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Loi des gaz parfaits

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Ideal Gas Law

1.6: Determining the Solubility Rules of Ionic Compounds

1.14: Using Differential Scanning Calorimetry to Measure Changes in Enthalpy

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10:23 min

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April 30, 2023

Overview

Source : Laboratoire de Dr. Andreas Züttel – Swiss Federal Laboratories for Materials Science and Technology

La Loi des gaz parfaits décrit le comportement des gaz plus communs dans des conditions proches de l’air ambiant et la tendance de toute matière chimique dans la limite de la diluer. Il existe une relation fondamentale entre trois variables système macroscopique mesurable (pression, température et le volume) et le nombre de molécules de gaz dans le système et est donc un lien essentiel entre l’univers macroscopiques et microscopique.

L’histoire de la Loi des gaz parfaits remonte jusqu’au milieu du 17^ème siècle lorsque la relation entre la pression et le volume d’air s’est avérée pour être inversement proportionnelle, une expression confirmée par Robert Boyle et que nous appelons maintenant Loi de Boyle (équation 1).

P V^-1 (équation 1)

Œuvre non publiée par Jacques Charles dans les années 1780, qui a été étendu à de nombreux gaz et vapeurs de Joseph Louis Gay-Lussac et signalés en 1802, établi la relation proportionnelle entre la température absolue et le volume d’un gaz. Cette relation est appelée Loi de Charles (équation 2).

V T (équation 2)

Guillaume Amontons est généralement crédité sur la première découverte de la relation entre la température et la pression d’air dans un volume déterminé au début du 18^ème siècle. Cette loi a été étendue aussi aux nombreux autres gaz par Joseph Louis Gay-Lussac au début du 19^ème siècle et est donc que soit dénommée loi de Amontons ou loi de Gay-Lussac, a déclaré comme le montre l’équation 3.

P T (équation 3)

Ensemble, ces trois relations peuvent être combinées pour donner la relation dans l’équation 4.

V T (équation 4)

Enfin, en 1811, il a été proposé par Amedeo Avogadro que tout deux gaz, qui s’est tenue dans le même volume et à la même température et pression, contiennent le même nombre de molécules. Cela a conduit à la conclusion que tous les gaz peuvent être décrite par une constante commune, la constante des gaz parfaits R, qui est indépendant de la nature du gaz. Ceci est connu comme la Loi des gaz parfaits (équation 5). ^{1, 2}

PV T (équation 5)

Principles

La Loi des gaz parfaits et donc son R constante caractéristique, peuvent aussi être avec éloquence dérivés de la théorie des premiers principes de diverses façons, où les hypothèses simplificatrices importants sont que les molécules n’ont aucun volume inhérente et n’interagissent pas. Ces hypothèses sont valides dans la limite de la matière diluée, où le volume d’espace occupé par chaque molécule (p. ex. ~ 10^-23L aux conditions ambiantes) est beaucoup plus grand que la molécule elle-même (~ 10^-26L), et où les interactions sont improbables. Il peut donc facilement être démontrée dans un certain nombre de manières en utilisant des équipements communs de laboratoire à température ambiante et peut être mesurée avec exactitude à l’aide de divers gaz à des pressions atteignant même 10 bar (Figure 1). Toutefois, la Loi des gaz parfaits ne peut expliquer avec précision pour les propriétés des gaz plus denses dans des conditions quasi ambiantes (p. ex., propane) ou pour la condensation, les phénomènes qui surviennent à la suite des interactions intermoléculaires. Pour cette raison, nombreuses équations plus détaillées de l’État ont réussi la Loi des gaz parfaits dans les années depuis sa découverte, qui réduit à la Loi des gaz parfaits dans la limite de la matière diluée. ^{1, 2}

La figure 1. Comparaison de la densité de loi des gaz parfaits à divers autres gaz commune à 25 ° C et entre 0 et 100 bar.

Dans ce tutoriel, nous allons soigneusement mesurer la densité d’hydrogène gazeux à une augmentation des pressions et des températures dans un volume déterminé par pesée d’un échantillon solide suspendu de volume connu : un bloc en aluminium usiné avec précision. Le changement dans le poids de l’échantillon est directement lié aux changements dans la densité du fluide, dans lequel il est flottant, par principe d’Archimède. Nous allons également démontrer les lacunes d’utilisation moins un idéal de gaz (comme le dioxyde de carbone) à des pressions élevées. Enfin, nous démontrer visuellement et qualitativement confirmer la Loi des gaz parfaits en effectuant une expérience simple paillasse où le changement de volume du système en raison de la libération d’hydrogène par un matériau de stockage de l’hydrogène est mesuré. À l’aide de l’une de ces expériences, nous pouvons déterminer la constante universelle qui décrit la relation entre la pression, la température et le volume pour une quantité donnée de gaz – la constante des gaz parfaits, R.

