Équation d'état d'un gaz parfait par densité. Pression du gaz

Un gaz parfait, l'équation d'état d'un gaz parfait, sa température et sa pression, son volume... la liste des paramètres et des définitions utilisés dans la section correspondante de la physique peut être longue. Aujourd'hui, nous parlerons exactement de ce sujet.

Que considère-t-on en physique moléculaire ?

L’objet principal considéré dans cette section est un gaz parfait. Le gaz parfait a été obtenu en tenant compte des conditions environnementales normales, et nous en reparlerons un peu plus tard. Abordons maintenant ce « problème » de loin.

Disons que nous avons une certaine masse de gaz. Son état peut être déterminé à l'aide de trois caractères. Il s’agit bien entendu de la pression, du volume et de la température. L'équation d'état du système dans ce cas sera la formule de la relation entre les paramètres correspondants. Cela ressemble à ceci : F (p, V, T) = 0.

Nous approchons ici pour la première fois lentement de l'émergence d'un concept tel que celui de gaz parfait. C'est un gaz dans lequel les interactions entre molécules sont négligeables. En général, cela n’existe pas dans la nature. Cependant, tout le monde est très proche de lui. L'azote, l'oxygène et l'air dans des conditions normales diffèrent peu de l'idéal. Pour écrire l'équation d'état d'un gaz parfait, on peut utiliser la combinaison On obtient : pV/T = const.

Concept connexe n°1 : la loi d'Avogadro

Il peut nous dire que si nous prenons le même nombre de moles d’absolument n’importe quel gaz et les mettons dans les mêmes conditions, y compris la température et la pression, alors les gaz occuperont le même volume. En particulier, l’expérience a été réalisée dans des conditions normales. Cela signifie que la température était égale à 273,15 Kelvin, la pression était d'une atmosphère (760 millimètres de mercure ou 101325 Pascals). Avec ces paramètres, le gaz occupait un volume de 22,4 litres. Par conséquent, nous pouvons dire que pour une mole de n'importe quel gaz, le rapport des paramètres numériques sera une valeur constante. C'est pourquoi il a été décidé de désigner ce numéro par la lettre R et de l'appeler la constante universelle des gaz. Il est donc égal à 8,31. Dimension J/mol*K.

Gaz parfait. Équation d'état d'un gaz parfait et manipulation avec celui-ci

Essayons de réécrire la formule. Pour ce faire, on l'écrit sous cette forme : pV = RT. Ensuite, effectuons une action simple : multipliez les deux côtés de l'équation par un nombre arbitraire de taupes. On obtient pVu = uRT. Prenons en compte le fait que le produit du volume molaire par la quantité de substance est simplement du volume. Mais le nombre de taupes sera simultanément égal au quotient de la masse et de la masse molaire. C’est exactement à quoi cela ressemble : cela donne une idée claire du type de système que forme un gaz parfait. L'équation d'état d'un gaz parfait prendra la forme : pV = mRT/M.

Dérivons la formule de la pression

Faisons encore quelques manipulations avec les expressions résultantes. Pour ce faire, multipliez le côté droit de l'équation de Mendeleev-Clapeyron et divisez-le par le nombre d'Avogadro. Examinons maintenant attentivement le produit de la quantité de substance par le nombre total de molécules contenues dans le gaz. Mais en même temps, le rapport de la constante universelle des gaz au nombre d'Avogadro sera égal à la constante de Boltzmann. Par conséquent, les formules de pression peuvent s’écrire comme suit : p = NkT/V ou p = nkT. Ici, la désignation n est la concentration de particules.

Procédés de gaz parfaits

En physique moléculaire, il existe des isoprocessus. Ce sont ceux qui se produisent dans le système sous l’un des paramètres constants. Dans ce cas, la masse de la substance doit également rester constante. Regardons-les plus spécifiquement. Donc, les lois des gaz parfaits.

