Echte gassen

Aannames van de ideale gaswet

De ideale gaswet is gebaseerd op een reeks aannames over gasdeeltjes.

1. Alle gasdeeltjes zijn voortdurend in beweging en botsingen tussen de gasmoleculen en de wanden van de container veroorzaken de druk van het gas.
2. De deeltjes zijn zo klein dat hun volume verwaarloosbaar is vergeleken met het volume dat het gas inneemt.
3. De deeltjes werken niet op elkaar in. Er zijn geen aantrekkende of afstotende krachten tussen hen.
4. De gemiddelde kinetische energie van de gasdeeltjes is evenredig met de temperatuur.

De eerste aanname is waar bij elke temperatuur boven het absolute nulpunt.
De vierde aanname is waar voor kleine gasmoleculen. Wanneer er meerdere atomen in een molecuul zijn, gaat een deel van de interne energie naar moleculaire trillingen in plaats van naar translatiebewegingen. In zeer grote moleculen kan dit een aanzienlijk deel van de totale energie zijn, zodat de KEave iets lager zou zijn dan voorspeld door de ideale gaswet. (We zullen de volgende keer dieper ingaan op moleculaire trillingen.)

Atomair/Moleculair Volume

Voor de meeste gassen bij atmosferische druk is het volume van het gasdeeltje echt onbelangrijk. Kijk bijvoorbeeld naar helium, met een atomaire straal van 31 x 10-12 m.

volume heliumatoom = 4/3r3 = (4/3)(3,1415)(29791 x 10-36 m3) = 1,2 x 10-31 m3
volume van 1.0 mol He-atomen = 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

We weten dat 1,0 mol gas 24,47 L volume moet innemen. De atomen van helium nemen 7,5 x 10-5/24,47 of 0,00031% van het volume van het gas in. Voor helium bij 1 atmosfeer druk is dit een uitstekende aanname.
Voor zeer grote gasmoleculen en bij zeer hoge drukken kan het volume van de deeltjes aanzienlijk worden. Onder deze omstandigheden kan een correctie op de ideale gaswet worden toegepast die rekening houdt met het werkelijk beschikbare volume.

Atomaire/Moleculaire interacties

Alle atomen en moleculen in de gasfase hebben zowel afstotende als aantrekkende interacties met andere atomen en moleculen. Het grootste deel van het volume van een atoom is te danken aan zijn negatief geladen elektronenwolk. De elektrostatische wisselwerking van twee gebieden met dezelfde lading is afstotend, dus wanneer twee atomen elkaar in de gasfase tegenkomen, hebben hun elektronenwolken de neiging ze uit elkaar te duwen. De afstotende wisselwerking is vooral sterk wanneer het gas onder hoge druk staat omdat het aantal botsingen tussen gasdeeltjes toeneemt met de druk. Hoe beïnvloedt deze wisselwerking de druk? Bedenk dat de druk het gevolg is van de kracht van de gasdeeltjes met een oppervlakte-eenheid van de container. Gasdeeltjes zullen de wand van de container met iets meer kracht raken als ze zijn voortgeduwd door de elektronenwolk van een ander deeltje. De positie van een elektronenwolk rond een gasdeeltje is niet constant. Zij kan fluctueren en zo het deeltje achterlaten met gedeeltelijk positieve delen en gedeeltelijk negatieve delen. De negatieve elektronenwolk van een ander atoom in de gasfase zou elektrostatisch aangetrokken worden door het positieve deel van het eerste deeltje. Sommige gasmoleculen hebben permanente dipolen, gebieden met een overmaat aan positieve lading en een overmaat aan negatieve lading, als gevolg van polaire bindingen. De aantrekkingskrachten tussen gasfasedeeltjes worden van der Waals krachten genoemd. In de mate dat de gasdeeltjes aan elkaar kleven, zelfs zeer kort, vermindert het aantal vrije deeltjes samen met de gasdruk.

Er bestaat een correctie op de ideale gaswet die kan worden toegepast om rekening te houden met de kleine drukveranderingen die het gevolg zijn van de krachten tussen de deeltjes.