Gaslovene og idealgasligningen beskriver ideale gaser. Vi vil derfor eftervise Boyle-Mariottes lov og Gay-Lussacs 1. lov.
Teori
Idealgasligningen og gaslovene beskriver ideale gasser. En ideal gas er en hypotetisk gas det betyder at de er baseret på betingelser der muligvis ikke (kan) opfyldes, eller på noget man blot forstiller sig - f.eks. noget som forekommer virkelighedsfjernt eller umuligt. De består af identiske partikler som ikke har nogen volumen, eller nærmere sagt en ubetydelig volumen. De støder sammen på en måde der kaldes de elastiske sammenstød hvor den kinetiske energi ikke går tabt. Dog er idealgasligningen kun en tilnærmelse for gasserne. Ved høje temperatur er idealgasligningen mere præcis, idet at den kinetisk energi der tabes ikke har en så stor effekt, da energien som gasmolekylerne har er så høj. Intermolekylære kræfter, er en kraft hvorved at atomer og molekyler holdes sammen af kemiske bindinger. Ved f.eks. lavt tryk, er denne intermolekylær kræft ubetydelig, da afstanden mellem molekylerne er stor.
Hvis gasmængden holdes konstant, gælder følgende: p·VT=konstant. To tilstande af en gas beskrives således (V, p og T) og (V0, p0 og T0), gælder der, ifølge overstående formel: p·VT=p0·V0T0. Avogadros lov siger: ”for to gasarter ved samme temperatur og tryk gælder, at lige store rumfang indeholder lige mange molekyler”. Ved standardbetingelserne, altså ved trykket = 1 atm og 273,14 K, har 1 mol det samme rumfang, som er 22,42 L, for alle gasser. Derfor kan rumfanget V0 af stofmængden n af en gas skrives på følgende måde: V0=n·22,42Lmol. Indsætter vi dette i overstående formel, får vi dette: p·VT=n·22,42Lmol·1 atm273,15 K. Hvis man så på begge sider af lighedstegnet ganger med T, kan overstående formel omskrives til følgende: p·V=n·R·T.
Det er gratis at oprette en konto