La pression reste constante

C'est la loi de Gay-Lussac. Cela ressemble à ceci : V/T = const. Il peut être réécrit d'une autre manière : V = Vo (1+at). Ici, a est égal à 1/273,15 K^-1 et est appelé « coefficient de dilatation volumique ». Nous pouvons remplacer la température par les échelles Celsius et Kelvin. Dans ce dernier cas on obtient la formule V = Voat.

Le volume reste constant

Il s'agit de la deuxième loi de Gay-Lussac, plus communément appelée loi de Charles. Cela ressemble à ceci : p/T = const. Il existe une autre formulation : p = po (1 + at). Les conversions peuvent être effectuées conformément à l'exemple précédent. Comme vous pouvez le constater, les lois d’un gaz parfait sont parfois assez similaires les unes aux autres.

La température reste constante

Si la température d’un gaz parfait reste constante, alors on peut obtenir la loi de Boyle-Mariotte. Cela peut s'écrire ainsi : pV = const.

Concept connexe n°2 : Pression partielle

Disons que nous avons un navire contenant des gaz. Ce sera un mélange. Le système est dans un état d’équilibre thermique et les gaz eux-mêmes ne réagissent pas entre eux. Ici, N désignera le nombre total de molécules. N1, N2 et ainsi de suite, respectivement, le nombre de molécules dans chacun des composants du mélange existant. Prenons la formule de pression p = nkT = NkT/V. Il peut être ouvert pour un cas précis. Pour un mélange bicomposant, la formule prendra la forme : p = (N1 + N2) kT/V. Mais il s’avère ensuite que la pression totale sera additionnée des pressions partielles de chaque mélange. Cela signifie que cela ressemblera à p1 + p2 et ainsi de suite. Ce seront les pressions partielles.

Pourquoi est-ce?

La formule que nous avons obtenue indique que la pression dans le système est exercée par chaque groupe de molécules. D’ailleurs, cela ne dépend pas des autres. Dalton en a profité pour formuler la loi qui portera plus tard son nom : dans un mélange où les gaz ne réagissent pas chimiquement entre eux, la pression totale sera égale à la somme des pressions partielles.

DÉFINITION : Un gaz parfait est un gaz dont les propriétés satisfont aux conditions suivantes :
a) les collisions de molécules d'un tel gaz se produisent sous la forme de collisions de boules élastiques dont les dimensions sont négligeables ;
b) de collision en collision, les molécules se déplacent de manière uniforme et rectiligne ;
c) les forces d'interaction entre molécules sont négligées.

Les gaz réels à température ambiante et à pression normale se comportent comme des gaz parfaits. Les gaz parfaits peuvent être considérés comme des gaz tels que l'hélium et l'hydrogène, dont les propriétés, même dans des conditions ordinaires, correspondent aux lois d'un gaz parfait.

L'état d'une certaine masse de gaz parfait sera déterminé par les valeurs de trois paramètres : P, V, T. Ces valeurs, caractérisant l'état du gaz, sont appelées paramètres d'état. Ces paramètres sont naturellement liés les uns aux autres, donc une modification de l’un d’eux entraîne une modification de l’autre. Cette relation peut être spécifiée analytiquement comme une fonction :

Une relation qui établit un lien entre les paramètres d'un corps est appelée équation d'état. Cette relation est donc l’équation d’état d’un gaz parfait.

Considérons quelques-uns des paramètres d'état caractérisant l'état du gaz :

1) Pression(P). Dans un gaz, la pression résulte du mouvement chaotique des molécules, à la suite duquel les molécules entrent en collision les unes avec les autres et avec les parois du récipient. En raison de l'impact des molécules sur la paroi du récipient, une certaine force moyenne agira sur la paroi du côté des molécules. dF. Supposons que la surface DS, Alors . Ainsi:

DÉFINITION (mécanique) : Pression est une grandeur physique numériquement égale à la force agissant sur une unité de surface qui lui est normale.

Si la force est uniformément répartie sur la surface, alors . Dans le système SI, la pression est mesurée en 1Pa=1N/m2.

2) Température(T).

DÉFINITION (provisoire) : Température Le corps est une grandeur thermodynamique qui caractérise l'état d'équilibre thermodynamique d'un système macroscopique.

