Ideel gasligning af tilstand

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 5. februar 2021; checks kræver 8 redigeringer .

Tilstandsligningen for en ideel gas (nogle gange Mendeleev - Clapeyron-ligningen ) er en formel, der fastslår forholdet mellem tryk , molært volumen og absolut temperatur af en ideel gas . Ligningen ser sådan ud:

pV=\nu RT

hvor

$s$ - tryk ,
$V$ - gasvolumen ,
$\nu$ - mængde af stof i mol
$R$ - universel gaskonstant , R ≈ 8.314 J / (mol⋅K) ,
$T$ — termodynamisk temperatur , K.

Tilstandsligningen for en ideel gas kan skrives som:

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

hvor - masse, - molær masse , (siden mængden af stof ): $m$ $M$ $\nu ={\frac {m}{M))$

eller i formen

p=nkT

hvor er koncentrationen af partikler (atomer eller molekyler) er antallet af partikler, er Boltzmann-konstanten . $n=N/V$ $N$ $k={\frac {R}{N_{A}}}$

Denne skriveform er opkaldt efter Clapeyron-Mendeleev-ligningen (loven).

Ligningen udledt af Clapeyron indeholdt en eller anden ikke-universal gaskonstant , hvis værdi skulle måles for hver gas: $r,$

p\cdot V=r\cdot T.

Mendeleev opdagede , at er direkte proportional med , han kaldte proportionalitetskoefficienten den universelle gas konstant . $r$ $\nu$ $R$

Forbindelse med andre tilstandslove for en ideel gas

I tilfælde af en konstant gasmasse kan ligningen skrives som:

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

\frac{p\cdot V}{T}=\mathrm{konst}.

Den sidste ligning kaldes den kombinerede gaslov . Fra det er lovene for Boyle - Mariotte, Charles og Gay-Lussac opnået:

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

- Boyles lov - Mariotte - Isoterm proces .

p=\mathrm{const}\Rightarrow\frac{V}{T}=\mathrm{const}

— Gay-Lussacs lov — Isobarisk proces .

V=\mathrm{const}\Rightarrow\frac{p}{T}=\mathrm{const}

- Charles ' lov (anden lov af Gay-Lussac, 1808 ) - Isokorisk proces

I form af en andel er denne lov praktisk til at beregne overgangen af en gas fra en stat til en anden. $\frac{p_1\cdot V_1}{T_1}= \frac{p_2\cdot V_2}{T_2}$

Fra et kemikers synspunkt kan denne lov lyde noget anderledes: mængderne af reagerende gasser under de samme betingelser (temperatur, tryk) er relateret til hinanden og til mængderne af gasformige forbindelser dannet som heltal. For eksempel kombineres 1 volumen brint med 1 volumen chlor , og der dannes 2 volumener hydrogenchlorid :

{\ce {H2 + Cl2 -> 2HCl))

1 volumen nitrogen kombineres med 3 volumener brint for at danne 2 volumener ammoniak :

{\ce {N2 + 3H2 -> 2NH3}}

. Boyles lov - Mariotte

Boyles lov - Mariotte

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

opkaldt efter den irske fysiker, kemiker og filosof Robert Boyle (1627-1691), som opdagede den i 1662, og også efter den franske fysiker Edme Mariotte (1620-1684), som opdagede denne lov uafhængigt af Boyle i 1677.

I nogle tilfælde (i gasdynamik ) er det praktisk at skrive tilstandsligningen for en ideel gas i formen

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

hvor er den adiabatiske eksponent , er den indre energi af en enhedsmasse af stoffet. $\gamma$ $\varepsilon$

Emil Amaga fandt ud af, at ved høje tryk afviger gassens adfærd fra Boyle-Mariotte-loven. Denne omstændighed kan afklares ud fra molekylære begreber.

På den ene side er størrelsen af selve molekylerne i højt komprimerede gasser sammenlignelige med afstandene mellem molekylerne. Således er det frie rum, hvori molekylerne bevæger sig, mindre end gassens samlede volumen. Denne omstændighed øger antallet af molekylære påvirkninger på væggen, da det reducerer den afstand, som et molekyle skal rejse for at nå væggen.

På den anden side, i en meget komprimeret og derfor tættere gas, tiltrækkes molekyler mærkbart til andre molekyler meget mere af tiden end molekyler i en fordærvet gas. Dette reducerer tværtimod antallet af molekylære påvirkninger på væggen, da gasmolekylerne i nærvær af tiltrækning til andre molekyler bevæger sig mod væggen med en lavere hastighed end i fravær af tiltrækning. Ved ikke for høje tryk er den anden omstændighed mere signifikant, og produktet falder lidt. Ved meget høje tryk spiller den første omstændighed en vigtig rolle, og produktet øges. $P\cdot V$ $P\cdot V$

Se også

Noter

Litteratur

Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fysisk kemi: Proc. for kemi. specialist. universiteter / red. A. G. Stromberg. - 7. udgave, Sr. - M . : Højere skole, 2009. - 527 s. - ISBN 978-5-06-006161-1 .

Tilstandsligning
Ligninger	ideel gas Van der Waals Berthelot Diterichi Beatty - Bridgman Redlich - Kwong Peng-Robinson Barner-Adler Sugi - Liu Benedikt - Webb - Rubina Lee - Erbar - Edmister Mi-Gruneisen
Afsnit af termodynamik	Termodynamikkens principper Tilstandsligning Termodynamiske størrelser Termodynamiske potentialer Termodynamiske cyklusser Faseovergange