Ecuația de stare a unui gaz ideal prin densitate. Presiunea gazului

Un gaz ideal, ecuația de stare a unui gaz ideal, temperatura și presiunea acestuia, volumul... lista parametrilor și definițiilor care sunt utilizate în secțiunea corespunzătoare de fizică poate fi continuată destul de mult timp. Astăzi vom vorbi exact despre acest subiect.

Ce este considerat în fizica moleculară?

Obiectul principal luat în considerare în această secțiune este un gaz ideal. Gazul ideal a fost obținut ținând cont de condițiile normale de mediu și despre asta vom vorbi puțin mai târziu. Acum să abordăm această „problema” de departe.

Să presupunem că avem o anumită masă de gaz. Starea ei poate fi determinată folosind trei caractere. Acestea sunt, desigur, presiunea, volumul și temperatura. Ecuația de stare a sistemului în acest caz va fi formula pentru relația dintre parametrii corespunzători. Arată astfel: F (p, V, T) = 0.

Aici ne apropiem pentru prima dată încet de apariția unui astfel de concept ca gaz ideal. Este un gaz în care interacțiunile dintre molecule sunt neglijabile. În general, acest lucru nu există în natură. Cu toate acestea, oricine este foarte aproape de el. Azotul, oxigenul și aerul în condiții normale diferă puțin de ideal. Pentru a scrie ecuația de stare a unui gaz ideal, putem folosi combinația Obținem: pV/T = const.

Conceptul înrudit #1: Legea lui Avogadro

El ne poate spune că dacă luăm același număr de moli de absolut orice gaz aleatoriu și îi punem în aceleași condiții, inclusiv temperatură și presiune, atunci gazele vor ocupa același volum. În special, experimentul a fost efectuat în condiții normale. Aceasta înseamnă că temperatura a fost egală cu 273,15 Kelvin, presiunea a fost de o atmosferă (760 milimetri de mercur sau 101325 Pascali). Cu acești parametri, gazul a ocupat un volum de 22,4 litri. În consecință, putem spune că pentru un mol din orice gaz raportul parametrilor numerici va fi o valoare constantă. De aceea s-a decis să desemnăm acest număr cu litera R și să-l numim constanta universală a gazelor. Astfel, este egal cu 8,31. Dimensiunea J/mol*K.

Gaz ideal. Ecuația de stare a unui gaz ideal și manipularea cu acesta

Să încercăm să rescriem formula. Pentru a face acest lucru, o scriem sub forma: pV = RT. În continuare, să efectuăm o acțiune simplă: înmulțim ambele părți ale ecuației cu un număr arbitrar de moli. Se obține pVu = uRT. Să luăm în considerare faptul că produsul dintre volumul molar și cantitatea de substanță este pur și simplu volum. Dar numărul de moli va fi simultan egal cu câtul dintre masă și masă molară. Acesta este exact cum arată. Oferă o idee clară despre ce tip de sistem se formează un gaz ideal. Ecuația de stare a unui gaz ideal va lua forma: pV = mRT/M.

Să derivăm formula pentru presiune

Să mai facem câteva manipulări cu expresiile rezultate. Pentru a face acest lucru, înmulțiți partea dreaptă a ecuației Mendeleev-Clapeyron și împărțiți-o la numărul lui Avogadro. Acum ne uităm cu atenție la produsul cantității de substanță prin Acesta nu este nimic mai mult decât numărul total de molecule din gaz. Dar, în același timp, raportul dintre constanta universală a gazului și numărul Avogadro va fi egal cu constanta Boltzmann. Prin urmare, formulele pentru presiune pot fi scrise astfel: p = NkT/V sau p = nkT. Aici denumirea n este concentrația de particule.

Procese cu gaze ideale

În fizica moleculară există așa ceva ca izoprocesele. Acestea sunt cele care au loc în sistem sub unul dintre parametrii constanți. În acest caz, masa substanței trebuie să rămână constantă. Să le privim mai precis. Deci, legile gazelor ideale.

