Wprowadzenie
Prawo gazu idealnego jest prostym równaniem demonstrującym związek między temperaturą, ciśnieniem i objętością dla gazów. Te specyficzne relacje wynikają z prawa Charlesa, prawa Boyle’a i prawa Gay-Lussaca. Prawo Charlesa określa bezpośrednią proporcjonalność pomiędzy objętością i temperaturą przy stałym ciśnieniu, prawo Boyle’a określa odwrotną proporcjonalność ciśnienia i objętości przy stałej temperaturze, a prawo Gay-Lussaca określa bezpośrednią proporcjonalność ciśnienia i temperatury przy stałej objętości. W połączeniu tworzą one równanie prawa gazów idealnych: PV = NRT. P jest ciśnieniem, V jest objętością, N jest liczbą moli gazu, R jest uniwersalną stałą gazową, a T jest temperaturą bezwzględną.
Uniwersalna stała gazowa R jest liczbą, która spełnia proporcjonalność relacji ciśnienie-objętość-temperatura. R ma różne wartości i jednostki, które zależą od ciśnienia użytkownika, objętości, moli i specyfikacji temperatury. Różne wartości R są dostępne w internetowych bazach danych, lub użytkownik może użyć analizy wymiarowej, aby przekonwertować zaobserwowane jednostki ciśnienia, objętości, moli i temperatury, aby dopasować znaną wartość R. Tak długo, jak jednostki są spójne, oba podejścia są akceptowalne. Wartość temperatury w prawie gazu idealnego musi być w jednostkach bezwzględnych (Rankine lub Kelvin ), aby uniknąć sytuacji, w której prawa strona jest równa zero, co narusza zależność ciśnienie-objętość-temperatura. Konwersja na bezwzględne jednostki temperatury jest prostym dodaniem do temperatury Fahrenheita (F) lub Celsjusza (C): Stopnie R = F + 459,67 i K = C + 273,15.
Aby gaz był „idealny”, należy przyjąć cztery założenia:
-
Cząsteczki gazu mają pomijalną objętość.
-
Cząsteczki gazu są jednakowej wielkości i nie mają sił międzycząsteczkowych (przyciągania lub odpychania) z innymi cząsteczkami gazu.
-
Cząstki gazu poruszają się losowo zgodnie z prawami ruchu Newtona.
-
Cząstki gazu mają doskonałe elastyczne zderzenia bez utraty energii.
W rzeczywistości nie ma gazów idealnych. Każda cząsteczka gazu posiada objętość w układzie (niewielką, ale jednak), co narusza pierwsze założenie. Dodatkowo, cząsteczki gazu mogą mieć różne rozmiary, np. wodór jest znacznie mniejszy od ksenonu. Gazy w układzie mają siły międzycząsteczkowe z sąsiednimi cząsteczkami gazu, szczególnie w niskich temperaturach, gdzie cząsteczki nie poruszają się szybko i oddziałują ze sobą. Nawet jeśli cząsteczki gazu mogą poruszać się losowo, nie mają one doskonałych elastycznych zderzeń z powodu zachowania energii i pędu w systemie.
Chociaż gazy idealne są ściśle teoretyczną koncepcją, rzeczywiste gazy mogą zachowywać się idealnie w pewnych warunkach. Systemy, które mają albo bardzo niskie ciśnienia lub wysokie temperatury umożliwiają rzeczywiste gazy być oszacowane jako „idealne”. Niskie ciśnienie w systemie pozwala cząsteczkom gazu doświadczać mniej sił międzycząsteczkowych z innymi cząsteczkami gazu. Podobnie, systemy wysokotemperaturowe pozwalają cząsteczkom gazu poruszać się szybko w systemie i wykazywać mniej sił międzycząsteczkowych między sobą. Dlatego też, do celów obliczeniowych, gazy rzeczywiste można uznać za „idealne” w systemach niskociśnieniowych lub wysokotemperaturowych.
Prawo gazów idealnych odnosi się również do systemu zawierającego wiele gazów idealnych; jest to znane jako idealna mieszanina gazów. Z wielu gazów idealnych w systemie, te cząsteczki są nadal zakłada się, że nie mają żadnych oddziaływań międzycząsteczkowych ze sobą. Mieszanina gazów idealnych dzieli całkowite ciśnienie układu na udziały ciśnień cząstkowych każdej z cząsteczek gazu. Dzięki temu poprzednie równanie gazu idealnego można zapisać jako: Pi-V = ni-R-T. W tym równaniu Pi jest ciśnieniem cząstkowym gatunku i, a ni są molami gatunku i. W warunkach niskiego ciśnienia lub wysokiej temperatury, mieszaniny gazów mogą być uważane za mieszaniny gazów idealnych dla ułatwienia obliczeń.
Gdy systemy nie są w niskich ciśnieniach lub wysokich temperaturach, cząsteczki gazu są w stanie oddziaływać ze sobą; te interakcje znacznie hamują dokładność prawa gazu idealnego. Istnieją jednak inne modele, takie jak równanie stanu Van der Waalsa, które uwzględniają objętość cząsteczek gazu i oddziaływania międzycząsteczkowe. Dyskusja poza Prawem Gazu Idealnego wykracza poza zakres tego artykułu.