bugorwiki.info
на главную

Газовые законы

В этой статье рассказывается об историческом развитии законов, описывающих идеальные газы. Для подробного описания законов идеального газа и их дальнейшего развития, см. Закон идеального газа.

Законы о газе были разработаны в конце 18-го века, когда ученые начали осознавать, что могут быть получены отношения между давлением, объемом и температурой образца газа, которые будут приближаться для всех газов. Газы ведут себя аналогичным образом в самых разных условиях, поскольку все они имеют молекулы, которые находятся на большом расстоянии друг от друга, а уравнение состояния для идеального газа выводится из кинетической теории. Более ранние газовые законы теперь рассматриваются как частные случаи уравнения идеального газа, когда одна или несколько переменных остаются постоянными.

Законы Бойля

Основная статья: закон Бойля

В 1662 году Роберт Бойл изучил соотношение между объемом и давлением газа фиксированного количества при постоянной температуре. Он заметил, что объем данной массы газа обратно пропорционален его давлению при постоянной температуре. Закон Бойля, опубликованный в 1662 году, гласит, что при постоянной температуре произведение давления и объема данной массы идеального газа в замкнутой системе всегда является постоянным. Это можно проверить экспериментально с помощью манометра и контейнера с переменным объемом. Это также может быть получено из кинетической теории газов: если контейнер с фиксированным количеством молекул внутри уменьшится в объеме, большее количество молекул ударит в заданную область боковых сторон контейнера в единицу времени, вызывая большее давление ,

Утверждение закона Бойля таково:

Объем данной массы газа обратно пропорционален давлению, когда температура постоянна.

Концепция может быть представлена ​​следующими формулами:

V∝1P {\ displaystyle V \ propto {\ frac {1} {P}}}, что означает «Объем прямо пропорционален 1, деленному на давление», или P∝1V {\ displaystyle P \ propto {\ frac {1} {V}}}, что означает «Давление прямо пропорционально 1, деленному на объем», или PV = k1 {\ displaystyle PV = k_ {1}}, или P1V1 = P2V2 {\ displaystyle P_ {1} V_ {1} = P_ {2} V_ {2} \,} где P - давление, а V - объем газа, а k 1 - постоянная в этом уравнении (и она не совпадает с константами пропорциональности в других уравнениях в Эта статья).

Закон Чарльза

Основная статья: закон Чарльза

Закон Чарльза, или закон томов, был найден в 1787 году Жаком Чарльзом. В нем говорится, что для данной массы идеального газа при постоянном давлении объем прямо пропорционален его абсолютной температуре, предполагаемой в замкнутой системе.

Утверждение закона Чарльза заключается в следующем: объем (V) данной массы газа при постоянном давлении (P) прямо пропорционален его температуре (T). В качестве математического уравнения закон Чарльза записывается так:

V∝T {\ displaystyle V \ propto T \,} или V / T = k2 {\ displaystyle V / T = k_ {2}}, или V1 / T1 = V2 / T2 {\ displaystyle V_ {1} / T_ {1} = V_ {2} / Т_ {2}},

где V - объем газа, T - абсолютная температура, а k 2 - константа пропорциональности (которая не совпадает с константами пропорциональности в других уравнениях в этой статье).

Закон Гей-Люссака

Основная статья: закон Гей-Люссака

Закон Гей-Люссака, закон Амонтона или закон давления был найден Джозефом Луи Гей-Люссаком в 1809 году. Он утверждает, что для данной массы и постоянного объема идеального газа давление, действующее на боковые стороны его контейнера, напрямую пропорционально его абсолютной температуре.

В качестве математического уравнения закон Гей-Люссака записывается как:

P∝T {\ displaystyle P \ propto T \,}, или P / T = k {\ displaystyle P / T = k}, или

K = P делится на T

P1 / T1 = P2 / T2 {\ displaystyle P_ {1} / T_ {1} = P_ {2} / T_ {2}}, где P - давление, T - абсолютная температура, а k - еще одна константа пропорциональности.

Закон Авогадро

Основная статья: закон Авогадро

Закон Авогадро гласит, что объем, занимаемый идеальным газом, прямо пропорционален количеству молекул газа, присутствующего в контейнере. Это приводит к молярному объему газа, который при STP (273,15 К, 1 атм) составляет около 22,4 л. Соотношение определяется

V1n1 = V2n2 {\ displaystyle {\ frac {V_ {1}} {n_ {1}}} = {\ frac {V_ {2}} {n_ {2}}} \,} где n равно числу молекулы газа (или число молей газа).

