Artikel: Wet van Boyle, Wet van Charles, Wet van Gay-Lussac
Wet van Boyle
Robert Boyle (1627-1691) voerde experimenten uit om de kwantitatieve relatie tussen gasdruk en volume te onderzoeken. Dit experiment werd uitgevoerd door een bepaalde hoeveelheid gas in een gesloten container te brengen. Na een vrij nauwkeurige benadering ontdekte hij dat, als de gastemperatuur constant werd gehouden, het gasvolume afnam wanneer de gasdruk toenam. Omgekeerd nam het gasvolume toe wanneer de gasdruk afnam. Gasdruk is omgekeerd evenredig met gasvolume. Deze relatie staat bekend als de wet van Boyle. Mathematisch gezien:
De wet van Boyle kan ook als volgt worden geschreven:
PV = constante → vergelijking 1
P 1 V 1 = P 2 V 2 → vergelijking 2
De betekenis van vergelijking 1 is dat bij een constante temperatuur (T) het volume (V) van het gas verandert als de druk (P) van het gas verandert.
zodat de uitkomst van de vermenigvuldiging tussen druk en volume altijd constant is. Als de gasdruk toeneemt, neemt het gasvolume af, en omgekeerd: als de gasdruk afneemt, neemt het gasvolume toe. Daarom is de vermenigvuldiging tussen druk en volume altijd constant.
De grafiek die het verband tussen volume en druk weergeeft, ziet eruit zoals in de afbeelding hieronder. Op basis van de resultaten van het experiment ontdekte Robert Boyle dat het volume van een gas onregelmatig verandert, waardoor de lijnen in de grafiek gebogen lijken. De druk die in de grafiek wordt weergegeven, is de absolute druk.
de wet van Charles
Honderd jaar nadat Robert Boyle het verband tussen volume en druk ontdekte, onderzocht de Franse wetenschapper Jacques Charles (1746-1823) het verband tussen temperatuur en gasvolume. Op basis van de resultaten van het experiment ontdekte hij dat wanneer de gasdruk constant blijft, het gasvolume toeneemt wanneer de gastemperatuur stijgt. Omgekeerd geldt dat wanneer de gastemperatuur daalt, het gasvolume afneemt.
Veranderingen in gasvolume als gevolg van temperatuurschommelingen treden regelmatig op, waardoor de lijnen in deze grafiek recht lijken. Als de lijnen in de grafiek worden getekend tot een lagere temperatuur, dan snijdt de lijn de as rond -273 ° C.
Uit vele uitgevoerde experimenten is gebleken dat, hoewel de omvang van de volumeverandering van elk gas varieert,
Wanneer de lijnen op de VT-grafiek naar een lagere temperatuur worden getrokken, snijdt de lijn de as altijd rond -273 ° C. We kunnen stellen dat als het gas wordt afgekoeld tot -273 ° C, het volume van het gas gelijk is aan 0. Als het gas verder wordt afgekoeld tot een temperatuur onder -273 ° C, dan zal het volume van het gas negatief zijn, wat onmogelijk is.
Dus -273 oC is de laagste temperatuur die bereikt kan worden. Omdat de lijn de as snijdt rond -273 oVolgens de overeenkomst is vastgesteld dat de laagst haalbare temperatuur -273.15 is. oC. -273.15 oC wordt de absolute nultemperatuur genoemd en wordt gebruikt als referentiepunt voor een absolute schaal, ook wel de Kelvin-schaal genoemd. Kelvin is de naam van Lord Kelvin (1824-1907), een Britse natuurkundige. Op deze schaal wordt de temperatuur uitgedrukt in Kelvin (K), niet in Kelvin ( ).oK) graden. De afstand tussen graden is gelijk aan die in de Celsius-schaal. 0 K = -273.15 oC en 273.15 K = 0 oC.