La température est la même pour toutes les parties d’un système isolé en état d’équilibre thermodynamique. Autrement dit, si les corps en contact sont dans un état d'équilibre thermique, c'est-à-dire n'échangent pas d'énergie par transfert de chaleur, alors ces corps se voient attribuer la même température. Si, lors de l'établissement d'un contact thermique entre des corps, l'un d'eux transfère de l'énergie à l'autre par transfert de chaleur, alors le premier corps se voit attribuer une température plus élevée que le second.

Toutes les propriétés corporelles (signature thermique) qui dépendent de la température peuvent être utilisées pour quantifier (mesurer) la température.

Par exemple: si nous choisissons le volume comme indicateur de température et supposons que le volume change linéairement avec la température, puis en choisissant la température de fonte de la glace à « 0 » et la température d’ébullition de l’eau à 100°, nous obtenons une échelle de température appelée échelle Celsius. Selon lequel l'état dans lequel un corps thermodynamique a un volume V doit se voir attribuer une température :

Pour déterminer sans ambiguïté l'échelle de température, il est nécessaire de se mettre d'accord, outre la méthode d'étalonnage, également sur le choix d'un corps thermométrique (c'est-à-dire le corps sélectionné pour la mesure) et la caractéristique de température.

Connu deuxéchelles de température :

1) t– échelle de température empirique ou pratique (°C). (Nous parlerons plus tard du choix d'un corps thermométrique et d'une caractéristique de température pour cette échelle).

2) T– échelle thermodynamique ou absolue (°K). Cette échelle ne dépend pas des propriétés du corps thermodynamique (mais cela sera discuté plus tard).

La température T, mesurée sur une échelle absolue, est liée à la température t sur une échelle pratique par la relation

T = t + 273,15.

L'unité de température absolue s'appelle Kelvin. La température sur une échelle pratique est mesurée en degrés. Celsius (°C). Valeurs en degrés. Kelvin et degrés. Les degrés Celsius sont les mêmes. Une température égale à 0°K est appelée zéro absolu, elle correspond à t=-273,15°C

Lois sur le gaz.

Si nous résolvons l’équation d’état des gaz parfaits

concernant l'un des paramètres, par exemple, p, alors l'équation d'état prendra la forme

Et les lois de Boyle-Mariotte et Gay-Lussac, connues grâce au cours de physique de l'école, donnent des équations d'état pour les cas où un paramètre reste constant.

Les lois bien connues des gaz (Boyle-Mariotte, Gay-Lussac, Dalton, Avogadro) ont été découvertes expérimentalement bien avant l'avènement de la théorie de la cinétique moléculaire. Ces lois ont été établies lors d'expériences avec des gaz dans des conditions peu différentes des conditions atmosphériques normales, c'est-à-dire à des températures pas très basses et à des pressions pas très élevées. Dans d'autres conditions, les lois expérimentales des gaz ne reflètent plus avec précision les propriétés des gaz, c'est-à-dire toutes ces lois sont fermer.

Examinons certaines de ces lois :

1) Loi de Boyle - Mariotte ( m= const, T= const).

En étudiant les processus isothermes, le scientifique anglais Boyle (1662) et le scientifique français Marriott (1667) ont établi indépendamment la loi suivante :

DÉFINITION : Pour une masse de gaz donnée à température constante ( T= const) la pression du gaz change de manière inversement proportionnelle au volume.

Analytiquement, cela peut s’écrire : P.· V= const ( T= const). L'ensemble des états correspondant à une même température sera représenté sur le diagramme (P, V) de la courbe déterminée par l'équation de l'hyperbole. Chaque valeur de température possède sa propre courbe, appelée isotherme. Et la transition d'un gaz d'un état à un autre, se produisant à température constante, s'appelle processus isotherme.

2) Loi de Gay-Lussac ( m= const, P.= const).

