Ecuația gazelor ideale în fizică. Ecuația de stare a gazelor ideale
Conceptele de cinetică moleculară dezvoltate mai sus și ecuațiile obținute pe baza acestora fac posibilă găsirea acelor relații care leagă mărimile care determină starea gazului. Aceste mărimi sunt: presiunea sub care se află gazul, temperatura acestuia și volumul V ocupat de o anumită masă de gaz. Aceștia se numesc parametri de stare.
Cele trei cantități enumerate nu sunt independente. Fiecare dintre ele este o funcție a celorlalte două. Ecuația care leagă toate cele trei mărimi - presiunea, volumul și temperatura unui gaz pentru o masă dată se numește ecuația de stare și poate fi scrisă în general după cum urmează:
Aceasta înseamnă că starea unui gaz este determinată de doar doi parametri (de exemplu, presiune și volum, presiune și temperatură sau, în sfârșit, volum și temperatură), al treilea parametru este determinat în mod unic de ceilalți doi. Dacă ecuația de stare este cunoscută în mod explicit, atunci orice parametru poate fi calculat prin cunoașterea celorlalți doi.
Pentru a studia diferite procese în gaze (și nu numai în gaze), este convenabil să folosiți o reprezentare grafică a ecuației de stare sub formă de curbe ale dependenței unuia dintre parametri de altul la o treime constantă dată. De exemplu, la o anumită temperatură constantă, dependența presiunii gazului de volumul său
are forma prezentată în fig. 4, unde curbe diferite corespund unor valori diferite de temperatură: cu cât temperatura este mai mare, cu atât curba se află mai mare pe grafic. Starea gazului pe o astfel de diagramă este reprezentată printr-un punct. Curba dependenței unui parametru de altul arată o schimbare de stare, numită proces într-un gaz. De exemplu, curbele din fig. 4 descrie procesul de dilatare sau compresie a unui gaz la o temperatură constantă dată.
În viitor, vom folosi pe scară largă astfel de grafice atunci când studiem diferite procese din sistemele moleculare.
Pentru gazele ideale, ecuația de stare poate fi obținută cu ușurință din ecuațiile de bază ale teoriei cinetice (2.4) și (3.1).
De fapt, substituind în ecuația (2.4) în loc de energia cinetică medie a moleculelor expresia acesteia din ecuația (3.1), obținem:
Dacă volumul V conține particule, atunci înlocuind această expresie în (4.1), avem:
Această ecuație, care include toți cei trei parametri de stare, este ecuația de stare a gazelor ideale.
Cu toate acestea, este util să o transformăm astfel încât, în loc de numărul de particule inaccesibile măsurării directe, să includă o masă de gaz ușor măsurabilă.Pentru o astfel de transformare, vom folosi conceptul de moleculă gram, sau mol. Să ne amintim că un mol dintr-o substanță este o cantitate din aceasta a cărei masă, exprimată în grame, este egală cu masa moleculară relativă a substanței (uneori numită greutate moleculară). Această unitate unică de cantitate a unei substanțe este remarcabilă, după cum se știe, prin faptul că un mol din orice substanță conține același număr de molecule. De fapt, dacă notăm masele relative a două substanțe prin și și masele moleculelor acestor substanțe, atunci putem scrie astfel de egalități evidente;
unde este numărul de particule dintr-un mol din aceste substanțe. Întrucât din însăși definiția masei relative rezultă că
împărțind prima dintre egalitățile (4.3) la a doua, obținem că un mol din orice substanță conține același număr de molecule.
Numărul de particule dintr-un mol, același pentru toate substanțele, se numește numărul lui Avogadro. O vom desemna prin Putem defini astfel molul ca unitate a unei marimi speciale - cantitatea unei substante:
1 mol este o cantitate de substanță care conține un număr de molecule sau alte particule (de exemplu, atomi, dacă substanța este formată din atomi) egal cu numărul lui Avogadro.