De temperatuur op de Celsius-schaal kan worden omgerekend naar de Kelvin-schaal door er 273.15 bij op te tellen, en de temperatuur op de Kelvin-schaal kan worden omgerekend naar de Celsius-schaal door er 273.15 van af te trekken. Mathematisch gezien:
T (K) = T ( o C) + 273.15
T ( oC ) = T (K) – 273.15
T = Temperatuur
K = Kelvin
C = Celsius
Als de temperatuur in Kelvin wordt uitgedrukt, ziet de bovenstaande grafiek eruit zoals in de onderstaande afbeelding.
Op basis van deze grafiek kan worden geconcludeerd dat bij een constante druk het volume van een gas altijd recht evenredig is met de absolute temperatuur van het gas. Als de absolute temperatuur van het gas stijgt, neemt ook het volume van het gas toe; omgekeerd, als de absolute temperatuur van het gas daalt, neemt ook het volume van het gas af. Deze relatie staat bekend als de wet van Charles. Mathematisch:
Volume α Temperatuur → Constante druk
V α T → P constant
De betekenis van vergelijking 1 is dat bij constante druk (P) het volume (V) van het gas verandert als de absolute temperatuur (T) verandert, zodat de verhouding tussen absolute temperatuur en volume altijd constant blijft. Als de absolute temperatuur van het gas stijgt, neemt het volume van het gas ook toe, en omgekeerd als de absolute temperatuur van het gas daalt.
Het volume van het gas neemt ook af, dus de verhouding tussen temperatuur en volume blijft altijd constant. De absolute temperatuur van het gas is de temperatuur van het gas, die wordt uitgedrukt in Kelvin. Als de temperatuur nog in Celsius is, zet deze dan eerst om naar Kelvin.
Wet van Gay-Lussac
Joseph Gay-Lussac (1778-1850) experimenteerde en ontdekte dat, bij een constant gasvolume, de absolute temperatuur van het gas toeneemt wanneer de gasdruk stijgt. Omgekeerd geldt dat wanneer de gasdruk daalt, de absolute temperatuur van het gas daalt. Bij een constant volume is de gasdruk recht evenredig met de absolute temperatuur van het gas. Deze relatie wordt de wet van Gay-Lussac genoemd. Mathematisch gezien:
Druk α Temperatuur → Constant volume
P α T → V is constant
De betekenis van vergelijking 1 is dat bij een constant volume (V) de absolute temperatuur (T) van het gas verandert als de druk (P) verandert, zodat de verhouding tussen de druk en de absolute temperatuur constant blijft. Met andere woorden, als de gasdruk toeneemt, neemt de absolute temperatuur van het gas ook toe, en omgekeerd als de gasdruk afneemt.
De absolute temperatuur van het gas neemt ook af, waardoor de verhouding tussen druk en temperatuur altijd constant blijft.
De absolute temperatuur van het gas is de temperatuur van het gas, die wordt uitgedrukt in Kelvin. Als de temperatuur nog in Celsius is, zet deze dan eerst om naar Kelvin.
Houd er rekening mee dat de wet van Boyle, de wet van Charles en de wet van Gay-Lussac nauwkeurige resultaten opleveren wanneer de druk en dichtheid van het gas niet al te significant zijn. Bovendien zijn deze drie wetten alleen van toepassing op gassen waarvan de temperatuur niet in de buurt van het kookpunt ligt.
Op basis hiervan kan worden geconcludeerd dat de wet van Boyle, de wet van Charles en de wet van Gay-Lussac niet op alle gasomstandigheden van toepassing zijn. Omdat ze niet op alle reële gasomstandigheden van toepassing zijn, hebben we het concept van het ideale gas nodig. Dit ideale gas bestaat niet in het dagelijks leven. Het ideale gas is slechts een ideaal model, vergelijkbaar met het concept van een ideale starre stof en een ideale vloeistof. Daarom gaan we ervan uit dat de drie bovengenoemde gaswetten onder alle ideale gasomstandigheden gelden.
Bij het oplossen van gaswetproblemen moet de temperatuur in Kelvin worden uitgedrukt. Als de gasdruk nog steeds in de vorm van meetdruk is, moet deze eerst worden omgezet naar absolute druk. Absolute druk = atmosferische druk + meetdruk
