Die kinetische Theorie ist eine wissenschaftliche Theorie über die Natur von Gasen. Die Theorie hat viele Namen, darunter die kinetische Gastheorie, die kinetisch-molekulare Theorie, die Kollisionstheorie und die kinetisch-molekulare Theorie der Gase. Es erklärt die beobachtbaren und messbaren, auch makroskopischen Eigenschaften von Gasen hinsichtlich ihrer molekularen Zusammensetzung und Aktivität. Während Isaac Newton theoretisierte, dass der Druck eines Gases auf die statische Abstoßung zwischen Molekülen zurückzuführen ist, geht die kinetische Theorie davon aus, dass der Druck das Ergebnis von Kollisionen zwischen Molekülen ist.
Die kinetische Theorie macht eine Reihe von Annahmen über Gase. Erstens besteht ein Gas aus sehr kleinen Partikeln mit einer Masse ungleich null, die sich ständig zufällig bewegen. Die Anzahl der Moleküle in einer Gasprobe muss für einen statistischen Vergleich groß genug sein.
Die kinetische Theorie geht davon aus, dass Gasmoleküle vollkommen kugelförmig und elastisch sind und dass ihre Kollisionen mit den Wänden ihres Behälters ebenfalls elastisch sind, das heißt, sie führen zu keiner Geschwindigkeitsänderung. Das Gesamtvolumen der Gasmoleküle ist im Vergleich zum Gesamtvolumen ihres Behälters vernachlässigbar, sodass zwischen den Molekülen ausreichend Platz ist. Außerdem ist die Zeit während der Kollision eines Gasmoleküls mit der Behälterwand im Verhältnis zur Zeit zwischen Kollisionen mit anderen Molekülen vernachlässigbar. Die Theorie beruht ferner auf der Annahme, dass alle relativistischen oder quantenmechanischen Effekte vernachlässigbar sind und dass alle Auswirkungen der Gasteilchen aufeinander vernachlässigbar sind, mit Ausnahme der Kraft, die durch Kollisionen ausgeübt wird. Die Temperatur ist der einzige Faktor, der die durchschnittliche kinetische Energie oder die Bewegungsenergie der Gasteilchen beeinflusst.
Diese Annahmen müssen aufrechterhalten werden, damit die Gleichungen der kinetischen Theorie funktionieren. Ein Gas, das all diese Annahmen erfüllt, ist eine vereinfachte theoretische Einheit, die als ideales Gas bekannt ist. Reale Gase verhalten sich normalerweise ähnlich genug wie ideale Gase, damit kinetische Gleichungen nützlich sind, aber das Modell ist nicht perfekt genau.
Die kinetische Theorie definiert Druck als die Kraft, die von Gasmolekülen ausgeübt wird, wenn sie mit der Behälterwand kollidieren. Der Druck wird als Kraft pro Fläche oder P = F/A berechnet. Die Kraft ist das Produkt aus der Anzahl der Gasmoleküle N, der Masse jedes Moleküls m und dem Quadrat ihrer durchschnittlichen Geschwindigkeit v2rms, alle geteilt durch die dreifache Länge des Behälters, 3l. Daher haben wir folgende Kraftgleichung: F = Nmv2rms/3l. Die Abkürzung rms steht für Root-Mean-Square, einem Durchschnitt der Geschwindigkeit aller Teilchen.
Die Druckgleichung lautet P = Nmv2rms/3Al. Da die Fläche multipliziert mit der Länge gleich dem Volumen V ist, kann diese Gleichung vereinfacht werden als P = Nmv2rms/3V. Das Produkt aus Druck und Volumen, PV, entspricht zwei Drittel der kinetischen Gesamtenergie oder K, was die Ableitung makroskopischer Eigenschaften von mikroskopischen ermöglicht.
Ein wichtiger Teil der kinetischen Theorie ist, dass die kinetische Energie direkt proportional zur absoluten Temperatur eines Gases variiert. Die kinetische Energie ist gleich dem Produkt der absoluten Temperatur T und der Boltzman-Konstante kB multipliziert mit 3/2; K = 3TkB/2. Daher wird die kinetische Energie immer dann erhöht, wenn die Temperatur erhöht wird, und keine anderen Faktoren haben einen Einfluss auf die kinetische Energie.