Presiunea rămâne constantă

Aceasta este legea lui Gay-Lussac. Arata astfel: V/T = const. Se poate rescrie în alt mod: V = Vo (1+at). Aici a este egal cu 1/273,15 K^-1 și se numește „coeficient de expansiune în volum”. Putem înlocui temperatura atât pe scara Celsius, cât și pe scara Kelvin. În acest din urmă caz ​​obținem formula V = Voat.

Volumul rămâne constant

Aceasta este a doua lege a lui Gay-Lussac, numită mai frecvent legea lui Charles. Arata astfel: p/T = const. Există o altă formulare: p = po (1 + at). Conversiile pot fi efectuate în conformitate cu exemplul anterior. După cum puteți vedea, legile unui gaz ideal sunt uneori destul de asemănătoare între ele.

Temperatura rămâne constantă

Dacă temperatura unui gaz ideal rămâne constantă, atunci putem obține legea Boyle-Mariotte. Se poate scrie astfel: pV = const.

Conceptul înrudit #2: Presiunea parțială

Să presupunem că avem un vas cu gaze. Va fi un amestec. Sistemul este într-o stare de echilibru termic, iar gazele în sine nu reacţionează între ele. Aici N va desemna numărul total de molecule. N1, N2 și așa mai departe, respectiv, numărul de molecule din fiecare dintre componentele amestecului existent. Să luăm formula de presiune p = nkT = NkT/V. Poate fi deschis pentru un caz anume. Pentru un amestec cu două componente, formula va lua forma: p = (N1 + N2) kT/V. Dar apoi se dovedește că presiunea totală va fi însumată din presiunile parțiale ale fiecărui amestec. Aceasta înseamnă că va arăta ca p1 + p2 și așa mai departe. Acestea vor fi presiunile parțiale.

Pentru ce este?

Formula pe care am obținut-o indică faptul că presiunea în sistem este exercitată de fiecare grup de molecule. Apropo, nu depinde de alții. Dalton a profitat de acest lucru atunci când a formulat legea care a fost numită ulterior după el: într-un amestec în care gazele nu reacţionează chimic între ele, presiunea totală va fi egală cu suma presiunilor parţiale.

DEFINIȚIE: Un gaz ideal este un gaz ale cărui proprietăți îndeplinesc următoarele condiții:
a) ciocnirile de molecule ale unui astfel de gaz apar ca ciocniri de bile elastice, ale căror dimensiuni sunt neglijabile;
b) de la ciocnire la ciocnire, moleculele se deplasează uniform și rectiliniu;
c) se neglijează forţele de interacţiune dintre molecule.

Gazele reale la temperatura camerei și presiunea normală se comportă ca gazele ideale. Gazele ideale pot fi considerate gaze precum heliul și hidrogenul, ale căror proprietăți chiar și în condiții obișnuite corespund legilor unui gaz ideal.

Starea unei anumite mase de gaz ideal va fi determinată de valorile a trei parametri: P, V, T. Aceste valori, care caracterizează starea gazului, se numesc parametrii de stare. Acești parametri sunt în mod natural legați unul de celălalt, așa că o modificare a unuia dintre ei atrage după sine o schimbare a celuilalt. Această relație poate fi specificată analitic ca o funcție:

Se numește o relație care oferă o legătură între parametrii unui corp ecuația de stare. Prin urmare, această relație este ecuația de stare a unui gaz ideal.

Să luăm în considerare câțiva dintre parametrii de stare care caracterizează starea gazului:

1) Presiune(P). Într-un gaz, presiunea apare ca urmare a mișcării haotice a moleculelor, în urma căreia moleculele se ciocnesc între ele și cu pereții recipientului. Ca urmare a impactului moleculelor asupra peretelui vasului, o anumită forță medie va acționa asupra peretelui din partea laterală a moleculelor. dF. Să presupunem că aria suprafeței dS, Apoi . Prin urmare:

DEFINIȚIE (mecanistică): Presiune este o mărime fizică egală numeric cu forța care acționează asupra unei unități de suprafață normală acesteia.

Dacă forța este distribuită uniform pe suprafață, atunci . În sistemul SI, presiunea se măsoară în 1Pa=1N/m2.

2) Temperatura(T).

DEFINIȚIE (provizorie): Temperatura corpul este o mărime termodinamică care caracterizează starea de echilibru termodinamic al unui sistem macroscopic.