Dacă împărțim numărul de molecule dintr-o masă dată de gaz la numărul lui Avogadro, atunci obținem numărul de moli din această masă de gaz.Dar aceeași valoare poate fi obținută împărțind masa unui gaz la masa sa relativă, astfel încât
Să înlocuim această expresie cu în formula (4.2). Atunci ecuația de stare va lua forma:
Această ecuație include două constante universale: numărul lui Avogadro și constanta lui Boltzmann Cunoscând una dintre ele, de exemplu constanta lui Boltzmann, cealaltă (numărul lui Avogadro) poate fi determinată prin experimente simple folosind ecuația (4.4) însăși. Pentru a face acest lucru, ar trebui să luați niște gaz cu o masă relativă cunoscută, să-l umpleți cu un vas de volum cunoscut V, să măsurați presiunea acestui gaz și temperatura acestuia și să determinați masa acestuia cântărind vasul gol (evacuat) și vasul umplut. cu gaz. Numărul lui Avogadro s-a dovedit a fi egal cu alunițe.
Chimie fizică: note de curs Berezovchuk A V
2. Ecuația de stare a unui gaz ideal
Studiul legilor empirice ale gazelor (R. Boyle, J. Gay-Lussac) a condus treptat la ideea unui gaz ideal, deoarece s-a descoperit că presiunea unei mase date a oricărui gaz la o temperatură constantă este invers proporțională cu volumul ocupat de acest gaz, iar coeficienții termici de presiune și volum coincid cu mare precizie pentru diverse gaze, în valoare, conform datelor moderne, de 1/ 273 deg –1. După ce am găsit o modalitate de a reprezenta grafic starea unui gaz în coordonate presiune-volum, B. Clapeyron a primit o lege unificată a gazelor care conectează toți cei trei parametri:
PV = BT,
unde este coeficientul ÎN depinde de tipul de gaz și de masa acestuia.
Doar patruzeci de ani mai târziu D. I. Mendeleev a dat acestei ecuații o formă mai simplă, scriind-o nu pentru masă, ci pentru o cantitate unitară a unei substanțe, adică 1 kmol.
PV = RT, (1)
Unde R– constanta universală de gaz.
Semnificația fizică a constantei universale de gaz. R– lucru de dilatare a 1 kmol dintr-un gaz ideal atunci când este încălzit cu un grad, dacă presiunea nu se modifică. Pentru a înțelege semnificația fizică R, imaginați-vă că gazul se află într-un vas la presiune constantă și îi creștem temperatura cu? T, Apoi
PV 1 = RT 1 , (2)
PV 2 = RT 2 . (3)
Scăzând ecuația (2) din (3), obținem
P(V 2 – V 1) = R(T 2 – T 1).
Dacă partea dreaptă a ecuației este egală cu unu, adică am încălzit gazul cu un grad, atunci
R = P?V
Deoarece P=F/S, A? V egală cu suprafața vasului S, înmulțit cu înălțimea de ridicare a pistonului său? h, avem
Evident, în dreapta obținem o expresie pentru lucrare, iar aceasta confirmă semnificația fizică a constantei de gaz.
Din cartea Physical Chemistry: Lecture Notes autorul Berezovchuk A VPRELEGERE Nr. 1. Gaz ideal. Ecuația de stare a unui gaz real 1. Elemente de teorie cinetică moleculară Știința cunoaște patru tipuri de stări agregate ale materiei: solid, lichid, gaz, plasmă. Trecerea unei substanțe de la o stare la alta se numește fază
Din cartea Cinci probleme nerezolvate ale științei de Wiggins Arthur4. Ecuația de stare a unui gaz real Cercetările au arătat că ecuația Mendeleev-Clapeyron nu este satisfăcută foarte precis atunci când se studiază diferite gaze. Fizicianul olandez J. D. van der Waals a fost primul care a înțeles motivele acestor abateri: unul dintre ele este că
Din cartea Cristal viu autor Geguzin Iakov EvseeviciObținerea gazului atmosferic După ce cuptorul nuclear solar a început să funcționeze, vântul solar (o plasmă rarefiată în mare parte din protoni și electroni, care se mișcă acum cu o viteză de aproximativ 400 km/h) a explodat aproape tot hidrogenul primar și heliul, iar planetele interioare.