Procedure

1. mesure du Volume de l’échantillon

Nettoyer l’échantillon soigneusement et sécher.
Remplir un cylindre gradué haute résolution avec assez d’eau pour couvrir l’échantillon distillée. Noter le volume initial
Déposer l’échantillon dans l’eau et noter le changement de volume. C’est le volume de l’échantillon, V.
Retirer l’échantillon et séchez-le. Remarque : vous pouvez également mesuré la longueur du côté de l’échantillon et calculer son volume à l’aide de la géométrie.

2. Placer l’échantillon dans la Balance

Accrocher l’échantillon dans la balance de suspension magnétique.
Installer la chambre de pression/température autour de l’échantillon.
Évacuer l’environnement de l’échantillon et remplir avec de l’hydrogène gazeux, à 1 bar.
Mesurer le poids de l’échantillon à 1 bar et la température ambiante, w_00.

3. mesure poids de l’échantillon en fonction de la pression à la température ambiante

Augmenter ou diminuer la pression au sein de l’échantillon de P_i0.
Permettre à l’environnement de l’échantillon s’équilibrer.
Mesurer le poids de l’ échantillon, w_i0.
3.1 à 3.3 le répète plusieurs fois.

4. mesure poids de l’échantillon en fonction de la pression à différentes températures

Régler la température à T_j et permettez-lui de s’équilibrer.
Régler la pression d’hydrogène gazeux à 1 bar.
Mesurer le poids de l’échantillon à 1 bar et T_j, w_0j.
Augmenter ou diminuer la pression P_ij et laissez-le s’équilibrer.
Mesurer le poids de l’ échantillon, w_ij.
4.4-4.5 le répète plusieurs fois.
Répétez 4.1 à 4.6, comme vous le souhaitez.

5. calculer la constante des gaz parfaits

Totaliser les valeurs mesurées {T_jP_ijet w_ij} où P_0j est toujours 1 bar et T₀ est la température ambiante mesurée.
Calculer et tabuler les différences Δw_ijet ΔP_ij à chaque température T_j en utilisant l’équation 6 et 7 de l’équation.
Δw_ij = w_ij – w_0j (équation 6)
Δw_ij = P_ij – P_0j = P_ij – 1 bar (équation 7)
Calculer R_ij pour chaque mesure, et moyenne sur toutes les valeurs pour déterminer la constante des gaz parfaits, R. alternativement, tracer le produit de ΔP_ij et V en fonction du produit de Δw_ij (divisée par le poids moléculaire, MW) et T_jet effectuer une analyse de régression linéaire pour déterminer la pente, R. (équations 8 et 9) pour l’hydrogène , MW = 2.016 g/mol.
ΔP V = Δn RT (équation 8)
(Équation 9)

La Loi des gaz parfaits est une relation fondamentale et utile en science car il décrit le comportement des gaz plus communs dans des conditions proches de l’air ambiant.

La Loi des gaz parfaits, PV = nRT, définit la relation entre le nombre de molécules de gaz dans un système fermé et trois variables de système mesurables : pression, température et le volume.

Découlant de la Loi des gaz parfaits de premiers principes repose sur deux hypothèses. Tout d’abord, que les molécules de gaz eux-mêmes n’ont pas de volume. Deuxièmement, les molécules jamais interagissent ou échangent de l’énergie. Les gaz s’écartent de ce comportement idéal à des pressions élevées, où la densité du gaz augmente et le volume réel des molécules de gaz devient important. De même, les gaz s’écartent à des températures extrêmement basses, où les interactions intermoléculaires attractives deviennent importantes. Gaz plus lourds peuvent s’écarter même à température ambiante et pression en raison de leur densité plus élevée et plus fortes interactions intermoléculaires.

Cette vidéo confirme expérimentalement la Loi des gaz parfaits en mesurant les changements dans la densité d’un gaz en fonction de la température et de pression.

