Todelliset kaasut

Ideaalikaasulain oletukset

Ideaalikaasulaki perustuu useisiin kaasuhiukkasia koskeviin oletuksiin.

1. Kaikki kaasuhiukkaset ovat jatkuvassa liikkeessä, ja kaasumolekyylien ja säiliön seinämien väliset törmäykset aiheuttavat kaasun paineen.
2. Hiukkaset ovat niin pieniä, että niiden tilavuus on mitättömän pieni verrattuna kaasun tilavuuteen.
3. Hiukkaset eivät ole vuorovaikutuksessa. Niiden välillä ei ole veto- tai hylkiviä voimia.
4. Kaasuhiukkasten keskimääräinen liike-energia on verrannollinen lämpötilaan.

Ensimmäinen oletus pätee kaikissa absoluuttisen nollapisteen ylittävissä lämpötiloissa.
Neljäs oletus pätee pienille kaasumolekyyleille. Kun molekyylissä on useita atomeja, osa sisäisestä energiasta menee molekyylin värähtelyihin eikä translaatioliikkeeseen. Hyvin suurissa molekyyleissä tämä voi olla merkittävä osa kokonaisenergiasta, joten KEave olisi hieman alhaisempi kuin ideaalikaasulaki ennustaa. (Keskustelemme molekyylivärähtelyistä tarkemmin seuraavalla kerralla.)

Atomin/molekyylin tilavuus

Useimmille kaasuille ilmakehän paineessa kaasuhiukkasen tilavuus on todella merkityksetön. Tarkastellaan esimerkiksi heliumia, jonka atomisäde on 31 x 10-12 m.

Heliumatomin tilavuus = 4/3r3 = (4/3)(3,1415)(29791 x 10-36 m3) = 1,2 x 10-31 m3
tilavuus 1.0 mol He-atomia = 1,2 x 10-31 m3 x 6,02 x 1023
= 7,5 x 10-8 m3 = 7,5 x 10-8 m3 x 103 L/m3 = 7,5 x 10-5 L

Tiedämme, että 1,0 mol:n kaasun tilavuuden pitäisi olla 24,47 L. Heliumin atomit vievät 7,5 x 10-5/24,47 eli 0,00031 % kaasun tilavuudesta. 1 ilmakehän paineessa olevalle heliumille tämä on erinomainen oletus.
Erittäin suurilla kaasumolekyyleillä ja erittäin korkeissa paineissa hiukkasten tilavuus voi nousta merkittäväksi. Ideaalikaasulakiin on olemassa korjaus, jota voidaan soveltaa näissä olosuhteissa ja joka ottaa huomioon todellisuudessa käytettävissä olevan tilavuuden.

Atomien ja molekyylien vuorovaikutukset

Kaikkeilla kaasufaasissa olevilla atomeilla ja molekyyleillä on sekä hylkiviä että vetovoimaista vuorovaikutusta toisiin atomeihin ja molekyyleihin nähden. Kaikkien atomeiden ja molekyylien tilavuudestakin suurin osa aiheutuu negatiivisesti varautuneesta elektronipilvestä. Kahden saman varauksen omaavan alueen sähköstaattinen vuorovaikutus on hylkivä, joten kun kaksi atomia kohtaa toisensa kaasufaasissa, niiden elektronipilvet pyrkivät työntämään ne erilleen. Torjuva vuorovaikutus on erityisen voimakas, kun kaasu on korkeassa paineessa, koska kaasuhiukkasten välisten törmäysten määrä kasvaa paineen myötä. Miten tämä vuorovaikutus vaikuttaa paineeseen? Muista, että paine johtuu kaasuhiukkasten voimasta säiliön pinta-alayksikköä kohti. Kaasuhiukkaset iskeytyvät astian seinämään hieman suuremmalla voimalla, jos ne ovat saaneet työntöä toisen hiukkasen elektronipilvestä. Elektronipilven sijainti kaasuhiukkasen ympärillä ei ole vakio. Se voi vaihdella ja siten jättää hiukkaselle osittain positiivisia ja osittain negatiivisia osia. Toisen kaasufaasiatomin negatiivinen elektronipilvi vetäisi sähköstaattisesti puoleensa ensimmäisen hiukkasen positiivista osaa. Joillakin kaasumolekyyleillä on polaarisista sidoksista johtuvia pysyviä dipoleja, alueita, joissa on ylimääräinen positiivinen varaus ja ylimääräinen negatiivinen varaus. Gasufaasin hiukkasten välisiä vetovoimia kutsutaan van der Waalsin voimiksi. Sikäli kuin kaasuhiukkaset tarttuvat toisiinsa edes hyvin lyhytaikaisesti, vapaiden hiukkasten määrä vähenee kaasun paineen mukana.

Ideaalikaasulakiin voidaan soveltaa korjausta, jolla voidaan ottaa huomioon hiukkasten välisistä voimista johtuvat pienet paineenmuutokset.