Din cartea Mișcarea. Căldură autor Kitaygorodsky Alexander IsaakovichCâștig sau pierdere de gaz atmosferic Acum să aplicăm aceste modele planetelor interioare și să vedem cum atmosfera lor primară și-a căpătat forma actuală. Să începem cu Venus și Marte și să salvăm Pământul pentru final. Venus Principala diferență între a noastră
Din cartea „Desigur că glumiți, domnule Feynman!” autor Feynman Richard PhillipsDESPRE BULELE DE GAZ ÎN CRISTAL Fizicienii din cristale glumesc adesea sumbru că defecte apar în cristale în doar două cazuri: când experimentatorul care cultivă cristalele vrea și când nu vrea. Vă voi spune cum apar ele în cristale.
Din cartea surse de alimentare și încărcătoare a autoruluiTeoria gazelor ideale Proprietățile gazului ideal, care ne-au dat definiția temperaturii, sunt foarte simple. La o temperatură constantă, se aplică legea Boyle-Mariotte: produsul pV rămâne neschimbat cu modificări de volum sau presiune. La presiune constantă rămâne
Din carte Glumești, desigur, domnule Feynman! autor Feynman Richard PhillipsXII. Stări ale materiei Vapori de fier și aer solid Nu este o combinație ciudată de cuvinte? Totuși, aceasta nu este deloc o prostie: atât vaporii de fier, cât și aerul solid există în natură, dar nu în condiții obișnuite.Despre ce condiții vorbim? Starea materiei este determinată
Ecuația de staregaz ideal(Uneori ecuațiaClapeyron sau ecuațiaMendeleev - Clapeyron) - o formulă care stabilește relația dintre presiunea, volumul molar și temperatura absolută a unui gaz ideal. Ecuația arată astfel:
Deoarece , unde este cantitatea de substanță și , unde este masa, este masa molară, ecuația de stare se poate scrie:
Această formă de înregistrare se numește ecuația Mendeleev-Clapeyron (lege).
În cazul masei constante a gazului, ecuația se poate scrie astfel:
Ultima ecuație se numește legea gazelor unite. Din aceasta se obțin legile lui Boyle - Mariotte, Charles și Gay-Lussac:
- Legea lui Boyle - Mariotta.
- Legea lui Gay-Lussac.
- legeCharles(A doua lege a lui Gay-Lussac, 1808) Și sub formă de proporție 
Această lege este convenabilă pentru calcularea transferului de gaz dintr-o stare în alta. Din punctul de vedere al unui chimist, această lege poate suna ușor diferit: volumele de gaze care reacţionează în aceleaşi condiţii (temperatură, presiune) se raportează între ele şi cu volumele compuşilor gazoşi rezultaţi ca numere întregi simple. De exemplu, 1 volum de hidrogen se combină cu 1 volum de clor, rezultând 2 volume de acid clorhidric:
1 Un volum de azot se combină cu 3 volume de hidrogen pentru a forma 2 volume de amoniac:
- Legea lui Boyle - Mariotta. Legea Boyle-Mariotte este numită după fizicianul, chimistul și filozoful irlandez Robert Boyle (1627-1691), care a descoperit-o în 1662, precum și după fizicianul francez Edme Mariotte (1620-1684), care a descoperit această lege independent de Boyle. în 1677. În unele cazuri (în dinamica gazelor), este convenabil să scrieți ecuația de stare a unui gaz ideal sub forma
unde este exponentul adiabatic, este energia internă pe unitatea de masă a unei substanțe.Emil Amaga a descoperit că la presiuni mari comportamentul gazelor se abate de la legea Boyle-Mariotte. Și această împrejurare poate fi clarificată pe baza unor concepte moleculare.
