Уравнение состояния идеального газа: формула, законы Бойля-Мариотта, Шарля, Авогадро. Объяснение, применение и история создания идеальной газовой модели.
Сравнивайте с английским: нажмите на абзац — оригинал откроется в окне. Кнопка EN под абзацем показывает его прямо в тексте.
Содержание
Введение
Уравнение состояния гипотетического идеального газа
Equation of the state of a hypothetical ideal gas
Закон идеального газа, также называемый общим уравнением состояния газа, является уравнением состояния гипотетического идеального газа. Он является хорошим приближением для описания поведения многих газов в различных условиях, хотя и имеет ряд ограничений. Впервые он был сформулирован Бенуа Полем Эмилем Клэпероном в 1834 году как объединение эмпирических законов Бойля, Шарля, Авогадро и Гей-Люссака. Закон идеального газа часто записывается в эмпирической форме:
The ideal gas law, also called the general gas equation, is the equation of state of a hypothetical ideal gas. It is a good approximation of the behavior of many gases under many conditions, although it has several limitations. It was first stated by Benoît Paul Émile Clapeyron in 1834 as a combination of the empirical Boyle's law, Charles's law, Avogadro's law, and Gay Lussac's law. The ideal gas law is often written in an empirical form:
где P, V и T – соответственно давление, объем и температура; n – количество вещества; а R – идеальная газовая постоянная. Он также может быть выведен из микроскопической кинетической теории, что было сделано (независимо друг от друга) Августом Крёнигом в 1856 году и Рудольфом Клаузиусом в 1857 году.
where , and are the pressure, volume and temperature respectively; is the amount of substance; and is the ideal gas constant. It can also be derived from the microscopic kinetic theory, as was achieved (apparently independently) by August Krönig in 1856 and Rudolf Clausius in 1857.
Уравнение
Состояние определенного количества газа определяется его давлением, объемом и температурой. Современная форма уравнения состояния описывает эту зависимость в двух основных видах. Температура, используемая в уравнении состояния, является абсолютной: соответствующей единицей СИ является кельвин.
The state of an amount of gas is determined by its pressure, volume, and temperature. The modern form of the equation relates these simply in two main forms. The temperature used in the equation of state is an absolute temperature: the appropriate SI unit is the kelvin.
Отклонения от идеального поведения реальных газов
Уравнение состояния, представленное здесь (PV = nRT), применимо только к идеальному газу или в качестве приближения к реальному газу, поведение которого достаточно близко к идеальному. На самом деле существует множество различных форм уравнения состояния. Поскольку закон идеального газа не учитывает ни размер молекул, ни межмолекулярное взаимодействие, он наиболее точен для одноатомных газов при высоких температурах и низких давлениях. Пренебрежение размером молекул становится менее значимым при более низкой плотности, то есть при больших объемах и низких давлениях, поскольку среднее расстояние между соседними молекулами становится значительно больше размера молекул. Относительная важность межмолекулярного взаимодействия уменьшается с ростом тепловой кинетической энергии, то есть с повышением температуры. Более сложные уравнения состояния, такие как уравнение Ван-дер-Ваальса, учитывают отклонения от идеальности, вызванные размером молекул и межмолекулярными силами.
The equation of state given here (PV = nRT) applies only to an ideal gas, or as an approximation to a real gas that behaves sufficiently like an ideal gas. There are in fact many different forms of the equation of state. Since the ideal gas law neglects both molecular size and intermolecular attractions, it is most accurate for monatomic gases at high temperatures and low pressures. The neglect of molecular size becomes less important for lower densities, i. e. for larger volumes at lower pressures, because the average distance between adjacent molecules becomes much larger than the molecular size. The relative importance of intermolecular attractions diminishes with increasing thermal kinetic energy, i. e., with increasing temperatures. More detailed equations of state, such as the van der Waals equation, account for deviations from ideality caused by molecular size and intermolecular forces.