ของแข็ง ของเหลว ก๊าซ

        ของแข็ง    หมายถึง สารที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคมากอนุภาคอยู่ใกล้ชิดกัน ดังนั้นจึงมีรูปร่างและปริมาตรของมันเอง โดยไม่เปลี่ยนไปตามรูปร่างของภาชนะที่บรรจุ 
        ของเหลว  หมายถึง  สารที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคน้อยกว่าของแข็งอนุภาคไม่ได้อยู่ชิดกันอย่างของแข็ง จึงมีปริมาตรที่แน่นอนแต่มีรูปร่างไม่แน่นอนเปลี่ยนแปลงไปตามภาชนะที่บรรจุ 
        ก๊าซ  หมายถึง  สารที่มีแรงยึดเหนี่ยวระหว่างอนุภาคน้อยมาก อนุภาคฟุ้งกระจายจนเต็มภาชนะที่บรรจุตลอดเวลามีปริมาตรและรูปร่างไม่แน่นอน เปลี่ยนแปลงไปตามลักษณะของภาชนะที่บรรจุ 

ทฤษฎีจลน์ของก๊าซ   ( The  Kinetic  Theory  of  Gases )   
    ใช้อธิบายสมบัติทางกายภาพของก๊าซ

1.  ก๊าซประกอบด้วยอนุภาคเล็กๆเป็นจำนวนมากอนุภาคเหล่านี้อยู่ห่างกันมากและไม่มีแรงกระทำต่อกัน
2.  โมเลกุลของก๊าซมีมวล และมีขนาดเล็กมากจนถือว่าโมเลกุลเป็นศูนย์ 
3.  โมเกลุของก๊าซเคลื่อนที่อย่างอิสระด้วยอัตราเร็วคงที่ตลอดเวลาในแนวเส้นตรง 
4.  เมื่อโมเลกุลของก๊าซชนกันเองหรือผนังของภาชนะจะมีการถ่ายเทพลังงานจลน์ระหว่างกันได้แต่ไม่มีการ           
     เปลี่ยนแปลงเป็นพลังงานรูปอื่น
5.  ที่อุณหภูมิเดียวกันก๊าซทุกชนิดจะมีพลังงานจลน์เฉลี่ยเท่ากัน  และแปรผันตรงกับอุณหภูมิเคลวิน  E = mv²
6.  ความดันของก๊าซจะเกิดจากการที่โมเลกุลเคลื่อนที่ชนผนังภาชนะเท่านั้น   การชนกันเองจะไม่ทำให้เกิดความดัน   โดยความดันจะสูงถ้าโมเลกุลชนผนังด้วยความเร็วและความแรงสูง  รวมถึงความถี่ในการชนผนังภาชนะสูง

กฎของบอยล์ (Boyle ^, s  Law) 
    “  เมื่อใช้อุณหภูมิและมวลของก๊าซคงที่  ปริมาตรของก๊าซจะแปรผกผันกับความดัน  ”                             

                                    P₁V₁   =   P₂V₂   =   P₃V₃              

กฎของชาร์ลส์ (Charles ^, law)
    “ เมื่อความดันและมวลของก๊าซคงที่  ปริมาตรของก๊าซจะแปรผันโดยตรง  กับอุณหภูมิเคลวิน ”

                                         =     =     

                                      

 กฎของเกย์ลุสแซก (Gay -  Lussac^, s  Law)                         
    “  เมื่อปริมาตรและมวลของก๊าซคงที่  ความดันของก๊าซจะแปรผันโดยตรงกับอุณหภูมิเคลวิน  ”

                                                           

                                        =       หรือ       =  

                        

กฎของอาโวกาโดร (Avogadro^, s  law)    
   “ เมื่ออุณหภูมิและความดันคงที่  ปริมาตรของก๊าซจะแปรผันโดยตรงกับปริมาณ  (จำนวนโมล)  ของก๊าซนั้น ”

                        

                                      =          หรือ      =  

กฎรวมของก๊าซ และ สมการภาวะของก๊าซอุดมคติ    (Combined  gas  law : equation  state  of  ideal  gas)
     กฎรวมก๊าซ เป็นการนำกฎของบอยล์และกฎของชาร์ลส์มารวมกัน  เพื่อแสดงความสัมพันธ์ระหว่าง  P , V  และ  T   

                   ใช้ความสัมพันธ์ดังนี้                          =     

สมการภาวะของก๊าซอุดมคติ

                                             PV    =    nRT

                               

ทฤษฎีจลน์กับกฎของบอยล์
ที่อุณหภูมิคงที่โมเลกุลของก๊าซชนิดเดียวกันจะเคลื่อนที่ด้วยความเร็วเฉลี่ยคงที่ เมื่อทำให้ปริมาตรของก๊าซลดลงโดยที่จำนวนโมเลกุลเท่าเดิม โมเลกุลที่อยู่ในภาชนะจะอัดกันแน่นมากขึ้น และมีโอกาสชนกับผนังบ่อยครั้งขึ้น หรือมีความดันเพิ่มขึ้นและเมื่อทำให้ปริมาตรเพิ่มขึ้นจะก่อให้เกิดที่ว่างมากขึ้น เป็นผลทำให้โมเลกุลชนกับผนังภาชนะน้อยลงซึ่งความดันจะลดลง

ทฤษฎีจลน์กับกฎของชาร์ลส์
เมื่ออุณหภูมิของก๊าซเพิ่มขึ้นจะทำให้ความเร็วเฉลี่ยของโมเลกุลของก๊าซเพิ่มขึ้น โมเลกุลจึงชนกับผนังของภาชนะได้บ่อยและแรงขึ้น ทำให้ความดันภายในภาชนะเพิ่มขึ้น เมื่อความดันเพิ่มจนมากกว่าความดันภายนอก ก๊าซในระบบจะขยายตัวออกเพื่อรักษาความดันให้คงที่ (ความดันภายในเท่ากับความดันภายนอก)ปริมาตรของก๊าซจึงเพิ่มขึ้นในทำนองเดียวกันเมื่อลดอุณหภูมิ โมเลกุลของก๊าซจะเคลื่อนที่ช้าลงทำให้อัตราการชนผนังภาชนะลดลง ความดันของระบบจึงลดลงดังนั้นก๊าซในระบบจึงหดตัวลงเพื่อจะทำให้ความดันคงที่  ปริมาตรของก๊าซจึงลดลง

ทฤษฎีจลน์กับกฎของเกย์ – ลูสแซก

เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น  พลังงานจลน์และความเร็วเฉลี่ยของโมเลกุลเพิ่มขึ้น  อัตราการชนผนังภาชนะและความเร่งในการชนเพิ่มขึ้น  แต่ปริมาตรภาชนะคงที่จึงทำให้ความดันของก๊าซในระบบเพิ่มขึ้น