Till skillnad från molekyler i en vätska eller ett fast ämne, kan de i en gas röra sig fritt i det utrymme där du begränsar dem. De flyger omkring, kolliderar ibland med varandra och med containerväggarna. Det kollektiva trycket de utövar på containerväggarna beror på mängden energi de har. De hämtar energi från värmen i sin omgivning, så om temperaturen går upp så gör trycket också. Faktum är att de två kvantiteterna är relaterade av den ideala gaslagen.
TL; DR (för lång; Läste inte)
I en stel behållare varierar trycket som utövas av en gas direkt med temperaturen. Om behållaren inte är stel varierar både volym och tryck med temperaturen enligt den ideala gaslagen.
Den ideala gaslagen
Hämtas under en period av år genom experiment av ett antal individer, den ideala gaslagen följer av Boyles lag och Charles and Gay-Lussac-lagen. Den förra säger att vid en given temperatur (T) är gasens tryck (P) multiplicerat med volymen (V) som den upptar en konstant. Det senare berättar att när gasens massa (n) hålls konstant är volymen direkt proportionell mot temperaturen. I sin slutliga form säger den ideala gaslagen:
PV = nRT
där R är en konstant som kallas idealgaskonstanten.
Om du håller gasens massa och behållarens volym konstant, säger detta förhållande dig att trycket varierar direkt med temperaturen. Om du skulle rita olika värden för temperatur och tryck skulle grafen vara en rak linje med en positiv lutning.
Vad händer om en gas inte är idealisk
En idealisk gas är en där partiklarna antas vara helt elastiska och inte lockar eller stöter varandra. Dessutom antas gaspartiklarna själva inte ha någon volym. Även om ingen riktig gas uppfyller dessa villkor, kommer många tillräckligt nära för att göra det möjligt att tillämpa detta förhållande. Du måste dock ta hänsyn till faktiska faktorer när gasens tryck eller massa blir mycket hög, eller när volymen och temperaturen blir mycket låg. För de flesta applikationer vid rumstemperatur ger den ideala gaslagen en tillräckligt god uppskattning av beteendet hos de flesta gaser.
Hur tryck varierar med temperatur
Så länge gasens volym och massa är konstant blir förhållandet mellan tryck och temperatur:
P = KT
där K är en konstant härledd från volymen, antalet mol gas och den ideala gaskonstanten. Om du lägger en gas som uppfyller de perfekta gasförhållandena i en behållare med styva väggar så att volymen inte kan förändras, försegla behållaren och mät trycket på behållarens väggar, du ser att den minskar när du sänker ner temperatur. Eftersom detta förhållande är linjärt behöver du bara två avläsningar av temperatur och tryck för att dra en linje från vilken du kan extrapolera gasens tryck vid vilken temperatur som helst.
Detta linjära förhållande bryts ner vid mycket låga temperaturer när gasens ofullkomliga elasticitet molekyler blir tillräckligt viktiga för att påverka resultatet, men trycket kommer fortfarande att minska när du sänker temperatur. Förhållandet kommer också att vara olinjärt om gasmolekylerna är tillräckligt stora för att utesluta att klassificera gasen som ideal.