Ce este un gaz ideal?
Moleculele de gaz sunt aproape în întregime spațiu gol, iar gazul ideal este ficțiunea plăcută care ia asta literal: particule punctiforme fără volum propriu și fără atracție între ele, ale căror ciocniri sunt perfect elastice. Pentru majoritatea gazelor în condiții apropiate de cele ale camerei, ficțiunea funcționează cu o eroare de o fracțiune de procent și oferă o ecuație compactă — PV = nRT — care leagă presiunea, volumul, cantitatea și temperatura printr-o singură constantă R. Fiecare lege a gazelor numită din această pagină este această ecuație cu ceva ținut fix.
Singura regulă de reținut: temperatura în calculele cu gaze trebuie să fie în kelvin. T(kelvin) este proporțională cu energia cinetică medie a moleculelor, iar 0 °C nu înseamnă „fără căldură” — dacă se introduce Celsius în legea lui Charles sau în cea a lui Gay-Lussac, rezultatul este în tăcere absurd.
O ecuație, trei umbre
Dacă se ține temperatura fixă în PV = nRT, PV este constant — aceasta este legea lui Boyle: se comprimă un gaz la jumătate din volum și presiunea se dublează (proba: 1 atm·2 L → 2 atm dă 1 L). Dacă presiunea rămâne fixă, V ∝ T — legea lui Charles: se încălzesc 2 L de la 0 °C la 100 °C (273 K la 373 K) și ei cresc până la 2,73 L. Dacă volumul rămâne fix, P ∝ T — legea lui Gay-Lussac: motivul pentru care un spray sigilat avertizează împotriva incinerării. Nu este nimic sacru în privința variabilei rămase goale: fiecare panou de aici rezolvă pentru cea lăsată goală, iar legea combinată P1V1/T1 = P2V2/T2 face toate cele trei modificări deodată.
STP și molul de 22,4 litri
La STP — 0 °C și 1 atm — un mol de orice gaz (ideal) ocupă 22,414 L, un număr care merită reținut, pentru că convertește direct între moli și volum. Proba Gaz ideal îl reproduce exact: 1 mol la 1 atm și 0 °C dă V = 22,414 L. Chimiștii folosesc și NTP (25 °C, 1 atm), unde volumul molar crește la aproximativ 24,5 L — aceiași moli, gaz mai cald.
Dalton: gazele nu țin cont unele de altele
Într-un amestec, fiecare gaz împinge pereții ca și cum celelalte nu ar fi acolo; partea sa din presiunea totală este presiunea parțială, iar totalul este pur și simplu suma. Mai bine, presiunea parțială ÷ presiunea totală = fracția molară: aerul conține aproximativ 78% N2 și 21% O2, deci la 1 atm oxigenul contribuie cu aproximativ 0,21 atm. Proba Dalton (0,4 + 0,35 + 0,25 atm) face suma 1,0 atm totali, cu fracții molare de 40/35/25%. De aceea tabelele pentru scufundări și fiziologia adâncimilor se fac în presiuni parțiale — toxicitatea oxigenului depinde de presiunea lui, nu de cea a amestecului.
Graham: moleculele mai ușoare zboară mai repede
La aceeași temperatură toate moleculele au aceeași energie cinetică medie, deci cele ușoare trebuie să se miște mai repede — iar viteza de efuziune (scăparea printr-o gaură de ac) variază cu 1/√M. Proba compară heliul (4 g/mol) cu oxigenul (32 g/mol): He scapă de √(32/4) = 2,83 ori mai repede. De aceea un balon cu heliu se lasă peste noapte, în timp ce cele cu aer țin săptămâni.
Când gazele încetează să fie ideale
Două presupuneri cedează la extreme: moleculele chiar ocupă spațiu și chiar se atrag între ele. Ecuația van der Waals (P + an²/V²)(V − nb) = nRT le corectează pe amândouă — b elimină volumul pe care îl ocupă moleculele, iar a adaugă o atracție spre interior care îmblânzește lovirile de pereții. La presiune înaltă termenul de volum domină și presiunea reală este peste cea ideală; aproape de condensare domină atracția și ea este sub cea ideală. Proba CO2 (1 L, 0,042 mol, 273 K) este al doilea caz: ideal prezice 0,9409 atm, van der Waals 0,9362 atm — o diferență mică, dar reală, care crește rapid pe măsură ce gazul se apropie de a deveni lichid. Regula generală: se trece la van der Waals peste câteva sute de atmosfere, aproape de punctul de fierbere sau pentru gaze cu atracție puternică precum NH3 și CO2.
Concepții greșite frecvente
- Celsius este în regulă dacă se rămâne consecvent. Doar diferențele de temperatură sunt aceleași în °C și K. Rapoartele precum V1/T1 au nevoie de temperatură absolută — legea lui Charles dă 2 L → 2,73 L în kelvin, dar un rezultat absurd în Celsius.
- Fiecare gaz ocupă 22,4 L în STP. Per mol, da — numărul numără particulele, nu speciile. Și este o valoare pentru gaz ideal; gazele reale se abat puțin.
- Gazele reale se abat întotdeauna în sus. Direcția abaterii depinde de termenul dominant: volumul exclus împinge presiunea în sus, atracțiile o trag în jos.
- Baloanele cu heliu se micșorează pentru că cauciucul este poros la chimie. Este fizică: moleculele mici și rapide se scurg prin spații minuscule — viteza ∝ 1/√M.
Instrumente înrudite: Termochimie (căldura și lucrul gazelor), Echilibru chimic (Kp din presiunile gazelor) și Masă molară (M din legea lui Graham).