La Loi des gaz parfaits est dérivée de quatre relations importantes. Tout d’abord, la Loi de Boyle décrit la relation inversement proportionnelle entre la pression et le volume d’un gaz. Ensuite, Loi de Gay-Lussac stipule que la température et la pression sont proportionnels. De même, la Loi de Charles est une déclaration de la proportionnalité entre la température et le volume. Ces trois relations forment la Loi des gaz combinée, qui permet la comparaison d’un seul gaz à travers plusieurs conditions différentes.

Enfin, Avogadro a estimé que toute deux gaz, qui s’est tenue au même volume, de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules. Parce que les gaz dans les mêmes conditions, généralement le même comportement, une constante de proportionnalité, appelée la constante universelle des gaz (R), pourrait être trouvée pour relier ces paramètres, permettant la comparaison des différents gaz. R a unités d’énergie par température par molécule ; par exemple, joule par kelvin par mole.

La Loi des gaz parfaits est un outil précieux pour comprendre les relations de l’État dans les systèmes gazeux. Par exemple, dans un système de température et pression constantes, l’ajout de plusieurs molécules de gaz entraîne augmentation du volume.

De même, à une température constante dans un système fermé, où aucune des molécules sont ajoutés ou soustraits, la pression d’un gaz est augmentée lorsque le volume est diminué.

Une balance de suspension magnétique peut être utilisée pour confirmer la Loi des gaz parfaits expérimentalement en mesurant les propriétés physiques d’un système. Le poids d’un échantillon solid de masse constante et le volume peuvent servir d’une sonde les propriétés du gaz autour d’elle.

Quand la pression augmente dans le système, à volume constant de système et de la température, la quantité de molécules de gaz dans le système augmente, augmentant ainsi la densité du gaz. L’échantillon solide rigide immergée dans ce gaz est sous réserve de flottabilité, et son poids apparent diminue même si sa masse est inchangée. La variation de la masse volumique du gaz peut être déterminée en raison du principe d’Archimède, qui affirme que le changement dans le poids de l’objet est égal à la variation du poids du gaz qui est déplacé.

Les comportements précis de la masse volumique du gaz sous pression différente et des conditions de température correspond à la Loi des gaz parfaits si les approximations décrites précédemment soient justes, permettant le simple calcul de la constante universelle des gaz, R.

Dans la série suivante d’expériences, une microbalance serviront à confirmer la Loi des gaz parfaits et déterminer la constante universelle des gaz, R, en mesurant la densité de l’hydrogène en fonction de la température et de pression. Tout d’abord, soigneusement nettoyer à l’échantillon, en l’occurrence un bloc en aluminium finement usiné, avec de l’acétone, puis essuyer. Mesurer le volume de l’échantillon en remplissant un gradué cylindre avec assez d’eau pour couvrir l’échantillon distillée. Noter le volume initial. Immerger l’échantillon dans l’eau et noter le changement de volume.

Retirer soigneusement nettoyer et sécher l’échantillon. Ensuite, le charger dans l’équilibre de la suspension magnétique, dans ce cas situé à l’intérieur d’une boîte à gants. Installer la chambre de pression et de température autour de l’échantillon. L’échantillon est maintenant magnétiquement suspendu dans un système fermé, ne pas toucher à un mur.

Évacuer l’environnement de l’échantillon et remplir avec de l’hydrogène gazeux, à une pression de 1 bar.

Mesurer le poids de l’échantillon et l’étiquette comme le poids initial à température ambiante. Ensuite, augmenter la pression au sein de l’échantillon à 2 bars et lui permettre de s’équilibrer. Mesurer le poids à la nouvelle pression. Répétez ces étapes plusieurs fois à un certain nombre de pressions, d’acquérir une série de poids d’échantillonnage à des pressions correspondantes, le tout à température ambiante.

Ensuite, mesurer le poids en fonction de la pression à une température plus élevée. Tout d’abord évacuer l’environnement de l’échantillon, puis augmentez la température à 150 ° C et laisser s’équilibrer. Ensuite, augmenter la pression à 1 bar. Mesurer le poids de l’échantillon et l’étiquette comme le poids initial à 150 ° C et 1 bar. Augmenter la pression, laisser s’équilibrer et mesurer le poids. Répétez ces étapes afin de mesurer une série de poids d’échantillonnage à un éventail de pressions. Pour obtenir plus de données, répétez les séries de mesures de poids à d’autres pressions et températures constantes.

Pour calculer la constante des gaz parfaits, tabuler les valeurs mesurées du poids de l’échantillon à chaque température et pression.