Temperatura este aceeași pentru toate părțile unui sistem izolat aflate într-o stare de echilibru termodinamic. Adică dacă corpurile de contact sunt într-o stare de echilibru termic, adică. nu fac schimb de energie prin transfer de căldură, atunci acestor corpuri li se atribuie aceeași temperatură. Dacă, atunci când se stabilește contact termic între corpuri, unul dintre ele transferă energie celuilalt prin transfer de căldură, atunci primului corp i se atribuie o temperatură mai mare decât al doilea.

Oricare dintre proprietățile corpului (semnătura temperaturii) care depinde de temperatură poate fi utilizată pentru a cuantifica (măsura) temperatura.

De exemplu: dacă alegem volumul ca indicator de temperatură și presupunem că volumul se modifică liniar cu temperatura, atunci alegând temperatura de topire a gheții ca „0”, și temperatura de fierbere a apei ca 100°, obținem o scară de temperatură numită scala Celsius. În conformitate cu care starea în care un corp termodinamic are un volum V ar trebui să i se atribuie o temperatură:

Pentru a determina fără ambiguitate scara de temperatură, este necesar să se convină, pe lângă metoda de calibrare, și asupra alegerii unui corp termometric (adică, corpul care este selectat pentru măsurare) și a caracteristicii temperaturii.

Cunoscut Două scale de temperatura:

1) t– scară de temperatură empirică sau practică (°C). (Vom vorbi mai târziu despre alegerea unui corp termometric și a unei caracteristici de temperatură pentru această scară).

2) T– scară termodinamică sau absolută (°K). Această scară nu depinde de proprietățile corpului termodinamic (dar acest lucru va fi discutat mai târziu).

Temperatura T, măsurată pe o scară absolută, este legată de temperatura t pe o scară practică prin relație

T = t + 273,15.

Unitatea de măsură a temperaturii absolute se numește Kelvin. Temperatura pe o scară practică este măsurată în grade. Celsius (°C). Valori de grade. Kelvin și deg. Celsius sunt la fel. O temperatură egală cu 0°K se numește zero absolut, ea corespunde cu t=-273,15°C

Legile gazelor.

Dacă rezolvăm ecuația de stare a gazelor ideale

cu privire la oricare dintre parametri, de exemplu, p, atunci ecuația de stare va lua forma

Iar legile Boyle-Mariotte și Gay-Lussac, cunoscute de la cursul de fizică școlară, dau ecuații de stare pentru cazurile în care un parametru rămâne constant.

Cunoscutele legi ale gazelor (Boyle-Mariotte, Gay-Lussac, Dalton, Avogadro) au fost descoperite experimental cu mult înainte de apariția teoriei cinetice moleculare. Aceste legi au fost stabilite în experimente cu gaze în condiții nu foarte diferite de condițiile atmosferice normale, adică. la temperaturi nu foarte scăzute şi la presiuni nu foarte mari. În alte condiții, legile experimentale ale gazelor nu mai reflectă cu acuratețe proprietățile gazelor, adică. toate aceste legi sunt închide.

Să ne uităm la câteva dintre aceste legi:

1) Legea lui Boyle - Mariotta ( m= const, T= const).

În timp ce studiau procesele izoterme, omul de știință englez Boyle (1662) și omul de știință francez Marriott (1667) au stabilit în mod independent următoarea lege:

DEFINIȚIE: Pentru o masă dată de gaz la temperatură constantă ( T= const) presiunea gazului se modifică invers proporțional cu volumul.

Din punct de vedere analitic, aceasta poate fi scrisă astfel: P· V= const ( T= const). Setul de stări corespunzătoare aceleiași temperaturi va fi reprezentat pe diagrama (P, V) a curbei determinate de ecuația hiperbolei. Fiecare valoare a temperaturii are propria sa curbă, numită izotermă. Și se numește tranziția unui gaz de la o stare la alta, care are loc la o temperatură constantă proces izotermic.

2) Legea lui Gay-Lussac ( m= const, P= const).

