Thuis
Contacten

    Hoofdpagina


Het gebruik van gassen in de oenologie Gassen en hun wetmatigheden 1 Algemene of ideale gaswet

Dovnload 485 Kb.

Het gebruik van gassen in de oenologie Gassen en hun wetmatigheden 1 Algemene of ideale gaswet



Pagina1/4
Datum13.11.2017
Grootte485 Kb.

Dovnload 485 Kb.
  1   2   3   4

Het gebruik van gassen in de oenologie

1. Gassen en hun wetmatigheden

1.1 Algemene of ideale gaswet
De algemene gaswet, ook wel ideale gaswet of Wet van Boyle-Gay-Lussac genoemd, beschrijft het gedrag van ideale gassen onder invloed van druk, volume, temperatuur en aantal deeltjes en luidt:

Daarin is:



Uit de algemene gaswet kunnen de volgende wetten worden afgeleid:

  1. de wet van Boyle die de relatie tussen volume en druk beschrijft bij constante temperatuur
    ( p.V is constant)


  2. de druk wet van Gay-Lussac die de relatie tussen temperatuur en druk beschrijft bij
    constant volume
    ( p / T is constant)


  3. de relatie tussen druk en aantal deeltjes als de verhouding van het volume tot de temperatuur constant is.
    ( p / n is constant)


Een ideaal gas is een theoretisch gas, waarvan de moleculen geen volume innemen en geen invloed op elkaar uitoefenen. Dit gas voldoet aan de algemene gaswet.

Geen enkel bestaand gas voldoet geheel aan de algemene gaswetten omdat:



  • de moleculen zelf een volume innemen, dat bij (zeer) hoge druk niet te verwaarlozen is;

  • de moleculen krachten op elkaar uitoefenen, die bij (zeer) lage T niet meer te verwaarlozen zijn.



Ondanks het feit dat ideale gassen niet bestaan, heeft de algemene gaswet wel nut als eerste benadering. Bij lage of matige drukken is deze benadering beter dan bij hoge druk. Als men de algemene gaswet bijvoorbeeld toepast op lucht bij atmosferische druk en kamertemperatuur, zal de fout niet meer dan een fractie van een procent bedragen.

1.2 Wet van Henry


De Wet van Henry is een scheikundige wet vernoemd naar William Henry die van toepassing is op het moment dat een oplosmiddel in contact is met een gas. Als er contact is tussen een gas en een vloeibaar oplosmiddel, zullen er gasmoleculen gaan oplossen in het oplosmiddel. Als dit lang genoeg doorgaat, zal er een evenwicht worden bereikt, waarbij er evenveel deeltjes in of uit de oplossing gaan. De concentratie van de opgeloste stof is bij zo'n evenwicht recht evenredig met de concentratie van het gas; dit wordt de Wet van Henry genoemd. In symbolen kan de wet er zo uit zien:

Concentratie opgeloste stof = H * gasconcentratie

Hierbij is H de zogeheten Henry-constante (soms wordt hiervoor de letter K gebruikt, omdat het eigenlijk een soort evenwichtsconstante is). De Henry-constante geeft dus de verhouding tussen de gasconcentratie en de concentratie van de oplossing. De eenheid van de Henry-constante kan per bron verschillen. Een gebruikelijke eenheid is molair opgeloste stof per atmosfeer partiële gasdruk maar de eenheid molair opgeloste stof per mol per liter lucht wordt ook wel gebruikt.

De Wet van Henry is een limietwet, die geldig is in de limiet dat de concentratie opgeloste stof naar nul gaat. Over welk concentratie bereik de wet in de praktijk geldig is hangt sterk af van hoe niet-ideaal de combinatie opgeloste stof/oplosmiddel is. Hoe sterker niet-ideaal hoe beperkter. Verder is de waarde van de Henry constante een eigenschap van de combinatie combinatie opgeloste stof/oplosmiddel, dit in tegestelling tot de constante in Roult's wet die voor het oplosmiddel geldt: dit is de evenwichtsdampdruk van het zuivere oplosmiddel alleen.




ml/ml water

0°C

15°C

30°C

N2

0,0235

0,0177

0,0149

CO2

1,713

1,075

0,760

O2

0,0492

0,0365

0,0274



1.3 Wet van raoult
De wet van Raoult is genoemd naar François-Marie Raoult en stelt dat voor een ideaal mengsel de partiële druk van component i in de gasfase gelijk is aan de molfractie (molaire breuk) van component i in de vloeistoffase maal de verzadigde dampspanning.


Pi* = Verzadigde dampspanning van de zuivere component

Pi = Partiële druk van component i

xi = Fractie component i in vloeistoffase [-]
PT = Σi Pi
Samen met de Wet van Raoult wordt de Wet van Henry gebruikt bij de beschrijving van niet-ideale oplossingen

1.4 Wet van Fick
De Wet van Fick beschrijft de diffusie in gassen en vloeistoffen. Deze relatie is afgeleid door Adolf Fick in 1858.



J = Diffusiesnelheid [mol/m2 s]

P = Constante [s-1]

A = Oppervlak [m2]

ΔC = Concentratieverschil [mol/m3]

x = Diffusieafstand [m]
De diffusiesnelheid neemt dus toe als het diffusieoppervlak groter wordt of als de afstand waarover gediffundeerd moet worden afneemt. Bij een afnemend concentratieverschil neemt ook de diffusiesnelheid af.
2. Fysische eigenschappen N2, O2, Ar en CO2


stikstof (N2)
Atoomnummer: 7

Molmassa : 14,0067 g.mol -1

Dichtheid: 1,25.10-3 g.cm-3bij 20°C

Smeltpunt: -210 °C

Kookpunt: -195,8 °C


zuurstof (O2)
Atoomnummer: 8

Molmassa : 15,999 g.mol -1

Dichtheid: 1.429 kg/m3 bij 20°C

Smeltpunt: -219 °C

Kookpunt: -183 °C


Argon (Ar)
Atoomnummer: 18

Molmassa : 39,948 g.mol -1

Dichtheid: 1,78.10 -3 g.cm -3 bij 0 °C

Smeltpunt: -189 °C

Kookpunt: -185,7 °C


koolstofdioxide (CO2)
Molmassa: 44,01 g.mol -1

Dichtheid: 1,98.10 -3 g.cm -3 bij 25 °C

Smeltpunt: -78 °C

Kookpunt: -78 °C


  1   2   3   4


Dovnload 485 Kb.