Pe de o parte, în gazele puternic comprimate, dimensiunile moleculelor în sine sunt comparabile cu distanțele dintre molecule. Astfel, spațiul liber în care se mișcă moleculele este mai mic decât volumul total al gazului. Această circumstanță crește numărul de impacturi ale moleculelor asupra peretelui, deoarece reduce distanța pe care o moleculă trebuie să zboare pentru a ajunge la perete. Pe de altă parte, într-un gaz foarte comprimat și, prin urmare, mai dens, moleculele sunt atrase de alte molecule mult mai mult timp decât moleculele dintr-un gaz rarefiat. Acest lucru, dimpotrivă, reduce numărul de impacturi ale moleculelor în perete, deoarece în prezența atracției față de alte molecule, moleculele de gaz se deplasează spre perete cu o viteză mai mică decât în absența atracției. La presiuni nu prea mari, a doua circumstanță este mai semnificativă și produsul scade ușor. La presiuni foarte mari, prima împrejurare joacă un rol major și produsul crește.
5. Ecuația de bază a teoriei cinetice moleculare a gazelor ideale
Pentru a deriva ecuația de bază a teoriei cinetice moleculare, luați în considerare un gaz ideal monoatomic. Să presupunem că moleculele de gaz se mișcă haotic, numărul de ciocniri reciproce între moleculele de gaz este neglijabil în comparație cu numărul de impacturi asupra pereților vasului, iar ciocnirile moleculelor cu pereții vasului sunt absolut elastice. Să selectăm o zonă elementară DS pe peretele vasului și să calculăm presiunea exercitată asupra acestei zone. La fiecare coliziune, o moleculă care se mișcă perpendicular pe platformă îi transferă impuls m 0 v-(-m 0 v)=2m 0 v, Unde T 0 - masa moleculei, v - viteza sa.
În timpul Dt al locului DS, numai acele molecule care sunt închise în volumul unui cilindru cu o bază DS și înălțime v D t .Numărul acestor molecule este egal n D Sv D t (n- concentrația de molecule).
Este necesar, totuși, să se țină cont de faptul că în realitate moleculele se deplasează spre site
DS în unghiuri diferite și au viteze diferite, iar viteza moleculelor se modifică cu fiecare coliziune. Pentru a simplifica calculele, mișcarea haotică a moleculelor este înlocuită cu mișcarea de-a lungul a trei direcții reciproc perpendiculare, astfel încât în orice moment 1/3 din molecule se mișcă de-a lungul fiecăreia dintre ele, cu jumătate din molecule (1/6) deplasându-se de-a lungul o direcție dată într-o direcție, jumătate în direcția opusă. Atunci numărul de impacturi ale moleculelor care se mișcă într-o direcție dată pe pad-ul DS va fi de 1/6 nDSvDt. Când se ciocnesc de platformă, aceste molecule își vor transfera impuls
D R = 2m 0 v 1 / 6 n D Sv D t= 1 / 3 n m 0 v 2D S D t.
Apoi presiunea gazului exercitat de acesta pe peretele vasului este
p=DP/(DtDS)= 1/3 nm0v2. (3.1)
Dacă volumul de gaz V conţine N molecule,
deplasându-se cu viteze v 1 , v 2 , ..., v N, Acea
este indicat să luați în considerare viteza medie pătratică
care caracterizează întregul set de molecule de gaz.
Ecuația (3.1), ținând cont de (3.2), va lua forma
p =
1
/
3
vineri 0
Se numește expresia (3.3). ecuația de bază a teoriei cinetice moleculare a gazelor ideale. Calcul precis, ținând cont de mișcarea moleculelor de-a lungul întregii
direcțiile posibile sunt date de aceeași formulă.