În timp ce studia procesele gazelor izobare, fizicianul francez Gay-Lussac în 1802. a stabilit urmatoarea lege:

DEFINIȚIE: Pentru o masă dată de gaz la presiune constantă, volumul gazului se modifică liniar odată cu creșterea temperaturii:
,
unde V este volumul de gaz la temperatura t°;
V 0 – volum de gaz la 0°C;
a este coeficientul termic de dilatare volumetrică ().

Coeficientul termic de dilatare volumetrică arată în ce parte față de volumul inițial se va modifica volumul gazului atunci când este încălzit cu 1°. Pentru majoritatea gazelor.

Un proces care are loc la presiune constantă se numește izobaric. Pentru un gaz, un astfel de proces va fi afișat pe diagrama în linie dreaptă (V, t°); aici linii drepte diferite corespund unor presiuni diferite și se numesc izobare.

3) Legea lui Charles (m = const, V = const).

DEFINIȚIE: Pentru o masă dată de gaz la un volum constant, presiunea gazului se modifică liniar odată cu creșterea temperaturii:
,
unde P este presiunea gazului la temperatura t°;
P 0 – presiunea gazului la 0°C;
g – coeficientul termic al presiunii gazului ().

Similar cu ceea ce sa spus mai devreme referitor la coeficientul „a”, coeficientul termic al presiunii gazului arată în ce parte față de presiunea inițială se va modifica presiunea gazului atunci când este încălzit cu 1°C.

De asemenea, pentru un gaz ideal. Pentru un gaz ideal.

Procesul izocor, adică un proces care are loc la un volum constant pe diagramă (P, t°) va fi reprezentat printr-o linie dreaptă. Diferite linii drepte corespund unor volume diferite și sunt numite izocorii.

Să observăm acum că toate izobarele și izocorele intersectează axa t° în același punct, determinat din condiția 1+a×t°=0. Unde .

Dacă luăm zero ca punct de plecare pentru temperatură (cum a fost), obținem o scară de temperatură în Celsius. Dacă deplasăm punctul de referință la punctul -273.15, atunci trecem la o altă scară de temperatură, care se numește absolut(sau scara Kelvin).

Conform definiției scalei absolute, între temperatura absolută (T) și temperatura Celsius (t) există următoarea relație:

. (9.1)

O temperatură egală cu 0°K se numește zero absolut.

Pentru a stabili scala de temperatură absolută și zero absolut, am folosit legile lui Gay-Lussac și Charles și am acționat pur formal. Cu toate acestea, Kelvin în 1852, pe baza altor considerații fizice, a stabilit aceeași scară de temperatură absolută cu aceeași valoare a zero absolut, care fusese anterior obținută formal. Prin urmare, conceptele de temperatură absolută și zero absolut nu trebuie considerate formale, neavând sens fizic. Kelvin a arătat că zero absolut este cea mai scăzută temperatură posibilă a unei substanțe. La zero absolut, mișcarea haotică a moleculelor din materie se oprește. Cu toate acestea, acest lucru nu înseamnă că toată mișcarea în ea încetează. De exemplu, mișcarea electronilor într-un atom este păstrată. În prezent, este posibil să se răcească volume mici de materie până la o temperatură foarte apropiată de zero absolut, fiind sub aceasta din urmă cu doar câteva miimi de grad.

Să trecem acum în ecuațiile care descriu legile lui Gay-Lussac și Charles de la temperatura Celsius la temperatura absolută, înlocuind valoarea în loc de t.

si asemanator

(presupunând g=a).

Din aceste ecuaţii rezultă că

unde indicii 1 și 2 se referă la stări arbitrare situate pe aceeași izobară (pentru ecuația (9.3)) sau aceeași izocor (pentru ecuația (9.4)).

Deci, la presiune constantă, volumul unui gaz este proporțional cu temperatura absolută; iar la volum constant, presiunea gazului este proporțională cu temperatura absolută.

Orice gaz real urmează ecuațiile mai precis PV= const, , , cu cât densitatea sa este mai mică, adică cu atât volumul pe care îl ocupă este mai mare.

Conform Eq. PV= const, volumul crește odată cu scăderea presiunii, iar în funcție de volum crește odată cu temperatura. În consecință, legile privind gazele considerate sunt valabile la temperaturi nu prea scăzute și la presiuni scăzute.

