Przepisy dotyczące gazu - Gas laws
Prawa gazowe zostały opracowane pod koniec XVIII wieku, kiedy naukowcy zaczęli zdawać sobie sprawę, że można uzyskać zależności między ciśnieniem , objętością i temperaturą próbki gazu, które byłyby przybliżone dla wszystkich gazów.
prawo Boyle'a
W 1662 r. Robert Boyle badał zależność między objętością a ciśnieniem gazu o ustalonej ilości w stałej temperaturze. Zaobserwował, że objętość danej masy gazu jest odwrotnie proporcjonalna do jego ciśnienia w stałej temperaturze. Prawo Boyle'a, opublikowane w 1662 roku, mówi, że w stałej temperaturze iloczyn ciśnienia i objętości danej masy gazu doskonałego w układzie zamkniętym jest zawsze stały. Można to zweryfikować eksperymentalnie za pomocą manometru i pojemnika o zmiennej objętości. Można to również wyprowadzić z kinetycznej teorii gazów: jeśli objętość pojemnika z ustaloną liczbą cząsteczek w środku zostanie zmniejszona, więcej cząsteczek uderzy w daną powierzchnię boków pojemnika w jednostce czasu, powodując większe ciśnienie .
Stwierdzenie prawa Boyle'a jest następujące:
- Objętość danej masy gazu jest odwrotnie proporcjonalna do ciśnienia, gdy temperatura jest stała.
Pojęcie można przedstawić za pomocą następujących wzorów:
- , co oznacza „Objętość jest odwrotnie proporcjonalna do ciśnienia”, lub
- , co oznacza „Ciśnienie jest odwrotnie proporcjonalne do objętości”, lub
- , lub
- gdzie P to ciśnienie, a V to objętość gazu, a k 1 to stała w tym równaniu (i nie jest taka sama jak stałe proporcjonalności w innych równaniach w tym artykule).
Prawo Karola
Prawo Karola, czyli prawo tomów, zostało odnalezione w 1787 roku przez Jacques'a Charlesa. Stwierdza, że dla danej masy gazu doskonałego przy stałym ciśnieniu objętość jest wprost proporcjonalna do jego temperatury bezwzględnej , zakładając, że jest to układ zamknięty.
Stwierdzenie prawa Charlesa jest następujące: objętość (V) danej masy gazu przy stałym ciśnieniu (P) jest wprost proporcjonalna do jego temperatury (T). Jako równanie matematyczne prawo Karola jest zapisane jako:
- , lub
- , lub
- ,
gdzie „V” to objętość gazu, „T” to temperatura bezwzględna, a k 2 to stała proporcjonalności (która nie jest taka sama jak stałe proporcjonalności w innych równaniach w tym artykule).
Prawo Gay-Lussaca
Prawo Gay-Lussaca, prawo Amontonsa lub prawo ciśnienia zostało odnalezione przez Josepha Louisa Gay-Lussaca w 1808 roku. Stanowi ono, że dla danej masy i stałej objętości gazu doskonałego ciśnienie wywierane na boki jego pojemnika jest bezpośrednio proporcjonalna do jego temperatury bezwzględnej .
Jako równanie matematyczne prawo Gay-Lussaca jest zapisane jako:
- , lub
- , lub
- ,
- gdzie P to ciśnienie, T to temperatura bezwzględna, a k to kolejna stała proporcjonalności.
Prawo Avogadro
Prawo Avogadro (postawione w 1811 r.) mówi, że objętość zajmowana przez gaz doskonały jest wprost proporcjonalna do liczby cząsteczek gazu obecnego w pojemniku. Daje to objętość molową gazu, która w STP (273,15 K, 1 atm) wynosi około 22,4 L. Zależność tę wyraża wzór
- gdzie n jest równe liczbie cząsteczek gazu (lub liczbie moli gazu).