Având în vedere că n = N/V primim
Unde E - energia cinetică totală a mișcării de translație a tuturor moleculelor de gaz.
Deoarece masa gazului m =Nm 0 , atunci ecuația (3.4) poate fi rescrisă ca
pV= 1 / 3 m
Pentru un mol de gaz t = M (M - masa molară), deci
pV m = 1/3 M
Unde V m - volumul molar. Pe de altă parte, conform ecuației Clapeyron-Mendeleev, pV m =RT. Prin urmare,
RT= 1/3 M
Deoarece M = m 0 N A, unde m 0 este masa unei molecule, iar NA este constanta lui Avogadro, din ecuația (3.6) rezultă că
Unde k = R/N A- constanta Boltzmann. De aici aflăm că la temperatura camerei, moleculele de oxigen au o viteză medie pătrată de 480 m/s, moleculele de hidrogen - 1900 m/s. La temperatura heliului lichid, aceleași viteze vor fi de 40, respectiv 160 m/s.
Energia cinetică medie a mișcării de translație a unei molecule de gaz ideal
(am folosit formulele (3.5) și (3.7)) este proporțională cu temperatura termodinamică și depinde numai de aceasta. Din această ecuație rezultă că la T=0
« Fizica - clasa a X-a"
Acest capitol va discuta implicațiile care pot fi trase din conceptul de temperatură și alți parametri macroscopici. Ecuația de bază a teoriei cinetice moleculare a gazelor ne-a adus foarte aproape de stabilirea legăturilor între acești parametri.
Am examinat în detaliu comportamentul unui gaz ideal din punctul de vedere al teoriei cinetice moleculare. S-a determinat dependența presiunii gazului de concentrația moleculelor și de temperatură (vezi formula (9.17)).
Pe baza acestei dependențe, este posibil să se obțină o ecuație care leagă toți cei trei parametri macroscopici p, V și T, care caracterizează starea unui gaz ideal de o masă dată.
Formula (9.17) poate fi utilizată numai până la o presiune de ordinul a 10 atm.
Se numește ecuația care raportează trei parametri macroscopici p, V și T ecuația de stare a gazelor ideale.
Să înlocuim expresia concentrației de molecule de gaz în ecuația p = nkT. Luând în considerare formula (8.8), concentrația gazului se poate scrie după cum urmează:
unde N A este constanta lui Avogadro, m este masa gazului, M este masa molară a acestuia. După înlocuirea formulei (10.1) în expresia (9.17) vom avea
Produsul constantei lui Boltzmann k și constantei lui Avogadro N A se numește constanta universală (molară) a gazelor și se notează cu litera R:
R = kN A = 1,38 10 -23 J/K 6,02 10 23 1/mol = 8,31 J/(mol K). (10,3)
Înlocuind constanta universală a gazului R în ecuația (10.2) în loc de kN A, obținem ecuația de stare a unui gaz ideal de masă arbitrară.
Singura cantitate din această ecuație care depinde de tipul de gaz este masa sa molară.
Ecuația de stare implică o relație între presiunea, volumul și temperatura unui gaz ideal, care poate fi în oricare două stări.
Dacă indicele 1 indică parametrii legați de prima stare, iar indicele 2 indică parametrii aferenți a doua stare, atunci conform ecuației (10.4) pentru un gaz cu o masă dată
Laturile din dreapta acestor ecuații sunt aceleași, prin urmare, laturile lor din stânga trebuie să fie, de asemenea, egale:
Se știe că un mol de orice gaz în condiții normale (p 0 = 1 atm = 1,013 10 5 Pa, t = 0 °C sau T = 273 K) ocupă un volum de 22,4 litri. Pentru un mol de gaz, conform relației (10.5), scriem:
Am obținut valoarea constantei universale de gaz R.
