenu zajmują 22,4 litra objętości.

Z teorii kinetycznej gazów wynika jedno równanie określające zachowanie dowolnego gazu pod wpływem ciśnienia (P) temperatury (T) i objętości (V)

P V = n RT

n- liczna moli, R- uniwersalna stała gazowa wynosząca 8.314 J/K (dżul/kelvin). Pamiętać należy, że T jest temperaturą w skali absolutnej (Kelvina). Prawo to łączy z sobą prawo Charles'a i prawo Boyle'a które dotąd były postrzegane osobno.