Introducere
Legea gazului ideal este o ecuație simplă care demonstrează relația dintre temperatură, presiune și volum pentru gaze. Aceste relații specifice derivă din Legea lui Charles, Legea lui Boyle și Legea lui Gay-Lussac. Legea lui Charles identifică proporționalitatea directă dintre volum și temperatură la presiune constantă, Legea lui Boyle identifică proporționalitatea inversă dintre presiune și volum la o temperatură constantă, iar Legea lui Gay-Lussac identifică proporționalitatea directă dintre presiune și temperatură la un volum constant. Combinate, acestea formează ecuația Legii gazelor ideale: PV = NRT. P este presiunea, V este volumul, N este numărul de moli de gaz, R este constanta universală a gazelor, iar T este temperatura absolută.
Constanta universală a gazelor R este un număr care satisface proporționalitățile din relația presiune-volum-temperatură. R are diferite valori și unități care depind de specificațiile de presiune, volum, moli și temperatură ale utilizatorului. Diferite valori pentru R se găsesc în baze de date online sau utilizatorul poate utiliza analiza dimensională pentru a converti unitățile observate de presiune, volum, moli și temperatură pentru a corespunde unei valori R cunoscute. Atâta timp cât unitățile sunt consecvente, ambele abordări sunt acceptabile. Valoarea temperaturii din Legea gazului ideal trebuie să fie în unități absolute (Rankine sau Kelvin ) pentru a preveni ca partea dreaptă să fie zero, ceea ce încalcă relația presiune-volum-temperatură. Conversia în unități absolute de temperatură este o simplă adăugare fie la temperatura Fahrenheit (F), fie la temperatura Celsius (C): Grade R = F + 459,67 și K = C + 273,15.
Pentru ca un gaz să fie „ideal” există patru ipoteze de guvernare:
-
Particulele de gaz au un volum neglijabil.
-
Particulele de gaz sunt de dimensiuni egale și nu au forțe intermoleculare (atracție sau repulsie) cu alte particule de gaz.
-
Particulele de gaz se deplasează aleatoriu în acord cu legile de mișcare ale lui Newton.
-
Particulele de gaz au ciocniri elastice perfecte, fără pierderi de energie.
În realitate, nu există gaze ideale. Orice particulă de gaz posedă un volum în cadrul sistemului (o cantitate infimă, dar totuși prezentă), ceea ce încalcă prima ipoteză. În plus, particulele de gaz pot avea dimensiuni diferite; de exemplu, hidrogenul gazos este semnificativ mai mic decât xenonul gazos. Gazele dintr-un sistem au forțe intermoleculare cu particulele de gaz învecinate, în special la temperaturi scăzute, când particulele nu se mișcă rapid și interacționează între ele. Chiar dacă particulele de gaz se pot mișca la întâmplare, ele nu au coliziuni elastice perfecte din cauza conservării energiei și momentului în cadrul sistemului.
În timp ce gazele ideale sunt strict o concepție teoretică, gazele reale se pot comporta ideal în anumite condiții. Sistemele care au fie presiuni foarte scăzute, fie temperaturi ridicate permit ca gazele reale să fie estimate ca fiind „ideale”. Presiunea scăzută a unui sistem permite particulelor de gaz să experimenteze mai puține forțe intermoleculare cu alte particule de gaz. În mod similar, sistemele cu temperaturi ridicate permit particulelor de gaz să se deplaseze rapid în cadrul sistemului și să prezinte mai puține forțe intermoleculare între ele. Prin urmare, în scopuri de calcul, gazele reale pot fi considerate „ideale” fie în sisteme de joasă presiune, fie în sisteme de temperatură ridicată.
Legea gazului ideal este valabilă și în cazul unui sistem care conține mai multe gaze ideale; acesta este cunoscut ca un amestec de gaze ideale. Cu mai multe gaze ideale într-un sistem, se presupune în continuare că aceste particule nu au nicio interacțiune intermoleculară între ele. Un amestec de gaze ideale împarte presiunea totală a sistemului în contribuțiile presiunii parțiale ale fiecăreia dintre diferitele particule de gaz. Acest lucru permite ca ecuația anterioară a gazului ideal să fie rescrisă ca: Pi-V = ni-R-T. În această ecuație, Pi este presiunea parțială a speciei i și ni sunt molii speciei i. În condiții de presiune joasă sau temperatură ridicată, amestecurile de gaze pot fi considerate amestecuri de gaze ideale pentru ușurința calculelor.
Când sistemele nu se află la presiuni joase sau temperaturi ridicate, particulele de gaz sunt capabile să interacționeze între ele; aceste interacțiuni inhibă foarte mult acuratețea legii gazelor ideale. Cu toate acestea, există alte modele, cum ar fi ecuația de stare Van der Waals, care țin cont de volumul particulelor de gaz și de interacțiunile intermoleculare. Discuția dincolo de Legea Gazului Ideal iese din sfera de aplicare a acestui articol.
.