Gasslovkalkulator

Gassmolekyler er nesten alt tomt rom, og den ideelle gassen er den behagelige fiksjonen som tar det bokstavelig: punktpartikler uten eget volum og uten tiltrekning seg imellom, hvis kollisjoner er perfekt elastiske. For de fleste gasser nær romforhold fungerer fiksjonen til en brøkdel av en prosent, og den gir én kompakt ligning — PV = nRT — som binder trykk, volum, mengde og temperatur sammen med én konstant R. Hver navngitt gasslov på denne siden er den ene ligningen med én størrelse holdt fast.

Hold temperaturen fast i PV = nRT, og PV er konstant — det er Boyles lov: press en gass til halvt volum, og trykket dobles (eksemplet: 1 atm·2 L → 2 atm gir 1 L). Hold trykket fast, og V ∝ T — Charles' lov: varm 2 L fra 0 °C til 100 °C (273 K til 373 K), og det vokser til 2,73 L. Hold volumet fast, og P ∝ T — Gay-Lussacs lov: grunnen til at en lukket spraybeholder advarer mot forbrenning. Ingen variabel er hellig: hvert panel her løser for den man lar stå tom, og den kombinerte loven P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂ gjør alle tre endringene samtidig.

Ved STP — 0 °C og 1 atm — tar ett mol av en hvilken som helst (ideell) gass 22,414 L, et tall verdt å huske, siden det konverterer direkte mellom mol og volum. Eksempelet med ideell gass reproduserer det nøyaktig: 1 mol ved 1 atm og 0 °C løses til V = 22,414 L. Kjemikere bruker også NTP (25 °C, 1 atm), der molvolumet vokser til omtrent 24,5 L — samme mol, varmere gass.

I en blanding presser hver gass på veggene som om de andre ikke var der; dens andel av det totale trykket er dens partialtrykk, og totalen er ganske enkelt summen. Enda bedre: partialtrykk ÷ totaltrykk = molbrøk: luft er omtrent 78 % N₂ og 21 % O₂, så ved 1 atm bidrar oksygen med omtrent 0,21 atm. Dalton-eksempelet (0,4 + 0,35 + 0,25 atm) summerer til 1,0 atm totalt med molbrøker 40/35/25 %. Derfor gjøres dykkertabeller og fysiologi på dyphavet i partialtrykk — oksygentoksisitet avhenger av dets trykk, ikke blandingens.

Ved samme temperatur bærer alle molekyler samme gjennomsnittlige kinetiske energi, så lette må bevege seg fortere — og effusjonshastigheten (å slippe ut gjennom et lite hull) går som 1/√M. Eksemplet sammenligner helium (4 g/mol) med oksygen (32 g/mol): He slipper ut √(32/4) = 2,83 ganger fortere. Derfor synker en heliumballong over natten, mens luftfylte varer i flere uker.

To antagelser bryter sammen i ytterkantene: molekyler tar plass, og de tiltrekker hverandre. Van der Waals-ligningen (P + an²/V²)(V − nb) = nRT korrigerer begge — b fjerner volumet molekylene selv opptar, og a legger til et innadrettet drag som demper støtene mot veggen. Ved høyt trykk dominerer volumleddet, og virkelig trykk ligger over det ideelle; nær kondensasjon dominerer tiltrekningen, og det ligger under. CO₂-eksemplet (1 L, 0,042 mol, 273 K) er det andre tilfellet: ideell gass forutsier 0,9409 atm, van der Waals 0,9362 atm — et lite, men reelt underskudd, som vokser raskt når gassen nærmer seg å bli væske. Tommelfingerregel: bytt til van der Waals over noen hundre atmosfærer, nær kokepunktet, eller for sterkt tiltrekkende gasser som NH₃ og CO₂.

• Celsius går bra hvis man er konsekvent. Bare temperaturforskjeller stemmer mellom °C og K. Forhold som V₁/T₁ trenger absolutt temperatur — Charles' lov gir 2 L → 2,73 L i kelvin, men et absurd svar i Celsius.
• Hver gass tar 22,4 L ved STP. Per mol, ja — tallet teller partikler, ikke stoffer. Og det er en verdi for ideelle gasser; virkelige gasser havner litt ved siden av.
• Virkelige gasser avviker alltid oppover. Avviksretningen avhenger av hvilket ledd som dominerer: utelukket volum presser trykket opp, tiltrekning trekker det ned.
• Heliumballonger krymper fordi gummi er porøst for kjemi. Det er fysikk: små, raske molekyler siver gjennom små hull — hastighet ∝ 1/√M.

Relaterte verktøy: Termokjemi (varme og arbeid i gasser), Kjemisk likevekt (K_p fra gasstrykk) og Molmasse (M i Grahams lov).