Połączone i idealne prawa gazu
Połączeniu prawo gaz lub gaz Ogólne równanie otrzymuje się łącząc Prawo Boyle'a, prawo Charlesa, a prawo Gay-Lussac użytkownika. Pokazuje zależność między ciśnieniem, objętością i temperaturą dla ustalonej masy (ilości) gazu:
Można to również zapisać jako:
Wraz z prawem Avogadro The połączone prawo gazu rozwija się w prawo gazu idealnego :
- gdzie
- P to ciśnienie
- V to objętość
- n to liczba moli
- R jest uniwersalną stałą gazową
- T to temperatura (K)
- gdzie stała proporcjonalności, obecnie nazywana R, jest uniwersalną stałą gazową o wartości 8,3144598 (kPa∙L)/(mol∙K). Równoważnym sformułowaniem tego prawa jest:
- gdzie
- P to ciśnienie
- V to głośność
- N to liczba cząsteczek gazu
- k jest stałą Boltzmanna (1,381 x 10 -23 J·K -1 w jednostkach SI)
- T to temperatura (K)
Te równania są dokładne tylko dla gazu doskonałego , który pomija różne efekty międzycząsteczkowe (patrz gaz rzeczywisty ). Jednak równanie stanu gazu doskonałego jest dobrym przybliżeniem dla większości gazów pod umiarkowanym ciśnieniem i temperaturą.
To prawo ma następujące ważne konsekwencje:
- Jeśli temperatura i ciśnienie są utrzymywane na stałym poziomie, objętość gazu jest wprost proporcjonalna do liczby cząsteczek gazu.
- Jeśli temperatura i objętość pozostają stałe, to ciśnienie gazu zmienia się wprost proporcjonalnie do liczby obecnych cząsteczek gazu.
- Jeśli liczba cząsteczek gazu i temperatura pozostają stałe, ciśnienie jest odwrotnie proporcjonalne do objętości.
- Jeśli temperatura się zmienia, a liczba cząsteczek gazu jest utrzymywana na stałym poziomie, ciśnienie lub objętość (lub oba) zmienią się wprost proporcjonalnie do temperatury.
Inne przepisy dotyczące gazu
- Prawo Grahama
- stwierdza, że szybkość dyfuzji cząsteczek gazu jest odwrotnie proporcjonalna do pierwiastka kwadratowego gęstości gazu w stałej temperaturze. W połączeniu z prawem Avogadro (tzn. ponieważ równe objętości mają taką samą liczbę cząsteczek) jest to to samo, co jest odwrotnie proporcjonalne do pierwiastka masy cząsteczkowej.
- Prawo Daltona z ciśnieniami cząstkowymi
- stwierdza, że ciśnienie mieszaniny gazów jest po prostu sumą ciśnień cząstkowych poszczególnych składników. Prawo Daltona wygląda następująco:
- a wszystkie gazy składowe i mieszanina mają tę samą temperaturę i objętość
- gdzie P total to całkowite ciśnienie mieszaniny gazów
- P i ma cząstkowe ciśnienie lub ciśnienie gazu komponentów w danej objętości i temperatury.
- Prawo Amagat jest od objętości częściowych
- stwierdza, że objętość mieszaniny gazów (lub objętość pojemnika) jest po prostu sumą objętości cząstkowych poszczególnych składników. Prawo Amagata wygląda następująco:
- a wszystkie gazy składowe i mieszanina mają tę samą temperaturę i ciśnienie
- gdzie V total jest całkowitą objętością mieszanki gazowej lub objętością pojemnika,
- V i jest częściowe objętości, lub objętości gazu składnika w danym ciśnienia i temperatury.
- Prawo Henryka
- stwierdza, że w stałej temperaturze ilość danego gazu rozpuszczonego w danym rodzaju i objętości cieczy jest wprost proporcjonalna do ciśnienia cząstkowego tego gazu w równowadze z tą cieczą.
- Prawdziwe prawo gazowe
- sformułowany przez Johannesa Diderika van der Waalsa (1873).
Bibliografia
- Castka, Józef F.; Metcalfe, H. Clark; Davis, Raymond E.; Williams, John E. (2002). Nowoczesna Chemia . Holta, Rineharta i Winstona. Numer ISBN 0-03-056537-5.
- Guch, Ian (2003). Kompletny przewodnik po chemii idioty . Alpha, Penguin Group Inc. ISBN 1-59257-101-8.
- Zumdahl, Steven S (1998). Zasady chemiczne . Firma Houghton Mifflin. Numer ISBN 0-395-83995-5.
Zewnętrzne linki
- Multimedia związane z prawem gazowym w Wikimedia Commons