31. Рівняння Менделєєва — Клапейрона

Величини p, V і T, які визначають стан газу, називають параметрами стану. Рівняння, до складу якого одночасно входять всі параметри, називається рівнянням стану. Тиск p газу залежить від значень T і V: . Перехід від пропорційності до рівняння спочатку було здійснено за допомогою коефіцієнта, який мав стале значення (був константою) для даного газу, але мав різні значення для інших газів (ця константа не була універсальною). Таким чином було одержано рівняння стану, назване рівнянням Клапейрона: . Коефіцієнт пропорційності став універсальним завдяки Дмитру Менделєєву, який запропонував розглядати різні гази в однакових кількостях, тому рівняння стало називатися рівнянням Менделєєва — Клапейрона. Для 1 моль газу або . Величина називається універсальною (або молярною) газовою сталою. Для n моль: . 

32.Газові закони:

1)Закон Бойля-Маріотта .Англійський фізик і хімік Р. Бойль в 1662 р. і незалежно від нього в 1676 р. французький фізик Е. Маріотт встановили залежність між тиском і об'ємом за сталої температури обнакової кількості газу: при сталій температурі об'єм сталої кількості газу оберенено пропорційний його тискові pV = const При підвищенні тиску в певне число разів, в стільки ж разів зменшується об'єм. Зручніше закон Бойля-Маріотта використовувати в такиму записі: p1V1 = p2V2 (при сталих T, ν) де індекси 1 і 2 відповідають двом різним умовам.

2)Закони Шарля і Гей-Люссака У 1787 р. французький учений Ж. Шарль встановив залежність між тиском газу і його температурою: тиск газу при сталих об'єму та кількості прямо пропорційний абсолютній температурі p = kT (при сталих V, ν), де k - коефіцієнт пропорційності.

Закон Гей-Люссака (1802 р.) характеризує залежність зміни об'єму газу при зміні температури при сталих тиску і кількості газу: при сталому тиску об'єм певної кількості газу прямо пропорційний його абсолютній температурі V = kT (при сталих P, ν) де k - коефіцієнт пропорційності.

Закон Гей-Люссака зручніше подавати в такому вигляді: V1/V2 = T1/T2 або V1/T1 = V2/T2

3)Закон Авогадро Одним з основних газових законів є закон Авогадро: В однакових об'ємах різних газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул. Важливе значення мають наслідки з закону: однакове число структурних частинок різних газів за однакових умов займають однаковий об'єм, тобто 1 моль будь якого газу (Na = 6,02 · 1023 частинок) за нормальних умов займає об'єм Vm = 22,4 л. маси однакових об'ємів різних газів за однакових умов співвідносяться між собою як їхні молярні маси D = m1 : m2 = M1 : M2 Величина D називається відносною густиною одного газу за другим. Найчастіше відносну густину газу визначають за повітрям або воднем (M(H2) = 2 г/моль, M(пов.) = 29 г/моль).

4)Закон об'ємних відношень. У хімічних реакціях за участю газоподібних речовин об'єм реакційної суміші може змінюватись. Об'ємні відношення газів у хімічних реакціях підпорядковуються закону:

об'єми газів, які беруть участь у реакції, відносяться між собою як невеликі цілі числа

Наприклад для реакції: CH4(г) + 2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(г) один об'єм метану взаємодіє з двома об'ємами кисню з утворенням одного обє'му вуглекислого газу і двох об'ємів води, тобто відносяться між собою як цілі числа 1 : 2 : 1 : 2, що є коефіцієнтами у рівнянні реакції.

5)Рівняння стану ідеального газу Поєднавши закони Бойля-Маріотта (pV = const) і Гей-Люссака (V/T = const) отримаємо: pV/T = const (при сталому ν) Це відношення зручніше використовувати в іншому вигляді: p1V1/T1 = p2V2/T2 Це рівняння стану ідеального газу, за допомогою якого можна обчислювати зміну об'єму при зміні температури і тиску. За його допомогою можна порівнювати параметри 1 моля газу в двох різних станах. Якщо 1 моль газу взяти за нормальних умов (p = 101 325 кПа, V = 2,24 · 10-2 м3/моль, T = 273,15 К) то отримаємо сталу величину: Константа R називається універсальною гозовою сталою, і являє собою роботу розширення одного моля газу при підвищенні температури на 1 К за постійного тиску. Залежно від одиниць вимірювання універсальна газова стала має таке значення: R = 8,31 Дж/(К · моль) = 62360 мм рт. ст. · мл/(К · моль) = 0,082 атм · л/ (К · моль)

Отже, для одного моля газу pV RT тоді для ν моль pV = νRT Цей вираз називається рівняння Менделєєва-Клапейрона. Якщо ν = m/M, можна записати: pV = RTm/M

6)Парціальний тиск газів Якщо змішати декілька газів без зміни тиску і температури, то об'єм утвореної газової суміші буде дорівнювати сумі об'ємів компонентів суміші. Тиски які чинять ці гази називаються парціальними. Парціальний тиск - це тиск який чинив би газ, якби займав весь об'єм суміші при тій самій температурі без інших газів.

загальний тиск суміші газів, які хімічно не взаємодіють між собою, дорівнює сумі їхніх парціальних тисків P = p1 + p2 + p3 + ... + pi Парціальний тиск газу дорівнює добутку його мольної частки на загальний тиск pi = χi · P

7) Реальні гази Властивості реальних газів дещо відрізняються від ідеальних. Це пов'язано з тим, що молекули газу не є точковими, а мають об'єм відмінний від нуля. Особливо ця відмінність спостерігається при високих тисках і низьких температурах. Тому у рівняння газового стану потрібно внести поправку: Vід = Vпр – b, де b - сумарний об'єм молекул. При високих тисках молекули наближаються одна до одної і між ними починають діяти значні сили міжядерної взаємодії тому тиск буде відрізнятися на величину a/V2 Pід = Pпр + a/V2 Ці дві поправки враховуються в законі Ван-дер-Ваальса: (P + a/V2)(V - b) = RT

Сталі a і b в рівнянні Ван-дер-Ваальса добираються емпірично для кожного газу окремо.