Un gaz care urmează exact aceste ecuații se numește ideal. Orice gaz real se apropie de un gaz ideal pe măsură ce densitatea acestuia scade.

cometariu:

1. legea lui Dalton.

DEFINIȚIE: Presiune parțială de gaz inclus într-un amestec de gaze se numește presiunea pe care acest gaz ar avea-o dacă toate celelalte gaze ar fi îndepărtate din volum.

În 1801, fizicianul și chimistul englez Dalton a stabilit relația dintre presiunea unui amestec de gaze și presiunile parțiale ale gazelor care intră în el.

DEFINIȚIE: Presiunea unui amestec de gaze este egală cu suma presiunilor parțiale ale gazelor care intră în el.

P=P1 +P2 +P3+…

legea lui Avogadro.

Pe baza experimentelor cu diferite gaze, savantul italian Avogadro în 1811. a stabilit urmatoarea lege:

DEFINIȚIE: La aceeași temperatură și presiune, kilomolii oricăror gaze ocupă aceleași volume.
În condiții normale (t=0°C, P=1 atm) volumul unui kilomol de orice gaz este de 22,4 m 3 /kmol.

9.2.4. Ecuația de stare a unui gaz ideal (ecuația Mendeleev-Clapeyron).

Anterior, au fost luate în considerare procesele de gaze în care unul dintre parametrii stării gazului rămânea neschimbat, în timp ce ceilalți doi s-au modificat. Acum să luăm în considerare cazul general în care toți cei trei parametri ai stării gazului se schimbă și să obținem o ecuație care leagă toți acești parametri. Legea care descrie astfel de procese a fost stabilită în 1834. Clapeyron (fizician francez, din 1830 a lucrat la Institutul de Transport din Sankt Petersburg) combinând legile discutate mai sus.

Să existe un gaz de masă „m”. Pe diagrama (P, V) luăm în considerare două dintre stările sale arbitrare, determinate de valorile parametrilor P 1, V 1, T 1 și P 2, V 2, T 2. Vom transfera gazul din starea 1 în starea 2 prin două procese:

1. expansiune izotermă (1®1¢);

2. răcire izocoră (1¢®2).

Prin urmare, prima etapă a procesului este descrisă de legea Boyle-Mariotte

. (9.5)

A doua etapă a procesului este descrisă de legea lui Gay-Lussac:

Excluzând din aceste ecuații, obținem:

. (9.7)

Deoarece stările 1 și 2 au fost luate complet arbitrar, se poate argumenta că pentru orice stare:

unde C este o valoare constantă pentru o masă dată de gaz.

Dezavantajul acestei ecuații este că valoarea lui „C” este diferită pentru diferite gaze.Pentru a elimina acest dezavantaj, Mendeleev în 1875. a modificat ușor legea lui Clapeyron, combinând-o cu legea lui Avogadro.

Să scriem ecuația rezultată pentru volumul V km. un 1 kilomol de gaz, indicând constanta cu litera „R”:

Conform legii lui Avogadro, cu aceleași valori ale lui P și T, kilomolii tuturor gazelor vor avea aceleași volume V km. și prin urmare constanta „R” va fi aceeași pentru toate gazele.

Constanta „R” se numește constanta universală a gazului. Ecuația rezultată leagă parametrii kilomoli gaz ideal și, prin urmare, reprezintă ecuația de stare a unui gaz ideal.

Valoarea constantei „R” poate fi calculată:

.

Este ușor să treceți de la ecuația pentru 1 kmol la ecuația pentru orice masă de gaz „m”, ținând cont că la aceeași presiune și temperatură „z” kilomoli de gaz vor ocupa „z” ori mai mult volum decât 1 kmol. . (V=z×V km.).

Pe de altă parte, raportul , unde m este masa gazului, m este masa de 1 kmol, va determina numărul de moli de gaz.

Să înmulțim ambele părți ale ecuației Clapeyron cu valoarea , obținem

Þ (9.7a)

Aceasta este ecuația de stare a unui gaz ideal, scrisă pentru orice masă de gaz.

Ecuația poate primi o formă diferită. Pentru a face acest lucru, introducem cantitatea

Unde R– constanta universală de gaz;

N / A– numărul lui Avogadro;

Înlocuirea valorilor numerice RȘi N / A dă următoarea valoare:

.