Astfel, pentru un mol de orice gaz
Ecuația de stare în forma (10.4) a fost obținută pentru prima dată de marele om de știință rus D.I. Mendeleev. El este numit Ecuația Mendeleev-Clapeyron.
Ecuația de stare în forma (10.5) se numește Ecuația Clapeyronși este una dintre formele de scriere a ecuației de stare.
B. Clapeyron a lucrat în Rusia timp de 10 ani ca profesor la Institutul Căilor Ferate. Revenit în Franța, a participat la construcția multor căi ferate și a întocmit numeroase proiecte pentru construcția de poduri și drumuri.
Numele său este inclus în lista celor mai mari oameni de știință ai Franței, plasată la primul etaj al Turnului Eiffel.
Ecuația de stare nu trebuie derivată de fiecare dată, trebuie reținută. Ar fi bine să ne amintim valoarea constantei universale de gaz:
R = 8,31 J/(mol K).
Până acum am vorbit despre presiunea unui gaz ideal. Dar în natură și în tehnologie, de foarte multe ori avem de-a face cu un amestec de mai multe gaze, care în anumite condiții pot fi considerate ideale.
Cel mai important exemplu de amestec de gaze este aerul, care este un amestec de azot, oxigen, argon, dioxid de carbon și alte gaze. Care este presiunea amestecului de gaze?
Legea lui Dalton este valabilă pentru un amestec de gaze.
legea lui Dalton
Presiunea unui amestec de gaze care nu interacționează chimic este egală cu suma presiunilor lor parțiale
p = p 1 + p 2 + ... + p i + ... .
unde p i este presiunea parțială a i-a componentă a amestecului.
Un gaz ideal, ecuația de stare a unui gaz ideal, temperatura și presiunea acestuia, volumul... lista parametrilor și definițiilor care sunt utilizate în secțiunea corespunzătoare de fizică poate fi continuată destul de mult timp. Astăzi vom vorbi exact despre acest subiect.
Ce este considerat în fizica moleculară?
Obiectul principal luat în considerare în această secțiune este un gaz ideal. Gazul ideal a fost obținut ținând cont de condițiile normale de mediu și despre asta vom vorbi puțin mai târziu. Acum să abordăm această „problema” de departe.
Să presupunem că avem o anumită masă de gaz. Starea ei poate fi determinată folosind trei caractere. Acestea sunt, desigur, presiunea, volumul și temperatura. Ecuația de stare a sistemului în acest caz va fi formula pentru relația dintre parametrii corespunzători. Arată astfel: F (p, V, T) = 0.
Aici ne apropiem pentru prima dată încet de apariția unui astfel de concept ca gaz ideal. Este un gaz în care interacțiunile dintre molecule sunt neglijabile. În general, acest lucru nu există în natură. Cu toate acestea, oricine este foarte aproape de el. Azotul, oxigenul și aerul în condiții normale diferă puțin de ideal. Pentru a scrie ecuația de stare a unui gaz ideal, putem folosi combinația Obținem: pV/T = const.
Conceptul înrudit #1: Legea lui Avogadro
El ne poate spune că dacă luăm același număr de moli de absolut orice gaz aleatoriu și îi punem în aceleași condiții, inclusiv temperatură și presiune, atunci gazele vor ocupa același volum. În special, experimentul a fost efectuat în condiții normale. Aceasta înseamnă că temperatura a fost egală cu 273,15 Kelvin, presiunea a fost de o atmosferă (760 milimetri de mercur sau 101325 Pascali). Cu acești parametri, gazul a ocupat un volum de 22,4 litri. În consecință, putem spune că pentru un mol din orice gaz raportul parametrilor numerici va fi o valoare constantă. De aceea s-a decis să desemnăm acest număr cu litera R și să-l numim constanta universală a gazelor. Astfel, este egal cu 8,31. Dimensiunea J/mol*K.
