2.4. Законы газового состояния

("газовые" законы строго выполняются только для идеальных газов)

2.4.1. Закон Бойля-Мариотта⁶⁵

объём данной массы газа при постоянной температуре обратно пропорционален его давлению⁶⁶:

РV = соnst или Р₁V₁ = Р₂V₂

(справедлив при Т = соnst)

2.4.2. Закон Шарля⁶⁷

при постоянном объёме давление газа изменяется пропорционально температуре:

Р / Т = соnst или Р₁ / Т₁ = Р₂ / Т₂

(справедлив при V = соnst)

2.4.3. Закон Гей-Люссака⁶⁸

объём данной массы газа при постоянном давлении изменяется пропорционально температуре:

V / Т = соnst или V₁ / Т₁ = V₂ / Т₂

(справедлив при Р = соnst)

2.4.4. Объединённый газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака

Для данного количества (массы) идеального газа⁶⁹ отношение произведения давления на объём к абсолютной температуре есть величина постоянная:

при m = const = соnst или =

(упрощённый вид уравнения состояния идеального газа)

Это уравнение используют для приведения объёмов газа к нормальным условиям⁷⁰:

=

Величина = соnst пропорциональна массе данного газа, то есть

~ m или = или РV = n RТ ,

(уравнение Менделеева-Клапейрона⁷¹)

где Р – давление газа, Па (кПа);

V – объём газа, л (м³)⁷²;

n – количество вещества газа, моль (кмоль);

m – масса газа, г (кг);

М – молярная масса, г/моль (кг/моль);

R – молярная универсальная газовая постоянная

(R = 8,314 = 0,082 = 62 360 = 1,987 ).

2.4.5. Закон объёмных отношений

(Ж.Л. Гей-Люссак, 1805 г.)

Объёмы вступивших в реакцию газов и газообразных продуктов реакции при одинаковых давлении и температуре относятся друг к другу как небольшие целые числа (совпадающие со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции)

Например, для протекающей в газовой фазе реакции

4NН₃ + 3О₂ = 2N₂ + 6Н₂О

: : : = 4 : 3 : 2 : 6.

Для реакции

Н₂ + Cl₂ = 2HCl

	+		→
1 объём		1 объём		2 объёма

2.4.6. Закон Авогадро

(А. Авогадро, 1811 г.)

В равных объёмах идеальных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул (или атомов – благородных газов).

Это объясняется тем, что при одинаковых условиях расстояния между отдельными молекулами у всех газов примерно одинаковы, так как объёмы самих молекул по сравнению с расстояниями между ними ничтожны.

Закону Авогадро подчиняются также пары жидкостей и смеси газов, например воздух.

Следствия из закона Авогадро

1. Молекулы простых газообразных веществ состоят из двух атомов.

Например, Н₂, О₂, Сl₂ (исключение озон О₃, инертные газы Не, Nе, Аr, Кr, Хе).

2. При нормальных условиях 1 моль любого идеального газа занимает объём, равный 22,4 л, и содержит 6,02 ∙10²³ молекул (постоянная Авогадро):

V_M = 22,4 л/моль.

3. Плотностью одного газа по другому (относительной плотностью газа) называется отношение масс равных объёмов этих газов:

D = (при условии V₁ = V₂).

что равнозначно отношению их плотностей:

D = .

а также отношению их молярных масс:

D =

Последнее выражение позволяет легко вычислять молярную массу газа:

Молярная масса газа равна произведению его плотности по отношению к любому другому газу на молярную массу этого газа:

М₁ = D · М₂

Если известна плотность газа по водороду или по воздуху, то молярную массу можно определить по формулам:

М₁ = 2 D и М₁ = 29 D,

где 2 и 29 – значения, соответствующие молярным массам водорода и воздуха⁷³.

Относительная плотность (D) – безразмерная величина.

Плотность вещества – величина, равная массе единицы объёма вещества:

ρ =

Единицы измерения плотности твёрдых и жидких веществ – кг/м³, г/см³ (для жидкостей также г/мл); газов – г/м³, г/л.

Плотность воды при 4 ⁰С (точно при 3,8 ⁰С) и 101,3 кПа равна 1,0000 г/мл.

Плотность (сухого атмосферного) воздуха при нормальных условиях равна 1,2928 г/л (кг/м³).

Плотность газа при н.у. можно определить по его молярной массе.

Если количество вещества равно 1 моль, то

m = М_газа, а V = V_{М газа}, следовательно ρ = .

Физическая суть данного закона заключается в одинаковой способности всех газов занимать предоставляемый объём пространства.