1.2. Закономірності газоподібних речовин

Для розрахунків технологічних процесів, що відбуваються в газовій фазі, широко використовуються газові закони. Ці закони виражають взаємний зв'язок трьох параметрів – температури (Т), тиску (Р) та об'єму (V) – і характеризують будь-який фізичний стан газу. Для вивчення і опису реальних газів використовується модель ідеального газу.

Ідеальний газ – це уявна матерія, частинки якої віддалені одна від одної на таку відстань, що силами взаємодії між ними і частиною об'єму, який вони займають, можна нехтувати. Такій моделі з відомими допущеннями відповідають:

– за нормальних умов – одноатомні гази (гелій, аргон, пара металів);

– при 100-2000⁰ С – двоатомні гази (водень, кисень, азот);

– при 300-4000⁰ С – багатоатомні гази (двоокис вуглецю, аміак, метан).

Гази, які відхиляються від ідеального стану, називають реальними. Ідеальний газ є моделлю реального і дає хорошу збіжність з практикою, коли стан газу далекий від стану зріджування. Зі зменшенням об'єму і підвищенням тиску будь-який реальний газ даватиме все більше відхилення від ідеального. Розглянемо закони, яким суворо підкоряються лише ідеальні гази (до реальних газів ці закони застосовні тільки при низькому тиску).

Закон Бойля-Маріотта: при постійній температурі добуток тиску газу на його об'єм є величина постійна. Або: при постійній температурі об'єм даної кількості газу обернено пропорційний тиску, тобто при:

Т = соnst → PV = const, і

P₁V₁= P₂V₂, (4)

де Т – абсолютна температура газу, К;

Р – тиск газу, Па;

V – об'єм газу, м³.

Закон Гей-Люссака виражає залежність між наступними параметрами:

– об'ємом і температурою ідеального газу при постійному тиску. Об'єми, займані даною масою газу, відносяться як їх температури. Або:

, (5)

– а також між температурою і тиском цього газу при постійному об'ємі.

Тиск даної маси газу пропорційний температурі цього газу. Або:

. (6)

Вирішуючи спільно рівняння (5,6) можна отримати: .

Математичне узагальнення законів Бойля і Гей-Люссака приводить до рівняння, що зв'язує об'єм газу з його температурою і тиском, і характеризує, таким чином, повний стан газу. Рівняння Менделеєва-Клапейрона:

PV = RT, (7)

де Р – тиск даної маси газу, Па;

V – об'єм газу, м³;

Т – абсолютна температура газу, К;

– кількість даної маси газу, моль;

R – універсальна газова постійна; 8,314 Дж/(моль К).

Постійна R дорівнює роботі розширення одного моля ідеального газу при підвищенні температури на 1 градус при постійному тиску. Чисельне значення цією постійною не залежить ні від виду газу, ні від умов його існування, ні від яких-небудь інших параметрів, а визначається тільки одиницями вимірювання.

Закон Авогадро: У рівних об'ємах різних газів за однакових умов (температурі, тиску) міститься однакова кількість молекул і, отже, молей.

Слідство із закону Авогадро: 1 моль будь-якого газу за однакових умов займає один і той же об'єм.

За нормальних умов (н.у.) – температури 273К і тиску 1атм. = 760мм.рт.ст. = 101,325 кПа – 1 моль будь-якого газу займає об'єм 22,4л/моль або 22,4 м³/кмоль.

Для газоподібних речовин характерне наступне співвідношення:

, (8)