Gassen

Leerdoelen

•Je kunt de verschillen tussen ideale en reële gassen uitleggen.

•Je kunt rekenen met de algemene gaswet en de drie gaswetten.

•Je kunt uitleggen wat vanderwaalskrachten zijn en kunt met behulp van deze term uitleggen hoe verdamping plaatsvindt.

•Je kunt uitleggen wat dampdruk is en wat dit te maken heeft met het kookpunt.

Ideale vs. reële gassen

Ideale gassen bestaan uit oneindig kleine, puntvormige deeltjes waarbij onderlinge krachten te verwaarlozen zijn. Deze deeltjes botsen volledig elastisch tegen elkaar en de wanden. Dit betekent dat er geen energie verloren gaat bij de botsingen. De ideale gaswet geldt onder normale omstandigheden zoals de druk en temperatuur die wij hier op aarde kennen.

Een reëel gas gedraagt zich anders dan een ideaal gas onder extreme omstandigheden zoals hoge druk, kleine volumes, hoge dichtheden of lage temperaturen. Een voorbeeld is de evolutie van sterren, waarbij je met extremen te maken hebt en de gaswet aangepast moet worden.

De algemene gaswet

De algemene gaswet of ideale gaswet luidt als volgt: p\cdot V=n\cdot R\cdot Tp\cdot V=\cdot R\cdot Tp\cdot V=N\cdot R\cdot T\cdot V=N\cdot R\cdot TP\cdot V=N\cdot R\cdot TP\cdot V=N\cdot RTP\cdot V=N\cdot R\times TP\cdot V=NR\times TP\cdot V=N\times R\times TPV=N\times R\times T

Waarbij:

•pstaat voor druk (in Pascal)

•voor volume (in m^3m^{}m^2m)

•nvoor de hoeveelheid gas (in mol)

•is de constante van de gaswet (8,314\;J/\left(mol\cdot K\right)8,314\;J/\left(mol\cdot K\right)8,314\;J/mol\cdot K8,314\;J/molK8,314\;J/mol*K8,314J/mol*K8,314J/mol*K)

•is de temperatuur (in Kelvin)

Wanneer je deze omschrijft naar \frac{PV}{NT}=R\frac{PV}{NT}=\frac{PV}{NT}\frac{PV}{N}\frac{PV}{\placeholder{}}PVP\text{P}\text{PV}\text{PV/}\text{PV}\text{P} kun je een kringloopproces opstellen.is namelijk een constante, wat betekent dat \frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=\frac{P_2V_2}{N_2T_2}\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=\frac{P_2V_2}{N_2T}\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=\frac{P_2V_2}{N_2}\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=\frac{P_2V_2}{N_{2T}}\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=\frac{P_2V_2}{N_2}\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=\frac{P_2V_2}{N}\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=\frac{P_2V_2}{\placeholder{}}\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=P_2V_2\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=P_2V_{\frac{2}{\placeholder{}}}\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=P_2V_2\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=P_2V\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=P_2\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=P\frac{P_1V_1}{N_1T_1}=R=\frac{P_1V_1}{N_1T}=R=\frac{P_1V_1}{NT}=R=\frac{P_1V}{NT}=R=\frac{PV}{NT}=R=\frac{PV}{NT}=R\frac{PV}{NT}=\frac{PV}{NT}\frac{PV}{N}\frac{PV}{\placeholder{}}PVP\text{P}\text{PV}\text{PV/}\text{PV}\text{P}.

Wet van Boyle

Bij een constante hoeveelheid gas en constante temperatuur geldt: p\cdot V=\text{ constant}pV=\text{ constant}V=\text{ constant}PV=\text{ constant}P\times V=\text{ constant}P\times V=\text{ constant}

Het volume en de druk zijn omgekeerd evenredig: als het volume toeneemt, daalt de druk en vice versa.

Eerste wet van Gay-Lussac

Bij een constante hoeveelheid gas en een constant volume geldt: P=\text{ constant}\cdot\;TP=\text{ constant}\cdot TP=\text{ constant}\cdot TP=\text{ constant}\cdot TP=\text{ constant}\cdot\,TP=\text{ constant }\cdot\,TP=\text{ constant }\cdot TP=\text{ constant }\cdot TP=\text{ constant }\cdot TP=\text{ constant }T\cdot TP=\text{ constant }T\cdotP=\text{ constant }TP=\text{ constant \textasteriskcentered}TP=\text{ constant }TP=\text{ constant\textasteriskcentered }TP=\text{ constant }TP=\text{ constant}\times\text{ }TP=\text{ constant}\times\text{ }TP=\text{constant}\times\text{ }TP=\text{constant}\times\text{ }T

Hier zijn druk en temperatuur recht evenredig: als de temperatuur stijgt, stijgt de druk ook.

Tweede wet van Gay-Lussac

Bij constante druk geldt: V=\text{ constant}\cdot\;TV=\text{ constant}\cdot TV=\text{ constant}\cdot TV=\text{ constant}\cdot TV=\text{ constant}T\cdot TV=\text{ constant}T\cdotV=\text{ constant}TV=\text{ constant}\times TV=\text{ constant}\times\text{ }TV=\text{ constant}\times\text{ }TV=\text{ constant}\times TV=\text{ constant}\times T

Het volume en de temperatuur zijn hier recht evenredig: als de temperatuur stijgt, moet het volume ook toenemen om dezelfde druk te behouden.

Vanderwaalskrachten en verdamping

Vanderwaalskrachten zijn krachten tussen moleculen die belangrijk worden bij lage temperaturen wanneer deeltjes langzamer bewegen. Deze krachten verklaren waarom de algemene gaswet niet meer geldig is onder die omstandigheden.

Verdamping treedt op wanneer deeltjes door botsingen voldoende snelheid krijgen om de vanderwaalskrachten te overwinnen en aan het oppervlak van een vloeistof te ontsnappen.

Een praktijktip: als je nat bent, koel je af omdat natte deeltjes met hogere energie verdampen en warmte meenemen, waardoor de achtergebleven stof afkoelt.

Dampdruk

Dampdruk is de druk die een damp uitoefent boven een vloeistof. Het ontstaat doordat deeltjes van een vloeistof verdampen en in de damp (gasfase) terechtkomen.

Bij verdamping ontsnappen deeltjes aan de vloeistof en gaan over in de gasfase. Tegelijkertijd kunnen deeltjes vanuit de damp terug de vloeistof in bewegen - een proces dat wordt beïnvloed door de dampdruk.

Verzadigde dampdruk

Bij verzadigde dampdruk is er een evenwicht bereikt tussen de hoeveelheid deeltjes die ontsnappen en de hoeveelheid deeltjes die terugkeren naar de vloeistof. Dit evenwicht betekent dat de dampdruk constant is en er netto geen verandering plaatsvindt in de hoeveelheid damp of vloeistof.

Kookpunt

Het kookpunt van een vloeistof wordt bereikt wanneer de verzadigde dampdruk gelijk is aan de omgevingsdruk. Bij deze temperatuur kunnen gasbellen niet alleen aan het oppervlak vormen (zoals bij verdamping), maar ook binnenin de vloeistof.

Dit betekent dat bij de juiste temperatuur en druk, de vloeistof overal in het vat kan overgaan in de gasfase.