Ideaalikaasulaki

Kohteesta Wikipedia
Siirry navigaatioon Siirry hakuun
Ideal gas isotherms.svg

Ideaalikaasulaki, jota kutsutaan myös yleiseksi kaasulaiksi, on malli, jolla kuvataan teoreettista ideaalikaasua. Se on likiarvo monen kaasun käyttäytymisestä erilaisissa olosuhteissa, vaikka sillä onkin tiettyjä rajoituksia. Ensimmäisenä lain toi julki Émile Clapeyron vuonna 1834. Laki on yhdistelmä kokeellisesta Boylen laista, Charlesin laista ja Avogadron laista. Ideaalikaasulaki kirjoitetaan usein muodossa

jossa:

Laki voidaan myös johtaa kineettisestä kaasuteoriasta, jonka on saavuttanut August Krönig vuonna 1856 ja Rudolf Clausius vuonna 1857.

Yhtälö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Molekyylien törmäykset suljetussa astiassa (kaasupullo) osoitetaan oikeanpuoleisessa kuvassa. Nuolet edustavat molekyylien satunnaista liikettä ja törmäyksiä. Kaasun paine ja lämpötila ovat suoraan verrannollisia: kun lämpötila kasvaa, myös kaasun paine kasvaa.

Kaasun olomuoto määräytyy sen paineen, tilavuuden ja lämpötilan mukaan. Yhtälössä käytettävä lämpötila on absoluuttinen lämpötila, jolloin sen yksikkö on kelvin (K).

Yleiset muodot[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Yleisimmin käytetty muoto on

jossa:

  • on kaasun paine
  • on kaasun tilavuus
  • on kaasun ainemäärä (mol)
  • on molekyylien määrä kaasussa
  • on moolinen kaasuvakio
  • on Boltzmannin vakio
  • on kaasun absoluuttinen lämpötila.

SI-järjestelmässä P ilmoitetaan pascaleina, V ilmoitetaan kuutiometreinä, n ilmoitetaan mooleina, ja T kelvineinä. R on 8.314 J/(K·mol) ≈ 2 cal/(K·mol), tai 0.08206 L·atm/(mol·K).

Molaarinen muoto[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kaasun määrä voidaan määritellä massan sijasta kaasun ainemäärän avulla. Siksi ideaalikaasulain vaihtoehtoinen muoto saattaa olla hyödyllinen. Ainemäärä (n) (mooleina, mol) on verrannollinen kaasun massaan (m, yksikkö g) jaettuna moolimassalla (M, yksikkö g/mol).

Sijoittamalla n:n paikalle m/M ja käyttämällä tiheyden kaavaa ρ = m/V, saadaan:


Tämä ideaalikaasulain muoto on erityisen käytännöllinen, koska se yhdistää paineen, tiheyden ja lämpötilan yhdeksi kaavaksi.

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Viitteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Lisää lukemista[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ulkoiset linkit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]