Ideális gáz állapotegyenlete

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2021. február 5-én felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzések 8 szerkesztést igényelnek .

Az ideális gáz állapotegyenlete (néha a Mengyelejev - Clapeyron egyenlet ) egy képlet, amely meghatározza az ideális gáz nyomása , moláris térfogata és abszolút hőmérséklete közötti kapcsolatot . Az egyenlet így néz ki:

pV=\nu RT

ahol

$p$ - nyomás ,
$V$ - gáz térfogata ,
$\nu$ - az anyag mennyisége mólokban
$R$ - univerzális gázállandó , R ≈ 8,314 J / (mol⋅K) ,
$T$ - termodinamikai hőmérséklet , K.

Az ideális gáz állapotegyenlete a következőképpen írható fel:

p\cdot V={\frac {m}{M}}R\cdot T

ahol - tömeg, - moláris tömeg , (az anyag mennyisége óta ): $m$ $M$ $\nu ={\frac {m}{M))$

vagy formában

p=nkT

ahol a részecskék (atomok vagy molekulák) koncentrációja a részecskék száma, a Boltzmann-állandó . $n=N/V$ $N$ $k={\frac {R}{N_{A}}}$

Ez az írásforma a Clapeyron-Mengyelejev egyenletről (törvény) kapta a nevét.

A Clapeyron által levezetett egyenlet tartalmazott valamilyen nem univerzális gázállandót , melynek értékét minden gázra meg kellett mérni: $r,$

p\cdot V=r\cdot T.

Mengyelejev felfedezte, hogy ez egyenesen arányos vele , az arányossági együtthatót univerzális gázállandónak nevezte . $r$ $\nu$ $R$

Kapcsolat az ideális gáz állapotának egyéb törvényeivel

Állandó gáztömeg esetén az egyenlet a következőképpen írható fel:

\frac{p\cdot V}{T}=\nu\cdot R,

\frac{p\cdot V}{T}=\mathrm{const}.

Az utolsó egyenletet kombinált gáztörvénynek nevezzük . Ebből származnak Boyle - Mariotte, Charles és Gay-Lussac törvényei:

T=\mathrm{const}\Rightarrow p\cdot V=\mathrm{const}

- Boyle törvénye - Mariotte - Izotermikus folyamat .

p=\mathrm{const}\Rightarrow\frac{V}{T}=\mathrm{const}

— Gay-Lussac törvénye — Izobár folyamat .

V=\mathrm{const}\Rightarrow\frac{p}{T}=\mathrm{const}

- Károly törvénye (Gay-Lussac második törvénye, 1808 ) - Izokorikus folyamat

Az arány formájában ez a törvény kényelmes a gáz egyik állapotból a másikba való átmenetének kiszámításához. $\frac{p_1\cdot V_1}{T_1}= \frac{p_2\cdot V_2}{T_2}$

A kémikus szemszögéből ez a törvény némileg másként hangozhat: az azonos körülmények között (hőmérséklet, nyomás) reagáló gázok térfogatai egymáshoz és a keletkező gáznemű vegyületek térfogatához egész számokként viszonyulnak. Például 1 térfogatrész hidrogén 1 térfogat klórral egyesül , és 2 térfogatrész hidrogén-klorid képződik :

{\ce {H2 + Cl2 -> 2HCl))

1 térfogatrész nitrogén 3 térfogatrész hidrogénnel egyesül, így 2 térfogatrész ammónia keletkezik :

{\ce {N2 + 3H2 -> 2NH3}}

. Boyle törvénye – Mariotte

Boyle törvénye – Mariotte

T=\mathrm{const}\Rightarrow p\cdot V=\mathrm{const}

Robert Boyle (1627-1691) ír fizikusról, kémikusról és filozófusról nevezték el , aki 1662-ben fedezte fel, valamint Edme Mariotte (1620-1684) francia fizikusról, aki 1677-ben fedezte fel ezt a törvényt Boyle-tól függetlenül.

Egyes esetekben (a gázdinamikában ) célszerű az ideális gáz állapotegyenletét a következő formában felírni:

p=(\gamma-1)\rho\varepszilon,

ahol az adiabatikus kitevő , az anyag egységnyi tömegének belső energiája. $\gamma$ $\varepsilon$

Emil Amaga megállapította, hogy nagy nyomáson a gázok viselkedése eltér a Boyle-Mariotte törvénytől. Ez a körülmény a molekuláris fogalmak alapján tisztázható.

Egyrészt erősen sűrített gázokban a molekulák mérete összemérhető a molekulák közötti távolságokkal. Így a szabad tér, amelyben a molekulák mozognak, kisebb, mint a gáz teljes térfogata. Ez a körülmény növeli a falat érő molekuláris hatások számát, mivel csökkenti azt a távolságot, amelyet a molekulának meg kell tennie, hogy elérje a falat.

Másrészt egy erősen sűrített és ezért sűrűbb gázban a molekulák észrevehetően sokkal többször vonzódnak más molekulákhoz, mint egy ritka gázban lévő molekulák. Ez éppen ellenkezőleg, csökkenti a falat érő molekuláris hatások számát, mivel más molekulákhoz való vonzódás esetén a gázmolekulák kisebb sebességgel mozognak a fal felé, mint vonzás hiányában. Nem túl magas nyomáson a második körülmény jelentősebb, és a termék enyhén csökken. Nagyon magas nyomáson az első körülmény fontos szerepet játszik, és a termék növekszik. $P\cdot V$ $P\cdot V$

Lásd még

Jegyzetek

Irodalom

Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fizikai kémia: Proc. chem. szakember. egyetemek / Szerk. A. G. Stromberg. - 7. kiadás, Sr. - M . : Felsőiskola, 2009. - 527 p. - ISBN 978-5-06-006161-1 .

Állapotegyenlet
Egyenletek	ideális gáz Van der Waals Berthelot Diterichi Beatty – Bridgman Redlich - Kwong Peng-Robinson Barner-Adler Sugi - Liu Benedict - Webb - Rubina Lee – Erbar – Edmister Mi-Gruneisen
A termodinamika szakaszai	A termodinamika alapelvei Állapotegyenlet Termodinamikai mennyiségek Termodinamikai potenciálok Termodinamikai ciklusok Fázisátmenetek