Законы комбинированного и идеального газа

Соотношения между законами Бойля, Чарльза, Гей-Люссака, Авогадро, комбинированного и идеального газа с kN = nR .
В каждом законе обведенные свойства являются переменными, а свойства, не обведенные - постоянными
Основная статья: Закон идеального газа

Комбинированный закон о газе или Общее газовое уравнение получается путем объединения закона Бойля, закона Чарльза и закона Гей-Люссака. Он показывает соотношение между давлением, объемом и температурой для фиксированной массы (количества) газа:

pV = k5T {\ displaystyle pV = k_ {5} T \,}

Это также можно записать как:

p1V1T1 = p2V2T2 {\ displaystyle \ qquad {\ frac {p_ {1} V_ {1}} {T_ {1}}} = {\ frac {p_ {2} V_ {2}} {T_ {2}}}}

С добавлением закона Авогадро закон комбинированного газа превращается в закон идеального газа:

pV = nRT {\ displaystyle pV = nRT \,} где p - давление V - объем n - число молей R - универсальная газовая постоянная T - температура (K), где коэффициент пропорциональности, теперь называемый R, - универсальный газ константа со значением 8,3144598 (кПа ∙ л) / (моль ∙ к). Эквивалентная формулировка этого закона: pV = kNT {\ displaystyle pV = kNT \,} где p - давление V - объем N - число молекул газа k - постоянная Больцмана (1,318 × 10-23 Дж · К -1 в единицах СИ) T - температура (K)

Эти уравнения точны только для идеального газа, который пренебрегает различными межмолекулярными эффектами (см. Реальный газ). Тем не менее, закон идеального газа является хорошим приближением для большинства газов при умеренном давлении и температуре.

Этот закон имеет следующие важные последствия:

  1. Если температура и давление поддерживаются постоянными, то объем газа прямо пропорционален количеству молекул газа.
  2. Если температура и объем остаются постоянными, то давление газа изменяется прямо пропорционально количеству присутствующих молекул газа.
  3. Если число молекул газа и температура остаются постоянными, то давление обратно пропорционально объему.
  4. Если температура изменяется и число молекул газа остается постоянным, то либо давление, либо объем (или оба) будут меняться прямо пропорционально температуре.

Другие газовые законы

  • Закон Грэма гласит, что скорость диффузии молекул газа обратно пропорциональна корню квадратному из его плотности при постоянной температуре. В сочетании с законом Авогадро (то есть, поскольку равные объемы имеют одинаковое количество молекул), это то же самое, что быть обратно пропорциональным корню молекулярной массы.
  • Закон парциальных давлений Дальтона гласит, что давление смеси газов просто является суммой парциальных давлений отдельных компонентов. Закон Далтона таков:
Итого = P1 + P2 + P3 + ... + Pn≡∑i = 1nPi {\ displaystyle P _ {\ rm {total}} = P_ {1} + P_ {2} + P_ {3} + ... + P_ { n} \ equ \ sum _ {i = 1} ^ {n} P_ {i} \,},

или же

Ptotal = Pgas + PH2O {\ displaystyle P _ {\ mathrm {total}} = P _ {\ mathrm {gas}} + P _ {\ mathrm {H_ {2} O}} \,} где P Total - общее давление атмосфера, P Gas - давление газовой смеси в атмосфере, а P H2O - давление воды при этой температуре.
  • Закон частичного объема Амагата гласит, что объем смеси газов (или объем контейнера) просто является суммой парциальных объемов отдельных компонентов. Закон Амагата заключается в следующем:
Vtotal = V1 + V2 + V3 + ... + Vn≡∑i = 1nVi {\ displaystyle V _ {\ rm {total}} = V_ {1} + V_ {2} + V_ {3} + ... + V_ { n} \ equ \ sum _ {i = 1} ^ {n} V_ {i} \,}, где V Total - общий объем газовой смеси или объем контейнера, V i - частичный объем газ в газовой смеси при этом давлении и этой температуре.
  • Закон Генри гласит, что:
При постоянной температуре количество данного газа, растворенного в данном типе и объеме жидкости, прямо пропорционально парциальному давлению этого газа в равновесии с этой жидкостью. p = kHc {\ displaystyle p = k _ {\ rm {H}} \, c}
  • Закон о реальном газе, сформулированный Йоханнесом Дидериком ван дер Ваальсом (1873).

просмотров: 48