Înmulțiți și împărțiți partea dreaptă a ecuației cu N / A, Apoi , iată numărul de molecule din masa de gaz „m”.

Având în vedere acest lucru

(*)

Introducând cantitatea - numărul de molecule pe unitate de volum, ajungem la formula:

Ecuațiile (*) și (**) reprezintă diferite forme de scriere a ecuației de stare a unui gaz ideal.

Raportul , atunci densitatea unui gaz ideal poate fi obținută din ecuație .

Þ Þ .

Astfel, densitatea unui gaz ideal este proporțională cu presiunea și invers proporțională cu temperatura.

Relația simplă dintre temperatură și alți parametri ai unui gaz ideal îl face tentant să fie folosit ca substanță termometrică. Asigurând un volum constant și folosind presiunea gazului ca indicator de temperatură, puteți obține un termometru cu o scară de temperatură liniară ideală. Vom numi această scară scala de temperatură a gazului ideal.

În practică, conform acordului internațional, se ia corpul termometric hidrogen. Scara stabilită pentru hidrogen folosind ecuația de stare a gazului ideal se numește scara empirică a temperaturii.

Presiunea gazului apare ca urmare a ciocnirii moleculelor cu pereții unui vas (și pe un corp plasat într-un gaz), în care există molecule de gaz care se mișcă aleatoriu. Cu cât loviturile sunt mai dese, cu atât sunt mai puternice - cu atât presiunea este mai mare. Dacă masa și volumul unui gaz sunt constante, atunci presiunea acestuia într-un vas închis depinde în întregime de temperatură. Presiunea depinde și de viteza moleculelor de gaz care se deplasează înainte. Unitatea de măsură a presiunii este pascal p(Pa) . Presiunea gazului se măsoară cu un manometru (lichid, metal și electric).

Gaz ideal este un model de gaz real. Un gaz dintr-un vas este considerat un gaz ideal atunci când o moleculă care zboară de la un perete la altul al vasului nu se confruntă cu coliziuni cu alte molecule. Mai exact, un gaz ideal este un gaz în care interacțiunea dintre moleculele sale este neglijabilă ⇒ E la >> E r.

Ecuația MKT de bază raportează parametrii macroscopici (presiunea p , volum V , temperatura T , greutate m ) sistem de gaze cu parametri microscopici (masa moleculelor, viteza medie de deplasare a acestora):

Unde n - concentrare, 1/m 3; m — masa moleculară, kg; - viteza medie pătrată a moleculelor, Domnișoară.

Ecuația de stare a gazelor ideale- o formulă care stabilește relația dintre presiune, volum și temperatură absolută gaz ideal, care caracterizează starea unui sistem de gaze dat. —Ecuația Mendeleev-Clapeyron (pentru o masă arbitrară de gaz). R = 8,31 J/mol K — constanta universală a gazului. pV = RT – (pentru 1 mol).

Este adesea necesar să se investigheze o situație în care starea unui gaz se schimbă în timp ce cantitatea acestuia rămâne neschimbată ( m=const ) și în absența reacțiilor chimice ( M=const ). Aceasta înseamnă că cantitatea de substanță ν=const . Apoi:

Pentru o masă constantă a unui gaz ideal, raportul dintre produsul presiunii și volumului și temperatura absolută într-o stare dată este o valoare constantă: — Ecuația Clapeyron.

Proces termodinamic (sau pur și simplu proces) este o schimbare a stării unui gaz în timp.În timpul procesului termodinamic, valorile parametrilor macroscopici se modifică - presiune, volum și temperatură. De un interes deosebit sunt izoprocese - procese termodinamice în care valoarea unuia dintre parametrii macroscopici rămâne neschimbată. Fixând fiecare dintre cei trei parametri pe rând, obținem t Trei tipuri de izoprocese.

Ultima ecuație se numește legea unificată a gazelor. Face legile lui Boyle - Mariotte, Charles și Gay-Lussac. Aceste legi se numesc legi pentru izoprocese:

Izoprocese - acestea sunt procese care au loc la același parametru sau T-temperatură, sau V-volum sau p-presiune.

