Ideaalikaasu

Wikipedia

Loikkaa: valikkoon, hakuun

Ideaalikaasu on yksinkertaisin kaasumaisen olomuodon teoreettinen malli. Siinä oletetaan, että kaasumolekyyleillä ei ole tilavuutta, ja ne vuorovaikuttavat keskenään yksinomaan elastisten törmäysten kautta.

Sisällysluettelo

[muokkaa] Ideaalikaasu approksimaationa

Ideaalikaasulaki on hypoteettinen käsite, eikä mikään kaasu noudata sitä tarkalleen. Todelliset eli reaalikaasut noudattavat ideaalikaasumallia parhaiten matalassa paineessa ja korkeassa lämpötilassa molekyylien ollessa etäällä toisistaan,[1] jolloin siinä ei tapahdu ionisaatiota tai kemiallisia reaktioita.

Ideaalikaasun tilanyhtälön avulla voidaan arvioida esimerkiksi varastoon vuotaneen räjähdysherkän kaasun prosentuaalista osuutta ja siten arvioida sen mahdollista herkkyyttä. Huoneenlämmössä ideaalikaasujen lakeja noudattavat käytännössä varsin tarkoin sellaiset kaasut kuten typpi, happi ja varsinkin helium, joilla on alhainen tiivistymispiste.

Sitä vastoin esimerkiksi ammoniakin ja hiilidioksidin tiivistymispiste on korkeampi ja poikkamat ideaalikaasujen laista huomattavampia. Reaalikaasuja voi kuvata tarkemmin monimutkaisemmilla tilanyhtälöillä, esimerkiksi van der Waalsin yhtälöllä.

[muokkaa] Kaasujen yleinen tilanyhtälö

Ideaalikaasua kuvaavat Boylen, Charlesin ja Gay-Lussacin lait. Boylen lain mukaan vakiolämpötilassa kaasun paine on kääntäen verrannollinen sen tilavuuteen. Gay-Lussacin lain mukaan taas vakiotilavuudessa kaasun paine on suoraan verrannollinen sen absoluuttiseen lämpötilaan. Ne yhdistämällä saadaan kaasujen yleinen tilanyhtälö

\frac{pV}{T}=vakio \ \!.

Avogadron lain mukaan samassa paineessa ja lämpötilassa yhtä suuri tilavuus mitä tahansa kaasua sisältää yhtä monta molekyyliä. Kun tämä yhdistetään edellisiin, saadaan ideaalikaasun tilanyhtälö muotoon[1][2]

pV = nRT = NkT \ \!,

missä

[muokkaa] Ideaalikaasujen yhtälöt taulukoituna

Suure Yleinen yhtälö Isobaarinen prosessi
(Charlesin laki)		 Isokoorinen prosessi
(Gay-Lussacin laki)		 Isoterminen prosessi
(Boylen laki)		 Adiabaattinen prosessi
Vakiona pysyvä suure Paine, \Delta P=0\; Tilavuus, \Delta V=0\; Lämpötila \Delta T=0\; Lämpömäärä q=0\;
m\; 0\; \infty\; 1\; \gamma=\frac {C_P}{C_V}=\frac {5}{3}\,
Työ
ΔW		 \begin{matrix}w=-\int_{V_1}^{V_2} pdV \end{matrix} -p\left ( V_2-V_1 \right )\; 0\; -nRT\ln\frac{V_2}{V_1}\; C_V\left ( T_2-T_1 \right )\;
Lämpökapasiteetti
C		 C_p = (5/2)nR\; C_V = (3/2)nR \; C_p\; tai C_V\; C_p\; tai C_V\;
Sisäenergia
ΔU		 \Delta U = \frac{3}{2} nR\Delta T\; q+w\;
q_p-p\Delta V\;		 q\;
C_V\left ( T_2-T_1 \right )\;		 0\;
q=w\;		 w\;
C_V\left ( T_2-T_1 \right )\;
Entalpia
ΔH		 H=U+pV\; C_p\left ( T_2-T_1 \right )\; q_V+V\Delta P\; 0\; C_p\left ( T_2-T_1 \right )\;
Entropia
ΔS		 \begin{matrix}\Delta S=-\int_{T_1}^{T_2} \frac {C}{T}dT \end{matrix}lähde? C_p\ln\frac{T_2}{T_1}\; C_V\ln\frac{T_2}{T_1}\; nR\ln\frac{V_2}{V_1}\;
\frac{q}{T}\;		 C_p\ln\frac{V_2}{V_1}+C_V\ln\frac{p_2}{p_1}=0\;

[muokkaa] Viitteet

  1. ↑ 1,0 1,1 Young & Freedman: University Physics with Modern Physics, 11. painos, s. 686. Pearson, 2004. ISBN 0-321-20469-7. (englanniksi)
  2. ↑ HyperPhysics - Ideal Gas Law (englanniksi)
Haettu osoitteesta http://fi.wikipedia.org/wiki/Ideaalikaasu
Henkilökohtaiset työkalut