Introduktion

Den ideelle gaslov er en simpel ligning, der viser forholdet mellem temperatur, tryk og volumen for gasser. Disse specifikke forhold stammer fra Charles’ lov, Boyles lov og Gay-Lussacs lov. Charles’ lov angiver den direkte proportionalitet mellem volumen og temperatur ved konstant tryk, Boyles lov angiver den omvendte proportionalitet mellem tryk og volumen ved en konstant temperatur, og Gay-Lussacs lov angiver den direkte proportionalitet mellem tryk og temperatur ved konstant volumen. Tilsammen udgør disse ligninger den ideelle gaslov ligningen: PV = NRT. P er trykket, V er volumenet, N er antallet af mol af gas, R er den universelle gaskonstant, og T er den absolutte temperatur.

Den universelle gaskonstant R er et tal, der opfylder proportionaliteterne i forholdet mellem tryk, volumen og temperatur. R har forskellige værdier og enheder, der afhænger af brugerens specifikationer for tryk, volumen, mol og temperatur. Der findes forskellige værdier for R i online-databaser, eller brugeren kan anvende dimensionsanalyse til at konvertere de observerede enheder for tryk, volumen, mol og temperatur til en kendt R-værdi. Så længe enhederne er konsistente, er begge fremgangsmåder acceptable. Temperaturværdien i den ideelle gaslov skal være i absolutte enheder (Rankine eller Kelvin ) for at undgå, at højre side bliver nul, hvilket er i strid med forholdet mellem tryk, volumen og temperatur. Omregningen til absolutte temperaturenheder er en simpel tilføjelse til enten Fahrenheit- (F) eller Celsius-temperaturen (C): Grader R = F + 459,67 og K = C + 273,15.

For at en gas kan være “ideel” er der fire styrende antagelser:

1. Gaspartiklerne har et ubetydeligt volumen.
2. Gaspartiklerne er lige store og har ikke intermolekylære kræfter (tiltrækning eller frastødning) med andre gaspartikler.
3. Gaspartiklerne bevæger sig tilfældigt i overensstemmelse med Newtons bevægelseslove.
4. Gaspartiklerne har perfekte elastiske kollisioner uden energitab.

I virkeligheden findes der ingen ideelle gasser. Enhver gaspartikel besidder et volumen i systemet (en meget lille mængde, men ikke desto mindre til stede), hvilket strider mod den første antagelse. Desuden kan gaspartikler være af forskellig størrelse; f.eks. er brintgas betydeligt mindre end xenongas. Gasser i et system har intermolekylære kræfter med de omkringliggende gaspartikler, især ved lave temperaturer, hvor partiklerne ikke bevæger sig hurtigt og interagerer med hinanden. Selv om gaspartikler kan bevæge sig tilfældigt, har de ikke perfekte elastiske kollisioner på grund af bevarelsen af energi og impuls i systemet.

Selv om ideelle gasser udelukkende er en teoretisk opfattelse, kan virkelige gasser opføre sig ideelt under visse betingelser. Systemer, der enten har meget lave tryk eller høje temperaturer, gør det muligt at anslå virkelige gasser som “ideelle”. Det lave tryk i et system gør det muligt for gaspartiklerne at opleve færre intermolekylære kræfter med andre gaspartikler. På samme måde gør systemer med høj temperatur det muligt for gaspartiklerne at bevæge sig hurtigt i systemet og udvise færre intermolekylære kræfter med hinanden. Til beregningsformål kan virkelige gasser derfor betragtes som “ideelle” i enten lavtryks- eller højtemperatursystemer.

Den ideelle gaslov gælder også for et system, der indeholder flere ideelle gasser; dette kaldes en ideel gasblanding. Med flere ideelle gasser i et system antages det stadig, at disse partikler ikke har nogen intermolekylære vekselvirkninger med hinanden. En idealgasblanding opdeler systemets samlede tryk i partialtrykbidrag fra hver af de forskellige gaspartikler. Dette gør det muligt at omskrive den tidligere idealgasligning til følgende: Pi-V = ni-R-T. I denne ligning er Pi partialtrykket for art i og ni er mol af art i. Ved lavt tryk eller høj temperatur kan gasblandinger betragtes som idealgasblandinger for at lette beregningen.

Når systemer ikke er ved lavt tryk eller høj temperatur, kan gaspartiklerne interagere med hinanden; disse interaktioner hæmmer i høj grad idealgaslovens nøjagtighed. Der findes imidlertid andre modeller, f.eks. Van der Waals-tilstandsligningen, der tager højde for gaspartiklernes volumen og de intermolekylære vekselvirkninger. Diskussionen ud over den ideelle gaslov ligger uden for rammerne af denne artikel.