WikiSort.ru - Не сортированное

Уравнение состояния
Статья является частью серии «Термодинамика».
Уравнение состояния идеального газа
Уравнение Ван-дер-Ваальса
Уравнение Бертло
Уравнение Дитеричи
Уравнение Битти — Бриджмена
Уравнение состояния Редлиха — Квонга
Уравнение состояния Пенга — Робинсона
Уравнение состояния Барнера — Адлера
Уравнение состояния Суги — Лю
Уравнение состояния Бенедикта — Вебба — Рубина
Уравнение состояния Ли — Эрбара — Эдмистера
Уравнение состояния Ми — Грюнайзена
Разделы термодинамики
Начала термодинамики
Уравнение состояния
Термодинамические величины
Термодинамические потенциалы
Термодинамические циклы
Фазовые переходы
править
См. также «Физический портал»

Уравне́ние состоя́ния идеа́льного га́за (иногда уравнение Менделеева — Клапейрона или уравнение Клапейрона^[1]) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

${\displaystyle p\cdot V_{M}=R\cdot T,}$

где

• ${\displaystyle p}$  — давление,
• ${\displaystyle V_{M}}$  — молярный объём,
• ${\displaystyle R}$  — универсальная газовая постоянная (R = 8,3144598(48) ^Дж⁄_{(моль∙К)}),
• ${\displaystyle T}$  — абсолютная температура, К.

Так как ${\displaystyle V_{M}={\frac {V}{\nu }},}$ (где ${\displaystyle \nu ={\frac {m}{M}}}$ — количество молей газа, ${\displaystyle m}$  — масса, ${\displaystyle M}$  — молярная масса) уравнение состояния можно записать в виде:

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

или в виде

${\displaystyle p=nkT,}$

где ${\displaystyle n=N/V}$  — концентрация атомов, ${\displaystyle k={\frac {R}{N_{A}}}}$  — постоянная Больцмана.

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

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

${\displaystyle p\cdot V=r\cdot T.}$

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

Связь с другими законами состояния идеального газа

В случае постоянной массы газа уравнение можно записать в виде:

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

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

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

${\displaystyle T=\mathrm {const} \Rightarrow p\cdot V=\mathrm {const} }$  — закон Бойля — Мариотта.

${\displaystyle p=\mathrm {const} \Rightarrow {\frac {V}{T}}=\mathrm {const} }$  — Закон Гей-Люссака.

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

В форме пропорции ${\displaystyle {\frac {p_{1}\cdot V_{1}}{T_{1}}}={\frac {p_{2}\cdot V_{2}}{T_{2}}}}$ 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 целые числа. Например, 1 объём водорода соединяется с 1 объёмом хлора, при этом образуются 2 объёма хлороводорода:

${\displaystyle {\ce {{H_{2}}+Cl_{2}->2HCl.}}}$

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

${\displaystyle {\ce {{N_{2}}+3H_{2}->2{NH_{3}}.}}}$

Закон Бойля — Мариотта

Закон Бойля — Мариотта

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

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

${\displaystyle p=(\gamma -1)\rho \varepsilon ,}$

где ${\displaystyle \gamma }$  — показатель адиабаты, ${\displaystyle \varepsilon }$  — внутренняя энергия единицы массы вещества.

Эмиль Амага обнаружил, что при высоких давлениях поведение газов отклоняется от закона Бойля — Мариотта. 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 ${\displaystyle P\cdot V}$ немного уменьшается. При очень высоких давлениях большую роль играет первое обстоятельство и произведение ${\displaystyle P\cdot V}$ увеличивается.

См. также

• Совершенный газ
• Реальный газ
• Уравнение состояния реального газа

Примечания

Литература

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