Proces izotermic- Legea Boyle-Mariotte (la o temperatură constantă și o masă dată de gaz, produsul presiunii și volumului este o valoare constantă)

Procesul izobar — - lege

>>Fizica si Astronomie >>Fizica clasa a X-a >>Fizica: Ecuația de stare a unui gaz ideal

Stare ideală de gaz

Vom dedica lecția de fizică de astăzi temei ecuației de stare a unui gaz ideal. Cu toate acestea, mai întâi, să încercăm să înțelegem un astfel de concept precum starea unui gaz ideal. Știm că particulele de gaze reale existente, cum ar fi atomii și moleculele, au propriile lor dimensiuni și umplu în mod natural un anumit volum în spațiu și, în consecință, sunt ușor dependente unele de altele.

Atunci când interacționează între particulele de gaz, forțele fizice le îngreunează mișcarea și, prin urmare, le limitează manevrabilitatea. Prin urmare, legile gazelor și consecințele lor, de regulă, nu sunt încălcate numai pentru gazele reale rarefiate. Adică, pentru gaze, distanța dintre particulele cărora depășește semnificativ dimensiunea intrinsecă a particulelor de gaz. În plus, interacțiunea dintre astfel de particule este de obicei minimă.

Prin urmare, legile gazelor la presiunea atmosferică naturală au o valoare aproximativă, iar dacă această presiune este mare, atunci legile nu se aplică.

Prin urmare, în fizică este obișnuit să se considere un astfel de concept drept starea unui gaz ideal. În astfel de circumstanțe, particulele sunt de obicei considerate ca anumite puncte geometrice care au dimensiuni microscopice și nu au nicio interacțiune între ele.

Ecuația de stare a gazelor ideale

Dar ecuația care leagă acești parametri microscopici și determină starea gazului este de obicei numită ecuația de stare a unui gaz ideal.

Astfel de parametri zero, fără de care este imposibil să se determine starea gazului, sunt:

Primul parametru include presiunea, care este desemnată prin simbolul - P;
Al doilea parametru este volumul –V;
Și al treilea parametru este temperatura - T.
Din secțiunea anterioară a lecției noastre, știm deja că gazele pot acționa ca reactanți sau pot fi produse în reacții chimice, prin urmare, în condiții normale, este dificil să faceți gazele să reacționeze între ele și pentru aceasta este necesar să se poată pentru a determina numărul de moli de gaze în condiții diferite de cele normale.

Dar în aceste scopuri folosesc ecuația de stare a unui gaz ideal. Această ecuație este numită și ecuația Clapeyron-Mendeleev.

O astfel de ecuație de stare pentru un gaz ideal poate fi obținută cu ușurință din formula pentru dependența de presiune și temperatură, descriind concentrația gazului în această formulă.

Această ecuație se numește ecuația de stare a gazelor ideale.

n este numărul de moli de gaz;
P – presiunea gazului, Pa;
V – volumul gazului, m3;
T – temperatura absolută a gazului, K;
R – constanta universală a gazului 8,314 J/mol×K.

Pentru prima dată, o ecuație care ajută la stabilirea relației dintre presiunea, volumul și temperatura gazelor a fost obținută și formulată în 1834 de celebrul fizician francez Benoit Clapeyron, care a lucrat mult timp la Sankt Petersburg. Dar Dmitri Ivanovici Mendeleev, marele om de știință rus, l-a folosit pentru prima dată în 1874, dar înainte de asta a obținut formula combinând legea lui Avogadro cu legea formulată de Clapeyron.

Prin urmare, în Europa, legea care ne permite să tragem concluzii despre natura comportării gazelor a fost numită legea Mendeleev-Clapeyron.

De asemenea, ar trebui să acordați atenție faptului că atunci când volumul de gaz este exprimat în litri, ecuația Clapeyron-Mendeleev va avea următoarea formă:

Sper că nu ați avut probleme în studierea acestui subiect și acum aveți o idee despre ce este ecuația de stare a unui gaz ideal și știți că cu ajutorul acestuia puteți calcula parametrii gazelor reale din cazul în care condițiile fizice ale gazelor sunt apropiate de condițiile normale.