Alors qu'il étudiait les processus des gaz isobares, le physicien français Gay-Lussac en 1802. a établi la loi suivante :

DÉFINITION : Pour une masse de gaz donnée à pression constante, le volume de gaz évolue linéairement avec l'augmentation de la température :
,
où V est le volume de gaz à la température t° ;
V 0 – volume de gaz à 0°C ;
a est le coefficient thermique de dilatation volumétrique ().

Le coefficient thermique de dilatation volumétrique montre de quelle partie par rapport au volume d'origine le volume du gaz changera lorsqu'il est chauffé de 1°. Pour la plupart des gaz.

Un processus se produisant à pression constante est appelé isobare. Pour un gaz, un tel processus sera affiché sur le diagramme en ligne droite (V, t°) ; ici différentes lignes droites correspondent à différentes pressions et sont appelées isobares.

3) Loi de Charles (m = const, V = const).

DÉFINITION : Pour une masse de gaz donnée à volume constant, la pression du gaz évolue linéairement avec l'augmentation de la température :
,
où P est la pression du gaz à la température t° ;
P 0 – pression du gaz à 0°C ;
g – coefficient thermique de pression du gaz ().

Semblable à ce qui a été dit précédemment à propos du coefficient « a », le coefficient thermique de la pression du gaz montre de quelle partie par rapport à la pression initiale la pression du gaz changera lorsqu'il est chauffé de 1°C.

Pour un gaz parfait également. Pour un gaz parfait.

Processus isochore, c'est-à-dire un processus se produisant à volume constant sur le diagramme (P, t°) sera représenté par une ligne droite. Différentes lignes droites correspondent à différents volumes et sont appelées isochores.

Notons maintenant que toutes les isobares et isochores coupent l'axe t° en un même point, déterminé à partir de la condition 1+a×t°=0. Où .

Si nous prenons zéro comme point de départ pour la température (telle qu’elle était), nous obtenons une échelle de température en Celsius. Si l'on déplace le point de référence au point -273,15, alors on passe à une autre échelle de température, appelée absolu(ou échelle Kelvin).

Selon la définition de l'échelle absolue, la relation suivante existe entre la température absolue (T) et la température Celsius (t) :

. (9.1)

Une température égale à 0°K est appelée zéro absolu.

Pour établir l'échelle de température absolue et le zéro absolu, nous avons utilisé les lois de Gay-Lussac et Charles et agi de manière purement formelle. Cependant, Kelvin en 1852, sur la base d'autres considérations physiques, a établi la même échelle de température absolue avec la même valeur du zéro absolu, qui avait été obtenue formellement auparavant. Par conséquent, les concepts de température absolue et de zéro absolu ne doivent pas être considérés comme formels, n’ayant aucune signification physique. Kelvin a montré que le zéro absolu est la température la plus basse possible d'une substance. Au zéro absolu, le mouvement chaotique des molécules dans la matière s'arrête. Cependant, cela ne signifie pas que tout mouvement cesse. Par exemple, le mouvement des électrons dans un atome est préservé. Actuellement, il est possible de refroidir de petits volumes de matière jusqu'à une température très proche du zéro absolu, en deçà de cette dernière de quelques millièmes de degré seulement.

Passons maintenant dans les équations décrivant les lois de Gay-Lussac et Charles de la température Celsius à la température absolue, en substituant la valeur à la place de t.

et de même

(en supposant que g=a).

De ces équations il résulte que

où les indices 1 et 2 font référence à des états arbitraires situés sur la même isobare (pour l'équation (9.3)), ou sur la même isochore (pour l'équation (9.4)).

Ainsi, à pression constante, le volume d’un gaz est proportionnel à la température absolue ; et à volume constant, la pression du gaz est proportionnelle à la température absolue.

Tout gaz réel suit les équations avec plus de précision PV= const, , , plus sa densité est faible, c'est-à-dire plus le volume qu'il occupe est grand.

D'après l'équation. PV= const, le volume augmente avec la pression décroissante, et selon le volume augmente avec la température. Par conséquent, les lois des gaz considérées sont valables à des températures et des pressions pas trop basses.

