La théorie cinétique moléculaire, 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 gazeuses. La théorie cinétique explique les propriétés des gaz en termes de mouvement de ses particules. La théorie cinétique est basée sur un certain nombre d'hypothèses et, de ce fait, c'est un modèle approximatif.

Hypothèses de la théorie cinétique.

Les gaz dans le modèle cinétique sont considérés comme «parfaits». Les gaz parfaits comprennent des molécules qui se déplacent entièrement au hasard 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'accumuler sur le sol de leur conteneur.) L'hypothèse suivante est que la taille des molécules est négligeable, ce qui signifie qu'elles ont essentiellement un diamètre nul. C'est presque vrai pour les très petits gaz monoatomiques tels que l'hélium, le néon ou l'argon. L'hypothèse finale est que les molécules de gaz n'interagissent pas sauf lorsqu'elles entrent en collision. La théorie cinétique ne tient pas compte des forces électrostatiques entre les molécules.

Propriétés des gaz expliqués par la théorie cinétique.

Un gaz a trois propriétés intrinsèques, pression, température et volume. Ces trois propriétés sont liées entre elles et peuvent être expliquées en utilisant la théorie cinétique. La pression est causée par des particules heurtant la paroi du réservoir de gaz. Un récipient non rigide tel qu'un ballon se dilatera jusqu'à ce que la pression du gaz à l'intérieur du ballon soit égale à celle à l'extérieur du ballon. Lorsqu'un gaz est à basse pression, le nombre de collisions est moindre qu'à haute pression. L'augmentation de la température d'un gaz dans un volume fixe augmente également sa pression car la chaleur fait bouger les particules plus rapidement. De même, l'expansion du volume dans lequel un gaz peut bouger abaisse à la fois sa pression et sa température.

La loi du gaz parfait.

Robert Boyle a été parmi les premiers à découvrir des liens entre les propriétés des gaz. La loi de Boyle stipule qu'à température constante la pression d'un gaz est inversement proportionnelle à son volume. La loi de Charles, après que Jacques Charles considère la température, trouve 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 de gaz parfaite 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 universelle du gaz. Comportement au gaz parfait.

La loi du gaz parfait fonctionne bien pour les basses pressions. À haute pression ou à basse température, les molécules de gaz se rapprochent suffisamment pour interagir; ce sont ces interactions qui provoquent la condensation des gaz en liquides et sans eux toute la matière serait gazeuse. Ces interactions interactomiques sont appelées forces de Van der Waals. Par conséquent, l'équation de gaz parfaite peut être modifiée pour inclure un composant pour décrire les forces intermoléculaires. Cette équation plus compliquée est appelée l'équation d'état de Van der Waals.