Ensuite, calculer les différences entre toutes les paires de poids d’échantillonnage au sein d’une seule température définie pour obtenir toutes les combinaisons possibles de la variation de poids en fonction du changement de pression, ou Δw. Ce changement est équivalent à la variation du poids de l’hydrogène qui est déplacé par l’échantillon.

De même, de calculer toutes les différences correspondantes dans la pression pour obtenir le changement de pression, ou ΔP. Compiler toutes les paires des variations de poids et de pression pour chaque température. Convertir les unités de température en kelvin et les unités de pression de pascals.

Étant donné que le volume et la température restent constantes pour chaque série de mesures, la Loi des gaz parfaits peut être écrite comme ΔPV = ΔnRT. Étant donné que Δn est égal à Δw divisé par le poids moléculaire de l’hydrogène, calculer chaque valeur de Δn pour chaque valeur de Δw.

Tracer le produit du changement de pression et de volume, l’échantillon en fonction du produit de Δn et de la température. Effectuer une analyse de régression linéaire pour déterminer la pente, qui est égale à la constante universelle des gaz si fait correctement.

L’équation des gaz parfaits est utilisée dans de nombreux scénarios de monde réel, généralement celles effectuées avec des gaz à température et pression ambiantes. Tous les gaz s’écarter du comportement idéal à haute pression ; Toutefois, certains gaz, tels que le dioxyde de carbone, s’écarter plus que d’autres. Dans cette expérience, les déviations de comportement idéal ont été mesurées pour gaz de dioxyde de carbone. La procédure est identique à la précédente expérience menée avec de l’hydrogène.

Une parcelle de volume fois pression versus température fois moles a été tracée, et la constante des gaz parfaits calculée à partir de la pente de la courbe. Le dioxyde de carbone dévié significativement le comportement idéal, même dans les conditions ambiantes. Ce problème a été causé par des interactions intermoléculaires attractives, qui n’a été observée à l’hydrogène.

La Loi des gaz parfaits est utilisée dans l’identification et la quantification des rejets de gaz explosifs dans les échantillons d’air. Ce domaine de recherche est d’une extrême importance pour les militaires et de sécurité.

Ici, les composants explosifs d’un échantillon de gaz ont été quantifiés à l’aide de la chromatographie en phase gazeuse de désorption à température. Les données, ainsi que la Loi des gaz parfaits ont été ensuite utilisés pour quantifier ces substances dangereuses.

Vous avez juste regardé Introduction de JoVE à la Loi des gaz parfaits. Après avoir visionné cette vidéo, vous devez comprendre le concept de la Loi et les situations où l’équation s’applique.

Merci de regarder !

Results

La Loi des gaz parfaits est une description valide des propriétés des gaz réels de nombreux gaz communs aux conditions près ambiant (encart de laFigure 1 ) et est donc utile dans le cadre de nombreuses applications. Les limites de la Loi des gaz parfaits dans la description de systèmes dans des conditions de pression haute ou basse température peuvent s’expliquer par l’importance croissante des interactions moléculaires et/ou la taille finie des molécules de gaz qui contribuent aux propriétés du système. Par conséquent, gaz dont les interactions intermoléculaires fortes, attractifs (découlant des interactions dipôle-dipôle, y compris les liaisons hydrogène, interactions ion-dipôle ou des interactions de van der Waals) exposera des densités plus élevées que le gaz parfaits. Tous les gaz aura également une composante répulsive à densité élevée due au fait que plus d’une molécule ne peut occuper le même emplacement, une diminution de densité de prêt sur le gaz parfaits. Des gaz comme l’hydrogène et l’hélium montrent une contribution plus importante de la répulsion forcer en raison de la taille finie de la molécule et donc légèrement plus faibles densités à haute pression. Le méthane et le dioxyde de carbone montrent une contribution beaucoup plus importante de leurs propriétés d’interactions attractives, prêt leur densité plus élevée que le gaz parfait jusqu’à ce que très haute pressions, où domine le terme répulsif (à beaucoup plus élevé que 100 bar à 25 ° C).

La figure 2. Isotherme de captation d’adsorption équilibre de CO₂ sur grande surface, caractérisée carbone MSC-30, 25 ° c.