Un gaz qui suit exactement ces équations est appelé idéal. Tout gaz réel se rapproche d'un gaz parfait à mesure que sa densité diminue.

Commentaire:

1. la loi de Dalton.

DÉFINITION: Pression partielle La quantité de gaz incluse dans un mélange gazeux est appelée la pression qu'aurait ce gaz si tous les autres gaz étaient éliminés du volume.

En 1801, le physicien et chimiste anglais Dalton établit la relation entre la pression d'un mélange gazeux et les pressions partielles des gaz qui y pénètrent.

DÉFINITION : La pression d'un mélange gazeux est égale à la somme des pressions partielles des gaz qui y pénètrent.

P=P1 +P2 +P3 +…

La loi d'Avogadro.

Sur la base d'expériences avec divers gaz, le scientifique italien Avogadro en 1811. a établi la loi suivante :

DÉFINITION : À la même température et pression, les kilomoles de tout gaz occupent les mêmes volumes.
Dans des conditions normales (t=0°C, P=1 atm), le volume d'un kilomol de n'importe quel gaz est de 22,4 m 3 /kmol.

9.2.4. Équation d'état d'un gaz parfait (équation de Mendeleev-Clapeyron).

Auparavant, on considérait les procédés gazeux dans lesquels l'un des paramètres d'état du gaz restait inchangé, tandis que les deux autres changeaient. Considérons maintenant le cas général où les trois paramètres de l'état du gaz changent et obtenons une équation reliant tous ces paramètres. La loi décrivant ces processus a été établie en 1834. Clapeyron (physicien français, depuis 1830 il travaillait à l'Institut des transports de Saint-Pétersbourg) en combinant les lois évoquées ci-dessus.

Soit un gaz de masse « m ». Sur le diagramme (P, V) on considère deux de ses états arbitraires, déterminés par les valeurs des paramètres P 1, V 1, T 1 et P 2, V 2, T 2. Nous allons transférer le gaz de l’état 1 à l’état 2 par deux processus :

1. expansion isotherme (1®1¢);

2. refroidissement isochore (1¢®2).

La première étape du processus est décrite par la loi de Boyle-Mariotte, donc

. (9.5)

La deuxième étape du processus est décrite par la loi de Gay-Lussac :

En excluant ces équations, on obtient :

. (9.7)

Puisque les états 1 et 2 ont été choisis de manière totalement arbitraire, on peut affirmer que pour tout état :

où C est une valeur constante pour une masse de gaz donnée.

L'inconvénient de cette équation est que la valeur de "C" est différente pour différents gaz. Pour éliminer cet inconvénient, Mendeleïev en 1875. loi de Clapeyron légèrement modifiée, en la combinant avec la loi d'Avogadro.

Écrivons l'équation résultante pour le volume V km. un 1 kilomol de gaz, désignant la constante par la lettre « R » :

Selon la loi d'Avogadro, avec les mêmes valeurs de P et T, les kilomoles de tous les gaz auront les mêmes volumes V km. et donc la constante « R » sera la même pour tous les gaz.

La constante « R » est appelée constante universelle des gaz. L'équation résultante relie les paramètres kilomoles gaz parfait et représente donc l’équation d’état d’un gaz parfait.

La valeur de la constante « R » peut être calculée :

.

Il est facile de passer de l'équation pour 1 kmol à l'équation pour n'importe quelle masse de gaz « m », en tenant compte du fait qu'à la même pression et température « z » les kilomoles de gaz occuperont « z » fois plus de volume que 1 kmol . (V=z×Vkm.).

En revanche, le rapport , où m est la masse du gaz, m est la masse de 1 kmol, déterminera le nombre de moles de gaz.

Multiplions les deux côtés de l'équation de Clapeyron par la valeur , nous obtenons

Þ (9.7a)

Il s’agit de l’équation d’état d’un gaz parfait, écrite pour toute masse de gaz.

L’équation peut prendre une forme différente. Pour ce faire, on introduit la quantité

Où R.- Constante du gaz universel;

N / A– le numéro d’Avogadro ;

Substitution de valeurs numériques R. Et N / A donne la valeur suivante :

.

