Introduction

De Ideale Gaswet is een eenvoudige vergelijking die de relatie tussen temperatuur, druk en volume voor gassen aantoont. Deze specifieke relaties vloeien voort uit de wet van Charles, de wet van Boyle en de wet van Gay-Lussac. De Wet van Charles geeft de directe evenredigheid aan tussen volume en temperatuur bij constante druk, de Wet van Boyle geeft de omgekeerde evenredigheid aan tussen druk en volume bij een constante temperatuur, en de Wet van Gay-Lussac geeft de directe evenredigheid aan tussen druk en temperatuur bij een constant volume. Gecombineerd vormen deze de vergelijking van de ideale gaswet: PV = NRT. P is de druk, V is het volume, N is het aantal mol gas, R is de universele gasconstante, en T is de absolute temperatuur.

De universele gasconstante R is een getal dat voldoet aan de evenredigheden van de druk-volume-temperatuurrelatie. R heeft verschillende waarden en eenheden die afhangen van de druk-, volume-, mol-, en temperatuurspecificaties van de gebruiker. Verschillende waarden voor R zijn te vinden in online databases, of de gebruiker kan met behulp van dimensionale analyse de waargenomen eenheden van druk, volume, mol, en temperatuur omrekenen naar een bekende R-waarde. Zolang de eenheden consistent zijn, is beide benaderingen aanvaardbaar. De temperatuurwaarde in de ideale gaswet moet in absolute eenheden (Rankine of Kelvin ) worden uitgedrukt om te voorkomen dat het rechterlid nul is, wat een inbreuk zou betekenen op de druk-volume-temperatuurrelatie. De omzetting naar absolute temperatuureenheden is een eenvoudige optelling van de Fahrenheit (F) of de Celsius (C) temperatuur: Graden R = F + 459,67 en K = C + 273,15.

Om een gas “ideaal” te laten zijn, zijn er vier vooronderstellingen:

1. De gasdeeltjes hebben een verwaarloosbaar volume.
2. De gasdeeltjes zijn even groot en hebben geen intermoleculaire krachten (aantrekking of afstoting) met andere gasdeeltjes.
3. De gasdeeltjes bewegen willekeurig in overeenstemming met de Bewegingswetten van Newton.
4. De gasdeeltjes hebben perfecte elastische botsingen zonder energieverlies.

In werkelijkheid bestaan er geen ideale gassen. Elk gasdeeltje bezit een volume binnen het systeem (een minieme hoeveelheid, maar niettemin aanwezig), wat in strijd is met de eerste veronderstelling. Bovendien kunnen gasdeeltjes verschillend van grootte zijn; waterstofgas is bijvoorbeeld aanzienlijk kleiner dan xenongas. Gassen in een systeem hebben wel intermoleculaire krachten met naburige gasdeeltjes, vooral bij lage temperaturen waar de deeltjes niet snel bewegen en met elkaar interageren. Hoewel gasdeeltjes willekeurig kunnen bewegen, hebben zij geen perfecte elastische botsingen als gevolg van het behoud van energie en momentum binnen het systeem.

Hoewel ideale gassen strikt theoretisch zijn, kunnen echte gassen zich onder bepaalde omstandigheden ideaal gedragen. Systemen met een zeer lage druk of hoge temperatuur maken het mogelijk reële gassen als “ideaal” te beschouwen. De lage druk van een systeem laat toe dat de gasdeeltjes minder intermoleculaire krachten ondervinden met andere gasdeeltjes. Evenzo zorgen systemen met een hoge temperatuur ervoor dat de gasdeeltjes zich snel binnen het systeem kunnen bewegen en minder intermoleculaire krachten met elkaar vertonen. Daarom kunnen reële gassen voor berekeningsdoeleinden als “ideaal” worden beschouwd in systemen met lage druk of hoge temperatuur.

De ideale gaswet geldt ook voor een systeem dat meerdere ideale gassen bevat; dit staat bekend als een ideaal gasmengsel. Bij meerdere ideale gassen in een systeem wordt nog steeds aangenomen dat deze deeltjes geen intermoleculaire interacties met elkaar hebben. Een ideaal gasmengsel verdeelt de totale druk van het systeem in de partiële drukbijdragen van elk van de verschillende gasdeeltjes. Hierdoor kan de voorgaande ideale gasvergelijking worden herschreven als: Pi-V = ni-R-T. In deze vergelijking is Pi de partiële druk van soort i en ni de mol van soort i. Bij lage druk of hoge temperatuur kunnen gasmengsels voor het rekengemak als ideale gasmengsels worden beschouwd.

Wanneer systemen zich niet bij lage druk of hoge temperatuur bevinden, kunnen de gasdeeltjes met elkaar interageren; deze interacties belemmeren in hoge mate de nauwkeurigheid van de ideale gaswet. Er zijn echter andere modellen, zoals de Van der Waals toestandsvergelijking, die rekening houden met het volume van de gasdeeltjes en de intermoleculaire interacties. De bespreking buiten de Ideale Gaswet valt buiten het bestek van dit artikel.