Applications and Summary

La Loi des gaz parfaits est telle une équation fondamentale des sciences chimiques qu’il a une multitude d’utilisations tant dans les activités quotidiennes de laboratoire, ainsi que dans les calculs et modélisation de systèmes très complexes, au moins en première approximation. Son application est limitée uniquement par les approximations inhérentes à la Loi elle-même ; à l’air ambiant près de pressions et des températures, où la Loi des gaz parfaits est bien valable pour nombreux gaz communs, il est largement employé dans l’interprétation des processus et systèmes à base de gaz. Deux exemples d’appareils qui fonctionnent selon des principes, qui peuvent être conciliées par utilisation de la Loi des gaz parfaits, sont le thermomètre de gaz et le moteur Stirling.

Une application spécifique est en mesurant la quantité d’adsorption de gaz (adsorption) sur la surface d’un matériau solide. L’adsorption est le phénomène physique par lequel les molécules de gaz laissent la phase gazeuse et entrer dans une phase densifiée près de la surface d’un solide (ou peut-être un liquide) en raison des interactions intermoléculaires attractives (forces de dispersion) entre le solide et le gaz. Le rôle de l’adsorption peut être négligé pour en vrac de nombreux matériaux (tels que le verre et l’acier inoxydable) acier aux conditions ambiantes, mais devient très important pour les matériaux poreux avec une grande surface surface accessible, surtout à basse température. ³ méthode de la Sieverts volumétrique et quantifier l’adsorption physique par la méthode gravimétrique dépendent sachant l’équation d’État du gaz dans le système. La Loi des gaz parfaits est valable pour nombreux gaz à basse pression et température ambiante et peut être utilisée pour déterminer avec précision la quantité adsorbée de gaz d’une manière similaire, tel que décrit dans le protocole de détermination R ci-dessus. Par exemple, dans les mesures gravimétriques de la flottabilité d’une adsorbant dans des conditions où le gaz parfait droit vaut en fait, la différence entre les Δw_réelles mesurées haute-surface-zone et la Δw_idéale calculée par l’équation idéale d’État peut être attribuée au changement dans le poids de la phase adsorbée. (Équation 10) Isothermes d’adsorption de gaz équilibre peuvent ainsi être mesurées par tabulating cette déviation, Δw_annonces, en fonction de la pression à une température fixe (voir Figure 2), une procédure standard dans la caractérisation de matériaux poreux.

Δw_annonces = Δw_réels – Δw_idéal (équation 10)

References

Zumdahl, S.S., Chemical Principles. Houghton Mifflin, New York, NY. (2002).
Kotz, J., Treichel, P., Townsend, J. Chemistry and Chemical Reactivity. 8^th ed. Brooks/Cole, Belmont, CA (2012).
Rouquerol, F., Rouquerol, J., Sing, K.S.W., Llewellyn, P., Maurin, G. Adsorption by Powders and Porous Solids: Principles, Methodology and Applications.Academic Press, San Diego, CA. (2014).

Transcript

The ideal gas law is a fundamental and useful relationship in science as it describes the behavior of most common gases at near-ambient conditions.

The ideal gas law, PV=nRT, defines the relationship between the number of molecules of gas in a closed system and three measurable system variables: pressure, temperature, and volume.

The ideal gas law relies on several assumptions. First, that the volume of the gas molecules is negligibly small. Second, that the molecules behave as rigid spheres that obey Newton’s laws of motion. And finally, that there are no intermolecular attractive forces between the molecules. They only interact with each other through elastic collisions, so there is no net loss in kinetic energy. Gases deviate from this ideal behavior at high pressures, where the gas density increases, and the real volume of the gas molecules becomes important. Similarly, gases deviate at extremely low temperatures, where attractive intermolecular interactions become important. Heavier gases may deviate even at ambient temperature and pressure due to their higher density and stronger intermolecular interactions.

This video will experimentally confirm the ideal gas law by measuring the change in density of a gas as a function of temperature and pressure.

The ideal gas law is derived from four important relationships. First, Boyle’s law describes the inversely proportional relationship between the pressure and volume of a gas. Next, Gay-Lussac’s law states that temperature and pressure are proportional. Similarly, Charles’s law is a statement of the proportionality between temperature and volume. These three relationships form the combined gas law, which enables the comparison of a single gas across many different conditions.

Finally, Avogadro determined that any two gases, held at the same volume, temperature and pressure, contain the same number of molecules. Because gases under the same condition typically behave the same, a constant of proportionality, called the universal gas constant (R), could be found to relate these parameters, enabling the comparison of different gases. R has units of energy per temperature per molecule; for example, joules per kelvin per mole.