Multipliez et divisez le côté droit de l'équation par N / A, Alors , voici le nombre de molécules dans la masse de gaz « m ».

Avec ça en tête

(*)

En introduisant la quantité - le nombre de molécules par unité de volume, on arrive à la formule :

Les équations (*) et (**) représentent différentes formes d'écriture de l'équation d'état d'un gaz parfait.

Rapport , alors la densité d'un gaz parfait peut être obtenue à partir de l'équation .

Þ Þ .

Ainsi, la densité d’un gaz parfait est proportionnelle à la pression et inversement proportionnelle à la température.

La simple relation entre la température et d’autres paramètres d’un gaz parfait rend tentant son utilisation comme substance thermométrique. En garantissant un volume constant et en utilisant la pression du gaz comme indicateur de température, vous pouvez obtenir un thermomètre avec une échelle de température linéaire idéale. Nous appellerons cette échelle échelle de température des gaz parfaits.

En pratique, selon les accords internationaux, le corps thermométrique est pris hydrogène. L'échelle établie pour l'hydrogène à l'aide de l'équation d'état des gaz parfaits s'appelle échelle de température empirique.

Pression du gaz se produit à la suite de collisions de molécules avec les parois d'un récipient (et sur un corps placé dans un gaz), dans lequel se trouvent des molécules de gaz se déplaçant de manière aléatoire. Plus les coups sont fréquents, plus ils sont forts - plus la pression est élevée. Si la masse et le volume d'un gaz sont constants, alors sa pression dans un récipient fermé dépend entièrement de la température. La pression dépend également de la vitesse des molécules de gaz qui se déplacent vers l’avant. L'unité de pression est le Pascal p(Pa) . La pression du gaz est mesurée à l'aide d'un manomètre (liquide, métallique et électrique).

Gaz parfait est un modèle de vrai gaz. Un gaz dans un récipient est considéré comme un gaz parfait lorsqu’une molécule volant d’une paroi à l’autre du récipient ne subit pas de collisions avec d’autres molécules. Plus précisément, un gaz parfait est un gaz dans lequel l'interaction entre ses molécules est négligeable ⇒ E à >> E r.

Équation MKT de base relie les paramètres macroscopiques (pression p , volume V , température T , poids m ) système de gaz avec des paramètres microscopiques (masse des molécules, vitesse moyenne de leur mouvement) :

Où n - concentration, 1/m3; m — masse moléculaire, kg ; - vitesse quadratique moyenne des molécules, MS.

Équation d'état des gaz parfaits- une formule établissant la relation entre pression, volume et température absolue gaz parfait, caractérisant l’état d’un système gazier donné. —Équation de Mendeleev-Clapeyron (pour une masse de gaz arbitraire). R = 8,31 J/mol K — Constante du gaz universel. PV = RT – (pour 1 taupe).

Il est souvent nécessaire d'étudier une situation dans laquelle l'état d'un gaz change alors que sa quantité reste inchangée ( m=const ) et en l'absence de réactions chimiques ( M=const ). Cela signifie que la quantité de substance ν=const . Alors:

Pour une masse constante d'un gaz parfait, le rapport du produit de la pression et du volume à la température absolue dans un état donné est une valeur constante : — Équation de Clapeyron.

Processus thermodynamique (ou simplement un processus) est un changement de l'état d'un gaz au fil du temps. Au cours du processus thermodynamique, les valeurs des paramètres macroscopiques changent - pression, volume et température. Sont particulièrement intéressants isoprocessus - processus thermodynamiques dans lesquels la valeur de l'un des paramètres macroscopiques reste inchangée. En fixant tour à tour chacun des trois paramètres, on obtient t Trois types d'isoprocessus.

La dernière équation est appelée la loi unifiée des gaz. Cela fait lois de Boyle - Mariotte, Charles et Gay-Lussac. Ces lois sont appelées lois des isoprocessus :

Isoprocessus - ce sont des processus qui se produisent avec le même paramètre ou température T, ou volume V, ou pression p.

