ideaalikaasu on sellainen, joka noudattaa täsmälleen kineettisen molekyyliteorian opinkappaleita, jossa kaasuhiukkasten käyttämä tilavuus on mitätön suhteessa säiliön kokonaistilavuuteen, eikä merkittäviä molekyylien välisiä houkutuksia tai repulsioita ole.

Reaalikaasut voivat poiketa ideaalisesta käyttäytymisestä erityisesti korkeissa paineissa ja alhaisissa lämpötiloissa. Poikkeaman laajuus mitataan puristuvuuskertoimella. Puristuvuuskerroin saadaan ratkaisemalla ideaalikaasulaissa N: lle: jakamalla paineen ja tilavuuden tulo kaasuvakion ja lämpötilan tulolla (PV / RT) yhden moolin osalta tiettyä ainetta. Ihanteellisissa olosuhteissa tämän PV/RT: n suhteen pitäisi olla täsmälleen yhtä suuri kuin 1.

Reaalikaasut korkeassa paineessa

suuremmissa paineissa kaasumolekyylit ovat lähempänä toisiaan tilassa. Tämän tungoksen seurauksena kaasumolekyylit kokevat enemmän puoleensavetäviä molekyylien välisiä voimia. Intermolekulaariset voimat pitävät molekyylejä koossa enemmän, mikä vähentää törmäysten voimaa ja taajuutta kontin seinämän kanssa ja laskee siten painetta alle ideaaliarvojen. Myös korkeammassa paineessa molekyylit vievät suuremman osan säiliön tilavuudesta. Kun muut kaasumolekyylit vievät suuremman osan säiliön tilavuudesta, minkä tahansa molekyylin käytettävissä olevan säiliön tyhjänä oleva tilavuus on pienempi kuin ihanteellisissa olosuhteissa. Tämä käytettävissä olevan tilavuuden väheneminen aiheuttaa paineen nousun yli ihanteellisten olosuhteiden.

kuva 6.14. Kolmen kaasun likimääräiset puristuvuuskertoimet lämpötilassa 250 K.

Reaalikaasut alhaisessa lämpötilassa

lämpötila vaikuttaa myös poikkeamiin ideaalikaasujen käyttäytymisestä (Kuva 6.15). Lämpötilan laskiessa kaasuhiukkasten keskimääräinen liike-energia pienenee. Suuremmalla osalla kaasumolekyyleistä ei siis ole riittävää liike-energiaa naapuriatomien puoleensavetävien intermolekulaaristen voimien voittamiseksi. Tämä tarkoittaa sitä, että kaasumolekyylit ”tarttuvat” toisiinsa ja törmäävät säiliön seinämiin pienemmällä taajuudella ja voimalla, jolloin paine laskee alle ideaaliarvojen.

kuva 6.15. Typen likimääräinen puristuvuuskerroin eri lämpötiloissa.

van der Waalsin yhtälö

kuva 6.16 Johannes Diderik van der Waals

vuonna 1873 hollantilainen tiedemies Johannes van der Waals kehitti yhtälön, joka kompensoi poikkeamia ideaalikaasun käyttäytymisestä. Van der Waalsin yhtälössä käytetään kahta kokeellisesti määritettyä lisävakiota: A, joka on termi, jolla korjataan intermolekulaariset voimat, ja b, joka korjaa kaasumolekyylien tilavuuden (taulukko 6.3 ”valitut van der Waalsin vakiot Kaasumolekyyleille”).

on huomattava, että jos uudet termit a ja b ovat nolla (ideaaliolosuhteissa), yhtälö yksinkertaistuu takaisin ideaalikaasulakiin: PV = nRT.

taulukko 6.3 valitut van der Waalsin vakiot Kaasumolekyyleille.

4, 250

esimerkki 21

käytä van der Waalsin yhtälö ja taulukko 6.3, jolla määritetään 2,00 moolia happikaasua ilmakehässä 30,00 litran pullossa 25,0 oC: ssa.

ratkaisu

\left(P+a\ {\left}^2\right)\ \left(V-nb\right)=nRT\

\left(P+a\ {\left}^2\right)\ \left(V-nb\right)=nRT\
\left(P+{\rm 1.378}\frac{l^2atm}{{mol}^2}\ {\left}^2\right)\ \left(30.00\ l-2.00\ mol\ ({\rm 0.03183}\frac{{\rm l}}{{\rm mol}})\right)=(2.00\ mol)\ \left(0.08206\ l\ atm\ k^{-1}\ \ {mol}^{-1}\right)(\ 298.15\ k)\

p =1.63 atm