Gaz ideal. Ecuația de stare a unui gaz ideal și manipularea cu acesta
Să încercăm să rescriem formula. Pentru a face acest lucru, o scriem sub forma: pV = RT. În continuare, să efectuăm o acțiune simplă: înmulțim ambele părți ale ecuației cu un număr arbitrar de moli. Se obține pVu = uRT. Să luăm în considerare faptul că produsul dintre volumul molar și cantitatea de substanță este pur și simplu volum. Dar numărul de moli va fi simultan egal cu câtul dintre masă și masă molară. Acesta este exact cum arată. Oferă o idee clară despre ce tip de sistem se formează un gaz ideal. Ecuația de stare a unui gaz ideal va lua forma: pV = mRT/M.
Să derivăm formula pentru presiune
Să mai facem câteva manipulări cu expresiile rezultate. Pentru a face acest lucru, înmulțiți partea dreaptă a ecuației Mendeleev-Clapeyron și împărțiți-o la numărul lui Avogadro. Acum ne uităm cu atenție la produsul cantității de substanță prin Acesta nu este nimic mai mult decât numărul total de molecule din gaz. Dar, în același timp, raportul dintre constanta universală a gazului și numărul Avogadro va fi egal cu constanta Boltzmann. Prin urmare, formulele pentru presiune pot fi scrise astfel: p = NkT/V sau p = nkT. Aici denumirea n este concentrația de particule.
Procese cu gaze ideale
În fizica moleculară există așa ceva ca izoprocesele. Acestea sunt cele care au loc în sistem sub unul dintre parametrii constanți. În acest caz, masa substanței trebuie să rămână constantă. Să le privim mai precis. Deci, legile gazelor ideale.
Presiunea rămâne constantă
Aceasta este legea lui Gay-Lussac. Arata astfel: V/T = const. Se poate rescrie în alt mod: V = Vo (1+at). Aici a este egal cu 1/273,15 K^-1 și se numește „coeficient de expansiune în volum”. Putem înlocui temperatura atât pe scara Celsius, cât și pe scara Kelvin. În acest din urmă caz obținem formula V = Voat.
Volumul rămâne constant
Aceasta este a doua lege a lui Gay-Lussac, numită mai frecvent legea lui Charles. Arata astfel: p/T = const. Există o altă formulare: p = po (1 + at). Conversiile pot fi efectuate în conformitate cu exemplul anterior. După cum puteți vedea, legile unui gaz ideal sunt uneori destul de asemănătoare între ele.
Temperatura rămâne constantă
Dacă temperatura unui gaz ideal rămâne constantă, atunci putem obține legea Boyle-Mariotte. Se poate scrie astfel: pV = const.
Conceptul înrudit #2: Presiunea parțială
Să presupunem că avem un vas cu gaze. Va fi un amestec. Sistemul este într-o stare de echilibru termic, iar gazele în sine nu reacţionează între ele. Aici N va desemna numărul total de molecule. N1, N2 și așa mai departe, respectiv, numărul de molecule din fiecare dintre componentele amestecului existent. Să luăm formula de presiune p = nkT = NkT/V. Poate fi deschis pentru un caz anume. Pentru un amestec cu două componente, formula va lua forma: p = (N1 + N2) kT/V. Dar apoi se dovedește că presiunea totală va fi însumată din presiunile parțiale ale fiecărui amestec. Aceasta înseamnă că va arăta ca p1 + p2 și așa mai departe. Acestea vor fi presiunile parțiale.
Pentru ce este?
Formula pe care am obținut-o indică faptul că presiunea în sistem este exercitată de fiecare grup de molecule. Apropo, nu depinde de alții. Dalton a profitat de acest lucru atunci când a formulat legea care a fost numită ulterior după el: într-un amestec în care gazele nu reacţionează chimic între ele, presiunea totală va fi egală cu suma presiunilor parţiale.
Se încarcă...
