Уравнение состояния идеального газа

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Уравнение состояния
Thermodynamics navigation image.svg
Статья является частью серии «Термодинамика».
Уравнение состояния идеального газа
Уравнение Ван-дер-Ваальса
Уравнение Дитеричи
Уравнение Битти — Бриджмена
Уравнение состояния Редлиха — Квонга
Уравнение состояния Барнера — Адлера
Уравнение состояния Суги — Лю
Уравнение состояния Бенедикта — Вебба — Рубина
Уравнение состояния Ли — Эрбара — Эдмистера
Разделы термодинамики
Начала термодинамики
Уравнение состояния
Термодинамические величины
Термодинамические потенциалы
Термодинамические циклы
Фазовые переходы
править
См. также «Физический портал»


Уравнение состояния идеального газа (иногда уравнение Клапейрона или уравнение МенделееваКлапейрона) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

p\cdot V_M= R\cdot T,

где

Так как V_M=\frac{V}{\nu}, где \,\nu — количество вещества, а \,\nu=\frac{m}{M}, где \,m — масса, \,M — молярная масса, уравнение состояния можно записать:

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

Эта форма записи носит имя уравнения (закона) Менделеева — Клапейрона.

Уравнение, выведенное Клапейроном, содержало некую неуниверсальную газовую постоянную \,r, значение которой необходимо было измерять для каждого газа:

p\cdot V = r\cdot T,

Менделеев же обнаружил, что \,r прямо пропорциональна \,\nu, коэффициент пропорциональности \,R он назвал универсальной газовой постоянной.

Связь с другими законами состояния идеального газа[править | править исходный текст]

В случае постоянной массы газа уравнение можно записать в виде:

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

Последнее уравнение называют объединённым газовым законом. Из него получаются законы Бойля — Мариотта, Шарля и Гей-Люссака:

T=\mathrm{const}\Rightarrow p\cdot V=\mathrm{const} — закон Бойля — Мариотта.
p=\mathrm{const}\Rightarrow\frac{V}{T}=\mathrm{const} — Закон Гей-Люссака.
V=\mathrm{const}\Rightarrow\frac{p}{T}=\mathrm{const} — закон Шарля (второй закон Гей-Люссака, 1808 г.)

А в форме пропорции \frac{p_1\cdot V_1}{T_1}= \frac{p_2\cdot V_2}{T_2} этот закон удобен для расчёта перевода газа из одного состояния в другое.

С точки зрения химика этот закон может звучать несколько иначе: Объёмы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных соединений как простые целые числа. Например, 1 объём водорода соединяется с 1 объёмом хлора, при этом образуются 2 объёма хлороводорода:

\,\mathrm{H}_2+\mathrm{Cl}_2=2\mathrm{HCl}.

1 объём азота соединяется с 3 объёмами водорода с образованием 2 объёмов аммиака:

\,\mathrm{N}_2+3\mathrm{H}_2=2\mathrm{NH}_3.
T=\mathrm{const}\Rightarrow p\cdot V=\mathrm{const} — закон Бойля — Мариотта.

Закон Бойля — Мариотта назван в честь ирландского физика, химика и философа Роберта Бойля (1627—1691), открывшего его в 1662 г., а также в честь французского физика Эдма Мариотта (1620—1684), который открыл этот закон независимо от Бойля в 1677 году.

В некоторых случаях (в газовой динамике) уравнение состояния идеального газа удобно записывать в форме

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

где \,\gamma — показатель адиабаты, \,\varepsilon — внутренняя энергия единицы массы вещества.

Эмиль Амага обнаружил, что при высоких давлениях поведение газов отклоняется от закона Бойля — Мариотта. И это обстоятельство может быть прояснено на основании молекулярных представлений.

С одной стороны, в сильно сжатых газах размеры самих молекул являются сравнимыми с расстояниями между молекулами. Таким образом, свободное пространство, в котором движутся молекулы, меньше, чем полный объём газа. Это обстоятельство увеличивает число ударов молекул в стенку, так как благодаря ему сокращается расстояние, которое должна пролететь молекула, чтобы достигнуть стенки.

С другой стороны, в сильно сжатом и, следовательно, более плотном газе молекулы заметно притягиваются к другим молекулам гораздо большую часть времени, чем молекулы в разреженном газе. Это, наоборот, уменьшает число ударов молекул в стенку, так как при наличии притяжения к другим молекулам молекулы газа движутся по направлению к стенке с меньшей скоростью, чем при отсутствии притяжения. При не слишком больших давлениях более существенным является второе обстоятельство и произведение \,P\cdot V немного уменьшается. При очень высоких давлениях большую роль играет первое обстоятельство и произведение \,P\cdot V увеличивается.

См. также[править | править исходный текст]

Литература[править | править исходный текст]

  • Стромберг А. Г., Семченко Д. П. Физическая химия: Учеб. для хим. спец. вузов / Под ред. А. Г. Стромберга. — 7-е изд., стер. — М.: Высш. шк., 2009. — 527 с. — ISBN 978-5-06-006161-1