The ideal gas law is a valuable tool in understanding state relationships in gaseous systems. For example, in a system of constant temperature and pressure, the addition of more gas molecules results in increased volume.

Similarly, at constant temperature in a closed system, where no molecules are added or subtracted, the pressure of a gas is increased when volume is decreased.

A magnetic suspension balance can be used to confirm the ideal gas law experimentally by measuring the physical properties of a system. The weight of a solid sample of constant mass and volume can serve as a probe of the properties of the gas around it.

As pressure increases in the system, at constant system volume and temperature, the amount of gas molecules in the system increases, thereby increasing the gas density. The rigid solid sample submerged in this gas is subject to buoyancy, and its apparent weight decreases although its mass is unchanged. The change in gas density can be determined because of Archimedes principle, which states that the change in object weight is equal to the change in weight of the gas that is displaced.

The precise behaviors of the gas density under different pressure and temperature conditions will correspond to the ideal gas law if the previously described approximations hold true, enabling the straightforward calculation of the universal gas constant, R.

In the following series of experiments, a microbalance will be used to confirm the ideal gas law and determine the universal gas constant, R, by measuring the density of hydrogen as a function of temperature and pressure. First, carefully clean the sample, in this case a finely machined aluminum block, with acetone, and dry. Measure the volume of the sample by filling a graduated cylinder with enough distilled water to cover the sample. Note the initial volume. Immerse the sample in the water, and note the volume change.

Remove and carefully clean and dry the sample. Next, load it into the magnetic suspension balance, in this case located inside of a glove box. Install the pressure-temperature chamber around the sample. The sample is now magnetically suspended in a closed system, not touching any of the walls.

Evacuate the sample environment and refill with hydrogen gas, to a pressure of 1 bar.

Measure the sample weight, and label it as the initial weight at room temperature. Next, increase the pressure in the sample environment to 2 bar, and allow it to equilibrate. Measure the weight at the new pressure. Repeat these steps several times at a number of pressures, to acquire a series of sample weights at corresponding pressures, all at room temperature.

Next, measure weight as a function of pressure at a higher temperature. First evacuate the sample environment, then increase the temperature to 150 °C and allow it to equilibrate. Then, increase the pressure to 1 bar. Measure the sample weight, and label it as the initial weight at 150 °C and 1 bar. Increase the pressure, allow it to equilibrate, and measure the weight. Repeat these steps in order to measure a series of sample weights at a range of pressures. To obtain more data, repeat the series of weight measurements at other constant temperatures and pressures.

To calculate the ideal gas constant, tabulate the measured values of sample weight at each temperature and pressure.

Next, calculate the differences between all pairs of sample weights within a single temperature set to obtain all possible combinations of the change in weight as a function of change in pressure, or Δw. This change is equivalent to the change in weight of the hydrogen gas that is displaced by the sample.

Similarly, calculate all corresponding differences in pressure to obtain change in pressure, or ΔP. Tabulate all pairs of changes in weight and pressure for each temperature. Convert the units of temperature to kelvin and the units of pressure to pascals.

Since the volume and temperature remain constant for each series of measurements, the ideal gas law can be written as ΔPV=ΔnRT. Since Δn is equal to Δw divided by the molecular weight of hydrogen, calculate each value of Δn for each value of Δw.

Plot the product of pressure change and sample volume, as a function of the product of Δn and temperature. Perform a linear regression analysis to determine the slope, which will equal the universal gas constant if done correctly.

The ideal gas equation is used in many real world scenarios, typically those performed with gases at ambient temperature and pressure. All gases deviate from ideal behavior at high pressure; however, some gases, such as carbon dioxide, deviate more than others. In this experiment, deviations from ideal behavior were measured for carbon dioxide gas. The procedure was identical to the previous experiment conducted with hydrogen.

A plot of pressure times volume versus moles times temperature was plotted, and the ideal gas constant calculated from the slope of the plot. Carbon dioxide deviated significantly from ideal behavior, even at ambient conditions. This behavior was caused by attractive intermolecular interactions, which was not observed with hydrogen.

The ideal gas law is used in the identification and quantification of explosive gases in air samples. This research area is of extreme importance to the military and security.

Here, explosive components of a gas sample were quantified using temperature desorption gas chromatography. The data, as well as the ideal gas law were then used to quantify these dangerous substances.

You’ve just watched JoVE’s Introduction to the ideal gas law. After watching this video, you should understand the concept of the law, and situations where the equation is applicable.

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