Processus isotherme— - Loi de Boyle-Mariotte (à température constante et masse de gaz donnée, le produit de la pression et du volume est une valeur constante)

Processus isobare — - loi

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État des gaz parfaits

Nous consacrerons la leçon de physique d'aujourd'hui au thème de l'équation d'état d'un gaz parfait. Cependant, essayons d’abord de comprendre un concept tel que l’état d’un gaz parfait. Nous savons que les particules de gaz réels existants, tels que les atomes et les molécules, ont leur propre taille et remplissent naturellement un certain volume dans l'espace, et sont donc légèrement dépendantes les unes des autres.

Lors de l’interaction entre les particules de gaz, les forces physiques gênent leur mouvement et limitent ainsi leur maniabilité. Par conséquent, les lois sur les gaz et leurs conséquences ne sont généralement pas violées uniquement pour les gaz réels raréfiés. Autrement dit, pour les gaz dont la distance entre les particules dépasse largement la taille intrinsèque des particules de gaz. De plus, l’interaction entre ces particules est généralement minime.

Par conséquent, les lois des gaz à la pression atmosphérique naturelle ont une valeur approximative, et si cette pression est élevée, alors les lois ne s'appliquent pas.

Par conséquent, en physique, il est d'usage de considérer un concept tel que l'état d'un gaz parfait. Dans de telles circonstances, les particules sont généralement considérées comme certains points géométriques ayant des dimensions microscopiques et n’ayant aucune interaction les uns avec les autres.

Équation d'état des gaz parfaits

Mais l'équation qui relie ces paramètres microscopiques et détermine l'état du gaz est généralement appelée équation d'état d'un gaz parfait.

Ces paramètres nuls, sans lesquels il est impossible de déterminer l'état du gaz, sont :

Le premier paramètre comprend la pression, désignée par le symbole - P ;
Le deuxième paramètre est le volume –V ;
Et le troisième paramètre est la température – T.
De la section précédente de notre leçon, nous savons déjà que les gaz peuvent agir comme réactifs ou être des produits dans des réactions chimiques, donc dans des conditions normales, il est difficile de faire réagir les gaz entre eux, et pour cela il faut pouvoir pour déterminer le nombre de moles de gaz dans des conditions différentes de la normale.

Mais à ces fins, ils utilisent l’équation d’état d’un gaz parfait. Cette équation est aussi communément appelée équation de Clapeyron-Mendeleev.

Une telle équation d'état pour un gaz parfait peut être facilement obtenue à partir de la formule de dépendance de la pression et de la température, décrivant la concentration du gaz dans cette formule.

Cette équation est appelée équation d’état des gaz parfaits.

n est le nombre de moles de gaz ;
P – pression du gaz, Pa ;
V – volume de gaz, m3 ;
T – température absolue du gaz, K ;
R – constante universelle des gaz 8,314 J/mol×K.

Pour la première fois, une équation permettant d'établir la relation entre la pression, le volume et la température des gaz a été obtenue et formulée en 1834 par le célèbre physicien français Benoit Clapeyron, qui a longtemps travaillé à Saint-Pétersbourg. Mais Dmitri Ivanovitch Mendeleev, le grand scientifique russe, l'a utilisé pour la première fois en 1874, mais avant cela, il avait obtenu la formule en combinant la loi d'Avogadro avec la loi formulée par Clapeyron.

Ainsi, en Europe, la loi qui permet de tirer des conclusions sur la nature du comportement des gaz s'appelle la loi de Mendeleïev-Clapeyron.

Aussi, il faut faire attention au fait que lorsque le volume de gaz est exprimé en litres, l'équation de Clapeyron-Mendeleev aura la forme suivante :

J'espère que vous n'avez eu aucun problème à étudier ce sujet et que vous avez maintenant une idée de ce qu'est l'équation d'état d'un gaz parfait et vous savez qu'avec son aide, vous pouvez calculer les paramètres des gaz réels dans le cas où les conditions physiques des gaz sont proches des conditions normales.